Химийн кинетик ба термодинамик. Аливаа процесс явагддаг химийн кинетик ба термодинамик Кинетик ба термодинамик хими

1. Химийн урвалын хурд. Үзэл баримтлалын тодорхойлолт. Химийн урвалын хурдад нөлөөлдөг хүчин зүйлүүд: урвалжийн концентраци, даралт, температур, катализатор байгаа эсэх. Массын үйл ажиллагааны хууль (LMA) нь химийн кинетикийн үндсэн хууль юм. Тогтмол хурд, түүний физик утга. Урвалж буй бодисын шинж чанар, температур, катализатор байгаа эсэх нь урвалын хурдны тогтмол байдалд үзүүлэх нөлөө.

Нэг төрлийн урвалын хурд нь нэгж хугацаанд аливаа урвалын оролцогчийн молийн концентрацийн өөрчлөлттэй тоон утгаараа тэнцүү байна.

t 1-ээс t 2 хүртэлх хугацааны интервал дахь v дундаж урвалын хурдыг дараахь хамаарлаар тодорхойлно.

Нэг төрлийн химийн урвалын хурдад нөлөөлдөг гол хүчин зүйлүүд:

• - урвалд орж буй бодисын шинж чанар;
• - урвалжуудын молийн концентраци;
• - даралт (хэрэв хийнүүд урвалд оролцвол);
• - температур;
• - катализатор байгаа эсэх.

Гетероген урвалын хурд нь нэгж интерфэйсийн талбайд нэгж хугацаанд ногдох аливаа урвалын оролцогчийн химийн хэмжээний өөрчлөлттэй тоон утгаараа тэнцүү байна: .

Үе шатуудын дагуу химийн урвалыг энгийн (анхан шатны) ба нарийн төвөгтэй гэж хуваадаг. Ихэнх химийн урвалууд нь хэд хэдэн үе шаттайгаар явагддаг нарийн төвөгтэй процессууд юм. хэд хэдэн энгийн процессуудаас бүрддэг.

Энгийн урвалын хувьд массын үйл ажиллагааны хууль хүчинтэй байна: химийн элементийн урвалын хурд нь урвалын тэгшитгэл дэх стехиометрийн коэффициенттэй тэнцүү хүчин чадалтай урвалжуудын концентрацийн бүтээгдэхүүнтэй шууд пропорциональ байна.

aA + bB > ... элементийн урвалын хувьд массын үйл ажиллагааны хуулийн дагуу урвалын хурдыг дараах харьцаагаар илэрхийлнэ.

энд c(A) ба c(B) нь А ба В урвалжийн молийн концентраци; a ба b нь харгалзах стехиометрийн коэффициентүүд; k нь энэ урвалын хурдны тогтмол юм.

Гетероген урвалын хувьд массын үйл ажиллагааны хуулийн тэгшитгэлд бүх урвалжуудын концентрацийг оруулаагүй, харин зөвхөн хийн эсвэл ууссан бодисыг оруулна. Тиймээс нүүрстөрөгчийн шаталтын урвалын хувьд:

C (k) + O 2 (г) > CO 2 (г)

Хурдны тэгшитгэл нь дараах хэлбэртэй байна.

Хурдны тогтмолын физик утга нь 1 моль/дм 3-тай тэнцэх урвалд орох бодисын концентраци дахь химийн урвалын хурдтай тоогоор тэнцүү байна гэсэн үг юм.

Нэг төрлийн урвалын хурдны тогтмолын утга нь урвалд орох бодис, температур, катализаторын шинж чанараас хамаарна.

2. Химийн урвалын хурдад температурын нөлөөлөл. Химийн урвалын хурдны температурын коэффициент. Идэвхтэй молекулууд. Молекулуудын кинетик энергийн дагуу тархалтын муруй. Идэвхжүүлэх энерги. Анхны молекул дахь идэвхжүүлэлтийн энерги ба химийн бондын энергийн харьцаа. Шилжилтийн төлөв буюу идэвхжүүлсэн цогцолбор. Идэвхжүүлэх энерги ба урвалын дулааны нөлөө (энергийн диаграмм). Идэвхжүүлэх энергиээс урвалын хурдны температурын коэффициентийн хамаарал.

Температур нэмэгдэхийн хэрээр химийн урвалын хурд ихэвчлэн нэмэгддэг. Температур 10 градусаар (эсвэл 10 К-ээр) нэмэгдэхэд урвалын хурд хэдэн удаа нэмэгдэж байгааг харуулсан утгыг химийн урвалын хурдны температурын коэффициент (g) гэнэ.

Т 2 ба T 1 температурт урвалын хурд хаана байна; r нь урвалын хурдны температурын коэффициент юм.

Температурын урвалын хурдаас хамаарах хамаарлыг Вант Хоффын эмпирик дүрмээр ойролцоогоор тодорхойлно: температур 10 градусаар нэмэгдэх тусам химийн урвалын хурд 2-4 дахин нэмэгддэг.

Аррениусын идэвхжүүлэлтийн онолын хүрээнд урвалын хурдыг температураас хамаарлыг илүү нарийвчлалтай тайлбарлах боломжтой. Энэ онолын дагуу зөвхөн идэвхтэй тоосонцор мөргөлдөх үед химийн урвал явагдана. Идэвхтэй тоосонцор нь урвалд орж буй хэсгүүдийн электрон бүрхүүлүүдийн хооронд үүсэх түлхэлтийн хүчийг даван туулахад шаардлагатай тодорхой энергийн шинж чанартай байдаг. Температур нэмэгдэх тусам идэвхтэй хэсгүүдийн эзлэх хувь нэмэгддэг.

Идэвхжүүлсэн цогцолбор нь идэвхтэй бөөмсийн мөргөлдөх үед үүссэн завсрын тогтворгүй бүлэг бөгөөд бондын дахин хуваарилалтын төлөвт байдаг. Идэвхжүүлсэн цогцолбор задрахад урвалын бүтээгдэхүүн үүсдэг.

Идэвхжүүлэх энерги E a нь урвалд орж буй хэсгүүдийн дундаж энерги ба идэвхжүүлсэн цогцолборын энергийн зөрүүтэй тэнцүү байна.

Ихэнх химийн урвалын хувьд идэвхжүүлэлтийн энерги нь урвалд орж буй бодисын молекулуудын хамгийн сул холбоогуудын диссоциацийн энергиээс бага байдаг.

Идэвхжүүлэлтийн онолд химийн урвалын хурдад температурын нөлөөг химийн урвалын хурдны тогтмолы Аррениус тэгшитгэлээр тодорхойлно.

Энд А нь урвалд орох бодисын шинж чанараар тодорхойлогддог температураас үл хамаарах тогтмол хүчин зүйл; e нь натурал логарифмын суурь; E a - идэвхжүүлэх энерги; R нь молийн хийн тогтмол юм.

Аррениусын тэгшитгэлээс харахад идэвхжүүлэх энерги бага байх тусам урвалын хурдны тогтмол хэмжээ их байна. Идэвхжүүлэх энерги бага зэрэг буурсан ч (жишээлбэл, катализатор нэмэх үед) урвалын хурд мэдэгдэхүйц нэмэгдэхэд хүргэдэг.

Аррениусын тэгшитгэлийн дагуу температурын өсөлт нь химийн урвалын хурдны тогтмолыг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг. E a-ийн утга бага байх тусам урвалын хурдад температурын нөлөө илүү мэдэгдэхүйц байх тусам урвалын хурдны температурын коэффициент их байх болно.

3. Химийн урвалын хурдад катализаторын үзүүлэх нөлөө. Нэг төрлийн ба гетероген катализ. Нэг төрлийн катализын онолын элементүүд. Завсрын нэгдлүүдийн онол. Гетероген катализын онолын элементүүд. Идэвхтэй төвүүд ба тэдгээрийн гетероген катализ дахь үүрэг. Шингээх тухай ойлголт. Химийн урвалын идэвхжүүлэлтийн энергид катализаторын нөлөө. Байгаль, үйлдвэрлэл, технологи дахь катализ. Биохимийн катализ. Ферментүүд.

Катализ гэдэг нь бодисын нөлөөн дор химийн урвалын хурдыг өөрчлөх явдал бөгөөд урвал дууссаны дараа түүний хэмжээ, шинж чанар нь урвалын өмнөхтэй ижил хэвээр байна.

Катализатор нь химийн урвалын хурдыг өөрчилдөг боловч химийн хувьд өөрчлөгдөөгүй бодис юм.

Эерэг катализатор нь урвалыг хурдасгадаг; сөрөг катализатор буюу дарангуйлагч нь урвалыг удаашруулдаг.

Ихэнх тохиолдолд катализаторын нөлөөг урвалын идэвхжүүлэх энергийг бууруулдагтай холбон тайлбарладаг. Катализатортой холбоотой завсрын процесс бүр нь катализаторгүй урвалаас бага идэвхжүүлэлтийн энергитэй явагддаг.

Нэг төрлийн катализийн үед катализатор ба урвалжууд нэг фаз (уусмал) үүсгэдэг. Гетероген катализаторын хувьд катализатор (ихэвчлэн хатуу) ба урвалд орох бодисууд өөр өөр үе шаттай байдаг.

Нэг төрлийн катализын үед катализатор нь урвалжтай завсрын нэгдэл үүсгэдэг бөгөөд энэ нь хоёр дахь урвалжтай өндөр хурдтай урвалд орох эсвэл хурдан задарч урвалын бүтээгдэхүүнийг ялгаруулдаг.

Нэг төрлийн катализийн жишээ: хүхрийн хүчил үүсгэх азотын аргыг ашиглан хүхрийн (IV) ислийг хүхрийн (VI) исэлд хүчилтөрөгчөөр исэлдүүлэх (энд катализатор нь хүчилтөрөгчтэй амархан урвалд ордог азотын (II) исэл юм).

Гетероген катализын үед урвал нь катализаторын гадаргуу дээр явагддаг. Эхний үе шатууд нь урвалжийн хэсгүүдийг катализатор руу тараах, катализаторын гадаргуугаар шингээх (жишээ нь, шингээлт) юм. Реактив молекулууд нь катализаторын гадаргуу дээр байрлах атомууд эсвэл бүлэг атомуудтай харилцан үйлчилж, завсрын гадаргуугийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг. Ийм завсрын нэгдлүүдэд тохиолддог электрон нягтын дахин хуваарилалт нь десорбцийн шинэ бодис үүсэхэд хүргэдэг, өөрөөр хэлбэл гадаргуугаас зайлуулдаг.

Завсрын гадаргуугийн нэгдлүүд үүсэх процесс нь катализаторын идэвхтэй төвүүдэд явагддаг.

Гетероген катализын жишээ бол ванадий (V) оксидын оролцоотойгоор хүхрийн (IV) ислийг хүхэр (VI) исэлд хүчилтөрөгчөөр исэлдүүлэх хурдыг нэмэгдүүлэх явдал юм.

Аж үйлдвэр, технологийн катализаторын үйл явцын жишээ: аммиакийн нийлэгжилт, азот ба хүхрийн хүчлийн нийлэгжилт, газрын тосыг хагалах, шинэчлэх, автомашинд бензиний бүрэн шаталтаас үүссэн бүтээгдэхүүнийг шатаах гэх мэт.

Амьд организмд тохиолддог ихэнх биохимийн урвалыг каталитик урвал гэж ангилдаг тул байгаль дээрх катализаторын үйл явцын жишээ олон байдаг. Ийм урвалын катализатор нь фермент гэж нэрлэгддэг уургийн бодис юм. Хүний биед 30,000 орчим фермент байдаг бөгөөд тэдгээр нь тус бүр нь зөвхөн нэг төрлийн процессыг хурдасгадаг (жишээлбэл, шүлсний птиалин нь зөвхөн цардуулыг глюкоз болгон хувиргах процессыг хурдасгадаг).

4. Химийн тэнцвэрт байдал. Эргэж болох ба эргэлт буцалтгүй химийн урвалууд. Химийн тэнцвэрийн байдал. Химийн тэнцвэрийн тогтмол. Тэнцвэрийн тогтмолын утгыг тодорхойлох хүчин зүйлүүд: урвалд орох бодисын шинж чанар ба температур. Химийн тэнцвэрт байдалд шилжих. Химийн тэнцвэрт байдлын байрлал дахь концентраци, даралт, температурын өөрчлөлтийн нөлөө.

Химийн урвал, үүний үр дүнд эхлэл бодисууд бүрэн урвалын бүтээгдэхүүн болж хувирдаг бөгөөд үүнийг эргэлт буцалтгүй гэж нэрлэдэг. Хоёр эсрэг чиглэлд (урагш ба урвуу) нэгэн зэрэг явагдах урвалыг урвуу гэж нэрлэдэг.

Урвуу урвалын үед шууд болон урвуу урвалын хурд тэнцүү байх системийн төлөвийг () химийн тэнцвэрийн төлөв гэж нэрлэдэг. Химийн тэнцвэрт байдал нь динамик, өөрөөр хэлбэл түүнийг бий болгох нь урвал зогссон гэсэн үг биш юм. Ерөнхийдөө аА + bB - dD + eE ямар ч урвуу урвалын хувьд механизмаас үл хамааран дараахь хамаарал үүснэ.

Тогтвортой тэнцвэрт байдалд урвалын бүтээгдэхүүний концентрацийн үржвэрийг өгөгдсөн температурт өгөгдсөн урвалын эхлэлийн бодисын концентрацийн үржвэрт хуваасан нь тэнцвэрийн тогтмол (K) гэж нэрлэгддэг тогтмол утга юм.

Тэнцвэрийн тогтмолын утга нь урвалд орох бодисын шинж чанар ба температураас хамаардаг боловч тэнцвэрийн хольцын бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн концентрацаас хамаардаггүй.

Системийн химийн тэнцвэрт байдалд байгаа нөхцлийн өөрчлөлт (температур, даралт, концентраци) нь тэнцвэргүй байдлыг үүсгэдэг. Урагш ба урвуу урвалын хурд () жигд бус өөрчлөгдсөний үр дүнд цаг хугацааны явцад системд шинэ нөхцөлд тохирсон химийн шинэ тэнцвэр () бий болдог. Нэг тэнцвэрийн төлөвөөс нөгөөд шилжихийг тэнцвэрийн байрлалын шилжилт буюу шилжилт гэж нэрлэдэг.

Хэрэв нэг тэнцвэрийн төлөвөөс нөгөөд шилжих үед урвалын тэгшитгэлийн баруун талд бичигдсэн бодисын концентраци нэмэгдвэл тэнцвэрт байдал баруун тийш шилждэг. Хэрэв нэг тэнцвэрийн төлөвөөс нөгөөд шилжих үед урвалын тэгшитгэлийн зүүн талд бичигдсэн бодисын концентраци нэмэгдвэл тэнцвэрт байдал зүүн тийш шилжинэ.

Гадны нөхцөл байдлын өөрчлөлтийн үр дүнд химийн тэнцвэрт байдалд шилжих чиглэлийг Ле Шательегийн зарчмаар тодорхойлно: Хэрэв химийн тэнцвэрт байдалд байгаа системд гадны нөлөөлөл (температур, даралт, бодисын концентрацийг өөрчлөх) байвал. Энэ нь хоёр эсрэг үйл явцын аль нь тохиолдохыг дэмжинэ, энэ нөлөөг сулруулна.

Ле Шательегийн зарчмын дагуу:

Тэгшитгэлийн зүүн талд бичигдсэн бүрэлдэхүүн хэсгийн концентрацийн өсөлт нь тэнцвэрийг баруун тийш шилжүүлэхэд хүргэдэг; тэгшитгэлийн баруун талд бичигдсэн бүрэлдэхүүн хэсгийн концентрацийн өсөлт нь тэнцвэрийг зүүн тийш шилжүүлэхэд хүргэдэг;

Температур нэмэгдэхэд тэнцвэр нь эндотермик урвал руу, температур буурах үед экзотермик урвал руу шилждэг;

• - Даралт ихсэх тусам тэнцвэрт байдал нь систем дэх хийн бодисын молекулын тоог багасгах урвал руу, даралт буурах тусам хийн бодисын молекулын тоог нэмэгдүүлэх урвал руу шилжинэ.
• 5. Фотохимийн болон гинжин урвал. Фотохимийн урвалын явцын онцлог. Фотохимийн урвал ба амьд байгаль. Салбаргүй ба салаалсан химийн урвалууд (энгийн бодисоос устөрөгчийн хлорид ба ус үүсэх урвалын жишээг ашиглан). Гинжийг эхлүүлэх, зогсоох нөхцөл.

Фотохимийн урвал нь гэрлийн нөлөөн дор явагдах урвал юм. Хэрэв урвалж нь тухайн урвалын хувьд тодорхой эрчим хүчээр тодорхойлогддог цацрагийн квантуудыг шингээж авбал фотохимийн урвал явагдана.

Зарим фотохимийн урвалын үед энерги шингээх үед урвалжийн молекулууд өдөөгдсөн төлөвт шилждэг, өөрөөр хэлбэл. идэвхтэй болох.

Бусад тохиолдолд химийн холбоо тасарч, молекулууд атом эсвэл атомын бүлэгт хуваагддаг ийм өндөр энергитэй квантуудыг шингээж авбал фотохимийн урвал явагдана.

Цацрагийн эрч хүч их байх тусам фотохимийн урвалын хурд нэмэгдэнэ.

Амьд байгаль дахь фотохимийн урвалын жишээ бол фотосинтез, i.e. гэрлийн энергийн нөлөөгөөр органик эсийн бодис үүсэх. Ихэнх организмд фотосинтез нь хлорофилийн оролцоотой явагддаг; Өндөр ургамлын хувьд фотосинтезийг дараах томъёогоор нэгтгэн дүгнэнэ.

CO 2 + H 2 O органик бодис + O 2

Алсын харааны үйл явц нь фотохимийн процесс дээр суурилдаг.

Гинжин урвал гэдэг нь харилцан үйлчлэлийн энгийн үйлдлүүдийн гинжин урвал бөгөөд харилцан үйлчлэлийн үйлдэл бүрийн боломж нь өмнөх үйлдлийн амжилтаас хамаардаг.

Гинжин урвалын үе шатууд нь гинжин хэлхээний эхлэл, гинжин хэлхээний хөгжил, гинжин хэлхээний төгсгөл юм.

Гинжийг эхлүүлэх нь эрчим хүчний гадаад эх үүсвэрээс (цахилгаан соронзон цацраг, халаалт, цахилгаан цэнэгийн квант) улмаас хосгүй электронтой идэвхтэй хэсгүүд (атом, чөлөөт радикалууд) үүссэн үед үүсдэг.

Гинжийг хөгжүүлэх явцад радикалууд анхны молекулуудтай харилцан үйлчилж, харилцан үйлчлэлийн үйлдэл бүрт шинэ радикалууд үүсдэг.

Хоёр радикал мөргөлдөж, процессын явцад ялгарсан энергийг гуравдагч биед (муудалд тэсвэртэй молекул эсвэл савны хананд) шилжүүлэх үед гинж тасалддаг. Идэвх багатай радикал үүссэн тохиолдолд гинж зогсох боломжтой.

Салбаргүй ба салаалсан хоёр төрлийн гинжин урвал байдаг.

Гинжин хэлхээний хөгжлийн үе шатанд салбарлаагүй урвалын үед урвалд орж буй радикал бүрээс нэг шинэ радикал үүсдэг.

Салбарласан урвалын үед гинжин хэлхээний хөгжлийн үе шатанд нэг урвалж буй радикалаас 2 ба түүнээс дээш шинэ радикалууд үүсдэг.

6. Химийн урвалын чиглэлийг тодорхойлох хүчин зүйлс. Химийн термодинамикийн элементүүд. Үзэл баримтлал: үе шат, систем, орчин, макро болон микро төлөв. Үндсэн термодинамик шинж чанарууд. Системийн дотоод энерги ба түүний химийн хувиргалт дахь өөрчлөлт. Энтальпи. Энтальпи ба системийн дотоод энерги хоорондын хамаарал. Бодисын стандарт энтальпи. Химийн өөрчлөлтийн үед систем дэх энтальпийн өөрчлөлт. Химийн урвалын дулааны эффект (энтальпи). Экзо ба эндотермик процессууд. Термохими. Хессийн хууль. Термохимийн тооцоо.

Термодинамиксистем ба гадаад орчны хоорондын энергийн солилцооны зүй тогтол, химийн процессын аяндаа үүсэх боломж, чиглэл, хязгаарыг судалдаг.

Термодинамик систем (эсвэл зүгээр л систем) нь орон зайд оюун санааны хувьд тусгаарлагдсан бие эсвэл харилцан үйлчлэгч биетүүдийн бүлэг юм. Системийн гаднах үлдсэн зайг хүрээлэн буй орчин (эсвэл зүгээр л хүрээлэн буй орчин) гэж нэрлэдэг. Систем нь хүрээлэн буй орчноос бодит эсвэл төсөөллийн гадаргуугаар тусгаарлагдсан байдаг.

Нэг төрлийн систем нь нэг фазаас, гетероген систем нь хоёр ба түүнээс дээш үе шатаас бүрдэнэ.

Фаз нь химийн найрлага, шинж чанараараа бүх цэгүүдээрээ нэгэн төрлийн системийн нэг хэсэг бөгөөд системийн бусад хэсгүүдээс интерфейсээр тусгаарлагдсан байдаг.

Системийн төлөв байдал нь түүний физик, химийн шинж чанарын нийлбэрээр тодорхойлогддог. Макро төлөвийг систем дэх бүх бөөмсийн дундаж үзүүлэлтээр, микро төлөвийг бие даасан бөөм бүрийн параметрээр тодорхойлно.

Системийн макро төлөвийг тодорхойлдог бие даасан хувьсагчдыг термодинамик хувьсагч буюу төлөвийн параметр гэж нэрлэдэг. Температур T, даралт p, хэмжээ V, химийн хэмжигдэхүүн n, концентраци c гэх мэтийг төлөв байдлын үзүүлэлтээр ихэвчлэн сонгодог.

Утга нь зөвхөн төлөвийн параметрүүдээс хамаардаг бөгөөд тухайн төлөвт шилжих замаас хамаардаггүй физик хэмжигдэхүүнийг төлөвийн функц гэж нэрлэдэг. Төрийн чиг үүрэг, тухайлбал:

U - дотоод энерги;

H - энтальпи;

S - энтропи;

G - Гиббс энерги (чөлөөт энерги эсвэл изобар-изотермийн потенциал).

Системийн кинетик болон потенциал энергийг бүхэлд нь харгалзахгүйгээр системийн бүх хэсгүүдийн (молекул, атом, цөм, электрон) кинетик ба потенциал энергиэс бүрдэх U системийн дотоод энерги нь түүний нийт энерги юм. Эдгээр бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн бүрэн тайлбар боломжгүй тул системийг термодинамикаар судлахдаа нэг төлөвөөс (U 1) нөгөөд (U 2) шилжих үед түүний дотоод энергийн өөрчлөлтийг авч үздэг.

У 1 У 2 U = U 2 - U1

Системийн дотоод энергийн өөрчлөлтийг туршилтаар тодорхойлж болно.

Систем нь хүрээлэн буй орчинтой эрчим хүч (дулаан Q) солилцож, А ажлыг хийх боломжтой, эсвэл эсрэгээр систем дээр ажил хийж болно. Эрчим хүчийг хадгалах хуулийн үр дагавар болох термодинамикийн нэгдүгээр хуулийн дагуу системд хүлээн авсан дулааныг зөвхөн системийн дотоод энергийг нэмэгдүүлэх, системийн ажлыг гүйцэтгэхэд ашиглаж болно.

Q= U+A

Ирээдүйд бид гадны даралтын хүчнээс өөр ямар ч хүчинд нөлөөлдөггүй ийм системийн шинж чанарыг авч үзэх болно.

Тогтмол эзэлхүүнтэй системд процесс явагддаг бол (өөрөөр хэлбэл гадны даралтын хүчний эсрэг ажил байхгүй) A = 0. Дараа нь тогтмол эзэлхүүнтэй Qv-д явагдах үйл явцын дулааны эффект нь түүний өөрчлөлттэй тэнцүү байна. системийн дотоод энерги:

Өдөр тутмын амьдралд тохиолддог ихэнх химийн урвалууд тогтмол даралттай (изобарик процессууд) явагддаг. Хэрэв системд гадны тогтмол даралтаас өөр хүч үйлчлэхгүй бол:

A = p(V2 -В 1 ) = pV

Тиймээс, бидний тохиолдолд (p = const):

Qp=U + pV

Q р = U 2 - У 1 + p(V 2 - В 1 ), хаана

Q p = (U 2 +pV 2 ) - (У 1 +pV 1 ).

U + pV функцийг энтальпи гэж нэрлэдэг; үүнийг N үсгээр тэмдэглэсэн. Энтальпи нь төлөв байдлын функц бөгөөд энергийн хэмжээстэй (J).

Qp= Х 2 - Х 1 = H,

өөрөөр хэлбэл, тогтмол даралт ба температурт T урвалын дулааны нөлөө нь урвалын явцад системийн энтальпийн өөрчлөлттэй тэнцүү байна. Энэ нь урвалж ба бүтээгдэхүүний шинж чанар, тэдгээрийн физик төлөв байдал, урвалын нөхцөл (T, p), түүнчлэн урвалд оролцож буй бодисын хэмжээ зэргээс хамаарна.

Урвалын энтальпи нь урвалын тэгшитгэл дэх стехиометрийн коэффициенттэй тэнцүү хэмжээгээр урвалд орох бодисууд урвалд ордог системийн энтальпийн өөрчлөлт юм.

Хэрэв урвалд орох бодис ба урвалын бүтээгдэхүүн стандарт төлөвт байвал урвалын энтальпийг стандарт гэж нэрлэдэг.

Бодисын стандарт төлөв нь стандарт нөхцөлд (T = 25 o C буюу 298 K; p = 101.325 кПа) термодинамикийн хувьд хамгийн тогтвортой байдаг бодисын агрегат төлөв эсвэл талст хэлбэр юм.

Хатуу хэлбэрээр 298 К температурт байгаа бодисын стандарт төлөвийг 101.325 кПа даралттай цэвэр болор гэж үзнэ; шингэн хэлбэрээр - 101.325 кПа даралттай цэвэр шингэн; хийн хэлбэрээр - 101.325 кПа өөрийн даралттай хий.

Ууссан бодисын хувьд стандарт төлөвийг 1 моль/кг моль дахь уусмал дахь төлөв байдал гэж үздэг бөгөөд уусмал нь хязгааргүй шингэрүүлсэн уусмалын шинж чанартай гэж үздэг.

Стандарт төлөвт байгаа энгийн бодисоос 1 моль өгөгдсөн бодис үүсэх урвалын стандарт энтальпийг энэ бодис үүсэх стандарт энтальпи гэнэ.

Жишээ оруулга: (CO 2) = - 393.5 кЖ/моль.

Агрегацын хамгийн тогтвортой (өгөгдсөн p ба T) төлөвт энгийн бодис үүсэх стандарт энтальпийг 0 гэж үзнэ. Хэрэв элемент хэд хэдэн аллотроп өөрчлөлтийг үүсгэдэг бол зөвхөн хамгийн тогтвортой (өгөгдсөн p ба T) өөрчлөлт нь формацийн тэг стандарт энтальпи.

Ихэвчлэн термодинамик хэмжигдэхүүнийг стандарт нөхцөлд тодорхойлно.

p = 101.32 кПа ба T = 298 K (25 o C).

Энтальпийн өөрчлөлтийг (урвалын дулааны нөлөө) тодорхойлсон химийн тэгшитгэлийг термохимийн тэгшитгэл гэж нэрлэдэг. Уран зохиолоос та термохимийн тэгшитгэл бичих хоёр хэлбэрийг олж болно.

Термохимийн тэгшитгэл бичих термодинамик хэлбэр:

C (графит) + O 2 (г) CO 2 (г); = - 393.5 кЖ.

Ижил процессын термохимийн тэгшитгэлийг бичих термохимийн хэлбэр:

C (графит) + O 2 (г) CO 2 (г) + 393.5 кЖ.

Термодинамикийн хувьд үйл явцын дулааны нөлөөллийг системийн үүднээс авч үздэг. Тиймээс хэрэв систем дулаан ялгаруулдаг бол Q< 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).

Сонгодог термохимийн хувьд дулааны нөлөөг хүрээлэн буй орчны үүднээс авч үздэг. Тиймээс хэрэв систем дулаан ялгаруулж байвал Q > 0 гэж үзнэ.

Экзотермик гэдэг нь дулаан ялгарах үед үүсдэг процесс юм (DH< 0).

Эндотермик нь дулаан шингээх (DH > 0) үед тохиолддог процесс юм.

Термохимийн үндсэн хууль бол Гессийн хууль юм: "Урвалын дулааны эффект нь зөвхөн системийн эхний ба эцсийн төлөвөөр тодорхойлогддог бөгөөд системийн нэг төлөвөөс нөгөөд шилжих замаас хамаардаггүй."

Гессийн хуулийн үр дүн: Урвалын стандарт дулааны эффект нь стехиометрийн коэффициентийг харгалзан урвалын бүтээгдэхүүн үүсэх стандарт дулааны нийлбэрээс эхлэх бодис үүсэх стандарт дулааны нийлбэрийг хассантай тэнцүү байна.

• (урвал) = (үргэлжлэл) - (гадагш.)
• 7. Энтропийн тухай ойлголт. Фазын хувирал ба химийн процессын үед энтропийн өөрчлөлт. Системийн изобар-изотерм потенциалын тухай ойлголт (Гиббсийн энерги, чөлөөт энерги). Гиббсийн энергийн өөрчлөлтийн хэмжээ ба урвалын энтальпи ба энтропийн өөрчлөлтийн хэмжээ хоорондын хамаарал (үндсэн термодинамик хамаарал). Химийн урвалын боломж ба нөхцлийн термодинамик шинжилгээ. Амьд организм дахь химийн процессын урсгалын онцлог.

Энтропи S нь тухайн макро төлөвийг хэрэгжүүлэх боломжтой ижил магадлалтай микро төлөвийн (W) тооны логарифмтай пропорциональ утга юм.

S = k lnW

Энтропийн нэгж нь Ж/моль?К.

Энтропи нь системийн эмх замбараагүй байдлын зэрэглэлийн тоон хэмжүүр юм.

Энтропи нь бодисыг талст төлөвөөс шингэн рүү, шингэнээс хийн төлөвт шилжүүлэх, талстыг уусгах, хийн тэлэлтийн үед, химийн харилцан үйлчлэлийн явцад бөөмсийн тоо нэмэгдэх, мөн ялангуяа хийн төлөвт байгаа тоосонцор. Эсрэгээр, системийн дараалал нэмэгдэж буй бүх процессууд (конденсаци, полимержилт, шахалт, тоосонцрын тоо буурах) энтропийн бууралт дагалддаг.

Бодисын энтропийн үнэмлэхүй утгыг тооцоолох аргууд байдаг тул бие даасан бодисын термодинамик шинж чанарын хүснэгтэд өгөгдлийг DS 0 биш харин S 0-д өгсөн болно.

Энтальпийн эсрэг энгийн бодисын стандарт энтропиэнгийн бодис нь тэгтэй тэнцүү биш юм.

Энтропийн хувьд H-ийн хувьд дээр дурдсантай төстэй мэдэгдэл хүчинтэй байна: химийн урвалын үр дүнд системийн энтропийн өөрчлөлт (S) нь урвалын бүтээгдэхүүний энтропийн нийлбэрээс нийлбэрийг хассантай тэнцүү байна. эхлэл бодисын энтропи. Энтальпийн тооцооллын нэгэн адил нийлбэрийг стехиометрийн коэффициентийг харгалзан хийдэг.

Тусгаарлагдсан системд химийн урвал аяндаа явагдах чиглэлийг хоёр хүчин зүйлийн нийлбэр нөлөөгөөр тодорхойлно: 1) систем нь хамгийн бага дотоод энергитэй төлөвт шилжих хандлага (изобарын процессын хувьд: хамгийн бага энтальпи); 2) хамгийн их магадлалтай төлөвт хүрэх хандлага, өөрөөр хэлбэл хамгийн олон тооны ижил магадлалтай арга замаар (бичил төлөв) хэрэгжих боломжтой төлөв байдал, тухайлбал:

DH > мин, DS > макс.

Химийн процессын урсгалын чиглэлд дээр дурдсан хоёр чиг хандлагын нөлөөллийг нэгэн зэрэг тусгадаг төлөв байдлын функц нь энтальпи ба энтропитэй холбоотой Гиббсийн энерги (чөлөөт энерги буюу изобар-изотерм потенциал) юм.

Энд T нь үнэмлэхүй температур юм.

Эндээс харахад Гиббсын энерги нь энтальпийн хэмжээтэй ижил хэмжээтэй тул ихэвчлэн J эсвэл кЖ-ээр илэрхийлэгддэг.

Изобарик-изотерм процессын хувьд (жишээлбэл, тогтмол температур ба даралтад явагддаг процессууд) Гиббсийн энергийн өөрчлөлт нь дараахтай тэнцүү байна.

G= H-TS

H ба S-ийн нэгэн адил химийн урвалын үр дүнд Гиббсийн энергийн G өөрчлөлт (урвалын Гиббсийн энерги) нь урвалын бүтээгдэхүүн үүсэх Гиббсийн энергийн нийлбэрээс Гиббсийн нийлбэрийг хассантай тэнцүү байна. эхлэл материалыг бүрдүүлэх эрч хүч; нийлбэрийг урвалд оролцож буй бодисын молийн тоог харгалзан хийнэ.

Бодис үүсэх Гиббсийн энерги нь энэ бодисын 1 мольд хамаарах бөгөөд ихэвчлэн кЖ/моль-ээр илэрхийлэгдэнэ; энэ тохиолдолд энгийн бодисын хамгийн тогтвортой өөрчлөлт үүсэх G 0-ийг тэгтэй тэнцүү авна.

Тогтмол температур, даралттай үед химийн урвалууд аяндаа зөвхөн системийн Гиббсийн энерги (G0) буурах чиглэлд л явагдана. Энэ нь энэ үйл явцыг хэрэгжүүлэх үндсэн боломжийн нөхцөл юм.

Доорх хүснэгтэд H ба S шинж тэмдгүүдийн янз бүрийн хослолоор урвал үүсэх боломж, нөхцөлийг харуулав.

G тэмдгээр тодорхой үйл явц аяндаа үүсэх боломжийг (боломжгүй) шүүж болно. Хэрэв системд нөлөөлсөн бол чөлөөт энергийн өсөлтөөр тодорхойлогддог нэг бодисоос нөгөөд шилжих шилжилтийг хийх боломжтой (G>0). Жишээлбэл, амьд организмын эсүүдэд нарийн төвөгтэй органик нэгдлүүд үүсэх урвал явагддаг; Ийм үйл явцын хөдөлгөгч хүч нь нарны цацраг, эс дэх исэлдэлтийн урвал юм.

Лекц 1 Химийн термодинамик. Химийн кинетик ба катализын ТӨЛӨВЛӨГӨӨ 1. Термодинамикийн үндсэн ойлголтууд. 2. Термохими. 3. Химийн тэнцвэрт байдал. 4. Химийн урвалын хурд. 5. Урвалын хурдад температурын нөлөөлөл. 6. Катализийн үзэгдэл. Бэлтгэсэн: Ph.D, дэд профессор. Иванец Л.М., зэрэг. Козачок С.С. Эмийн химийн тэнхимийн туслах багш Козачок Соломея Степановна

Термодинамик - Термодинамик нь дулаан, ажлын хэлбэрээр энерги шилжихтэй холбоотой янз бүрийн төрлийн энергийн харилцан хувирлыг судалдаг физикийн салбар юм. Термодинамикийн практик ач холбогдол нь урвалын дулааны нөлөөллийг тооцоолох, урвал явуулах боломж эсвэл боломжгүй байдал, түүнчлэн түүний үүсэх нөхцөлийг урьдчилан харуулах боломжийг олгодог.

Дотоод энерги Дотоод энерги нь бүхэл системийн кинетик ба потенциал энергиэс гадна системийн бүх бөөмсийн (молекул, атом, электрон) кинетик энерги ба тэдгээрийн харилцан үйлчлэлийн боломжит энерги юм. Дотоод энерги нь төлөв байдлын функц, i.e. түүний өөрчлөлт нь системийн өгөгдсөн эхний болон эцсийн төлөвөөр тодорхойлогддог бөгөөд процессын замаас хамаарахгүй: U = U 2 – U 1

Термодинамикийн 1-р хууль Энерги нь ор мөргүй алга болдоггүй, оргүйгээс үүсдэггүй, зөвхөн нэг төрлөөс нөгөөд тэнцүү хэмжээгээр шилждэг. Эхний төрлийн байнгын хөдөлгөөнт машин, өөрөөр хэлбэл эрчим хүчийг дэмий үрэлгүйгээр ажил хийдэг үе үе ажилладаг машин нь боломжгүй юм. Q = U + W Ямар ч тусгаарлагдсан системд нийт эрчим хүчний хангамж өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна. Q = U + W

Тогтмол V эсвэл p үед химийн урвалын дулааны нөлөөлөл нь урвалын замаас хамаардаггүй, харин эхлэлийн материал ба урвалын бүтээгдэхүүний шинж чанар, төлөв байдлаас шалтгаалан тодорхойлогддог H 1 H 2 H 3 H 4 Эхлэх бодис , урвалын бүтээгдэхүүн H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4

Термодинамикийн хоёр дахь хууль нь эхнийхтэй адил хүний ​​олон зуун жилийн туршлагын үр дүн юм. Хоёрдахь хуулийн янз бүрийн томъёолол байдаг боловч бүгд аяндаа явагдах үйл явцын чиглэлийг тодорхойлдог: 1. Дулаан нь хүйтэн биеэс халуун бие рүү аяндаа шилжиж чадахгүй (Клаузиусын постулат). 2. Цорын ганц үр дүн нь дулааныг ажил болгон хувиргах процесс нь боломжгүй юм (Томсоны постулат). 3. Зөвхөн дулааны нөөцийг хөргөж, ажилладаг үечилсэн машиныг бүтээх боломжгүй (Планкийн анхны постулат). 4. Ямар ч төрлийн энерги нь дулаанд бүрэн хувирч болох боловч дулаан нь бусад төрлийн энергид зөвхөн хэсэгчлэн хувирдаг (Планкийн хоёр дахь постулат).

Энтропи нь төлөв байдлын термодинамик функц тул түүний өөрчлөлт нь үйл явцын замаас хамаардаггүй, зөвхөн системийн эхний ба эцсийн төлөвөөр тодорхойлогддог. дараа нь S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Энтропийн физик утга нь нэг зэрэгтэй холбоотой холбогдсон энергийн хэмжээ юм: тусгаарлагдсан системд аяндаа явагдах процессын урсгалын чиглэл тодорхойлогддог. энтропийн өөрчлөлтөөр.

Онцлог функцууд U – изохор-изентроп процессын функц: dU = TdS – pdV. Дурын процессын хувьд: U 0 Н – изобар-изентроп процессын функц: dН = TdS + Vdp Дурын процессын хувьд: Н 0 S – тусгаарлагдсан системийн функц Дурын процессын хувьд: S 0 Дурын процессын хувьд: S 0 F – изохор-изотерм процессын функц dF = dU – TdS. Дурын процессын хувьд: F 0 G – изобар-изотерм процессын функц: dG = dH- TdS Дурын процессын хувьд: G 0

Химийн урвалыг үе шатуудын тоогоор нь ангилах Энгийн нь нэг энгийн химийн үйлдлээр явагддаг Нарийн урвал нь хэд хэдэн үе шаттайгаар явагддаг Урвуу урвал A B Урвуу урвал: A B Зэрэгцээ: B A C Дараалсан: ABC Коньюгат: A D Коньюгат: A D C B E B E

Температурын урвалын хурдад үзүүлэх нөлөө Ферментийн урвалын хурдад температурын нөлөөлөл t t

Вант Хоффын харьцуулалт: Вант Хоффын "түргэвчилсэн хөгшрөлтийн" аргыг ашиглан эмийн хадгалах хугацааг тооцоолох: t 2 t 1 Температурын коэффициент:

“ХИМИЙН ТЕРМОДИНАМИК, ХИМИЙН КИНЕТИК, ТЭНЦВЭРИЙН ҮНДЭС”

Химийн термодинамикийн үндэс

1 . Химийн термодинамик юу судалдаг вэ?

1) химийн хувирлын хурд ба эдгээр хувиргалтын механизм;

2) физик, химийн процессын эрчим хүчний шинж чанар, химийн системийн ашигтай ажил гүйцэтгэх чадвар;

3) химийн тэнцвэрт байдлыг өөрчлөх нөхцөл;

4) биохимийн процессын хурдад катализаторын нөлөөлөл.

2. Нээлттэй систем нь дараах систем юм.

3. Хаалттай систем нь дараах систем юм.

1) хүрээлэн буй орчинтой бодис, энерги солилцдоггүй;

2) байгаль орчинтой бодис, энерги хоёуланг нь солилцдог;

3) хүрээлэн буй орчинтой энерги солилцдог боловч бодис солилцдоггүй;

4) хүрээлэн буй орчинтой бодис солилцдог боловч энерги солилцдоггүй.

4. Тусгаарлагдсан систем нь дараахь зүйлийг агуулсан систем юм.

1) хүрээлэн буй орчинтой бодис, энерги солилцдоггүй;

2) байгаль орчинтой бодис, энерги хоёуланг нь солилцдог;

3) хүрээлэн буй орчинтой энерги солилцдог боловч бодис солилцдоггүй;

4) хүрээлэн буй орчинтой бодис солилцдог боловч энерги солилцдоггүй.

5. Термостатад байрлуулсан битүүмжилсэн ампуланд байрлах уусмал нь ямар төрлийн термодинамик системд хамаарах вэ?

1) тусгаарлагдсан;

2) нээлттэй;

3) хаалттай;

4) суурин.

6. Битүүмжилсэн ампул дахь уусмал нь ямар төрлийн термодинамик системд хамаарах вэ?

1) тусгаарлагдсан;

2) нээлттэй;

3) хаалттай;

4) суурин.

7. Амьд эс ямар термодинамик системд хамаарах вэ?

1) нээлттэй;

2) хаалттай;

3) тусгаарлагдсан;

4) тэнцвэр.

8 . Термодинамик системийн ямар параметрүүдийг экстенсив гэж нэрлэдэг вэ?

1) хэмжээ нь систем дэх хэсгүүдийн тооноос хамаардаггүй;

3) үнэ цэнэ нь системийн нэгтгэх төлөв байдлаас хамаарна;

9. Термодинамик системийн ямар үзүүлэлтүүдийг эрчимтэй гэж нэрлэдэг вэ?

!) хэмжээ нь систем дэх бөөмсийн тооноос хамаардаггүй;

2) хэмжээ нь систем дэх хэсгүүдийн тооноос хамаарна;

3) үнэ цэнэ нь нэгтгэх төлөвөөс хамаарна;

4) хэмжээ нь цаг хугацаанаас хамаарна.

10 . Термодинамик системийн төлөв байдлын функцууд нь дараахь хэмжигдэхүүнүүд юм.

1) зөвхөн системийн эхний болон эцсийн төлөвөөс хамаарна;

2) үйл явцын замаас хамаарна;

3) зөвхөн системийн анхны төлөвөөс хамаарна;

4) зөвхөн системийн эцсийн төлөвөөс хамаарна.

11 . Системийн төлөв байдлын функцууд нь ямар хэмжигдэхүүнүүд вэ: a) дотоод энерги; б) ажил; в) дулаан; г) энтальпи; г) энтропи.

3) бүх тоо хэмжээ;

4) a, b, c, d.

12 . Дараах шинж чанаруудын аль нь эрчимтэй байна: a) нягт; б) даралт; в) масс; г) температур; д) энтальпи; д) эзлэхүүн?

3) b, c, d, f;

13. Дараах шинж чанаруудын аль нь өргөн цар хүрээтэй вэ: a) нягтрал; б) даралт; в) масс; г) температур; д) энтальпи; д) эзлэхүүн?

3) b, c, d, f;

14 .

Систем ба хүрээлэн буй орчны энергийн солилцооны ямар хэлбэрийг термодинамик гэж үздэг вэ: a) дулаан; б) ажил; в) химийн; г) цахилгаан; д) механик; д) цөмийн ба нарны?

2) c, d, e, f;

3) a, c, d, e, f;

15. 4) a, c, d, e.

Тогтмол температурт явагдах процессуудыг:

1) изобар;

2) изотерм;

3) изохорик;

16 4) адиабат.

Тогтмол температурт явагдах процессуудыг:

1) изобар;

2) изотерм;

3) изохорик;

17 .

Тогтмол температурт явагдах процессуудыг:

1) изобар;

2) изотерм;

3) изохорик;

18 Тогтмол эзэлхүүнтэй явагдах процессуудыг:

. Тогтмол даралтын дор явагдах процессуудыг:

. Системийн дотоод энерги нь: 1) түүний байрлалын боломжит энерги ба бүхэл системийн кинетик энергиэс бусад системийн бүх энергийн нөөц;

2) системийн эрчим хүчний бүх нөөц;

19 3) түүний байрлалын боломжит энергиэс бусад системийн эрчим хүчний бүх нөөц;

4) системийн хэсгүүдийн зохион байгуулалтын эмх замбараагүй байдлын зэргийг тодорхойлдог хэмжигдэхүүн.

. Системийн ажил, дулаан, дотоод энерги хоорондын хамаарлыг ямар хуулиар тусгасан бэ?

1) термодинамикийн хоёр дахь хууль;

2) Гессийн хууль;

20 3) термодинамикийн анхны хууль;

1) ажил, дулаан, дотоод энерги;

2) Гиббсийн чөлөөт энерги, системийн энтальпи ба энтропи;

3) системийн ажил ба дулаан;

4) ажил ба дотоод энерги.

21 .

Тусгаарлагдсан системийн термодинамикийн нэгдүгээр хуулийн математик илэрхийлэл аль тэгшитгэл вэ?

22 l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS

. Хаалттай системийн термодинамикийн нэгдүгээр хуулийн математик илэрхийлэл аль тэгшитгэл вэ?

1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;

23 3) AG = AH - T*AS;

.

Тусгаарлагдсан системийн дотоод энерги тогтмол эсвэл хувьсах хэмжигдэхүүн үү?

24 1) тогтмол;

2) хувьсагч.

. Тусгаарлагдсан системд устөрөгчийн шаталтын урвал нь шингэн ус үүсэх үед үүсдэг. Системийн дотоод энерги ба энтальпи өөрчлөгддөг үү?

1) дотоод энерги өөрчлөгдөхгүй, энтальпи өөрчлөгдөнө;

2) дотоод энерги өөрчлөгдөх болно, энтальпи өөрчлөгдөхгүй;

25 3) дотоод энерги өөрчлөгдөхгүй, энтальпи өөрчлөгдөхгүй;

4) дотоод энерги өөрчлөгдөнө, энтальпи өөрчлөгдөнө.

.

Ямар нөхцөлд дотоод энергийн өөрчлөлт нь хүрээлэн буй орчноос системийн хүлээн авсан дулаантай тэнцүү вэ?

26 1) тогтмол эзэлхүүнтэй;

3) тогтмол даралттай үед;

4) ямар ч тохиолдолд.

. Тогтмол эзэлхүүнтэй урвалын дулааны эффектийг өөрчлөлт гэж нэрлэдэг.

1) энтальпи;

27 2) дотоод энерги;

28. 3) энтропи;

4) Гиббс чөлөөт энерги.

. Урвалын энтальпи нь:

Системийн энтальпи буурч, гадаад орчинд дулаан ялгардаг химийн процессуудыг нэрлэнэ.

1) эндотермик;

29 2) экзотермик;

4) дотоод энерги өөрчлөгдөнө, энтальпи өөрчлөгдөнө.

3) эксергоник;

.

Ямар нөхцөлд дотоод энергийн өөрчлөлт нь хүрээлэн буй орчноос системийн хүлээн авсан дулаантай тэнцүү вэ?

30 4) эндергоник.

. Ямар нөхцөлд энтальпийн өөрчлөлт нь системээс хүрээлэн буй орчноос хүлээн авсан дулаантай тэнцүү вэ?

2) тогтмол температурт;

. Тогтмол даралтад үүсэх урвалын дулааны эффектийг өөрчлөлт гэж нэрлэдэг.

1) дотоод энерги;

31. 2) өмнөх тодорхойлолтуудын аль нь ч зөв биш;

32 3) энтальпи;

4) энтропи.

Ямар процессыг эндотермик гэж нэрлэдэг вэ?

. Ямар процессыг экзотермик гэж нэрлэдэг вэ?

1) AN нь сөрөг байна;

33 2) AG нь сөрөг байна;

3) AN эерэг байх;

4) AG эерэг байна.

. Гессийн хуулийн томъёоллыг тодорхойл.

4) урвалын дулааны нөлөө нь системийн анхны болон эцсийн төлөвөөс хамаардаггүй, харин урвалын замаас хамаарна.

34. Хүнсний илчлэгийн хэмжээг ямар хууль тогтоомжоор тооцдог вэ?

1) вант Хофф;

3) Сеченов;

35. Биеийн нөхцөлд аль бодисыг исэлдүүлэхэд илүү их энерги ялгардаг вэ?

1) уураг;

3) нүүрс ус;

4) нүүрс ус, уураг.

36 . Аяндаа үүсэх үйл явц нь дараахь үйл явц юм.

1) катализаторын тусламжгүйгээр хийгдсэн;

2) дулаан ялгаруулах дагалддаг;

3) гадаад эрчим хүчний хэрэглээгүйгээр хийгдсэн;

4) хурдан явагддаг.

37 . Урвалын энтропи нь:

1) изобарик-изотермийн нөхцөлд химийн урвалын явцад ялгарах буюу шингээх дулааны хэмжээ;

2) изохорик-изотермийн нөхцөлд химийн урвалын явцад ялгарах буюу шингээх дулааны хэмжээ;

3) үйл явц аяндаа үүсэх боломжийг тодорхойлсон утга;

4) системийн хэсгүүдийн зохион байгуулалт, хөдөлгөөний эмх замбараагүй байдлын зэргийг тодорхойлдог хэмжигдэхүүн.

38 . Бөөмийн тархалтын хамгийн их санамсаргүй байдалд тохирсон төлөвт хүрэх системийн хандлагыг ямар төлөвийн функц тодорхойлдог вэ?

1) энтальпи;

2) энтропи;

3) Гиббсын энерги;

4) дотоод энерги.

39 . Нэг бодисын хий, шингэн, хатуу гэсэн гурван нийт төлөвийн энтропи хоорондын хамаарал юу вэ?

I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(хатуу)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) нэгтгэх төлөв нь энтропийн утгад нөлөөлөхгүй.

40 . Дараах процессуудын аль нь энтропид хамгийн их эерэг өөрчлөлтийг үзүүлэх ёстой вэ?

1) CH3OH (s) --> CH,OH (г);

2) CH4OH (s) --> CH 3 OH (l);

3) CH,OH (g) -> CH4OH (s);

4) CH,OH (l) -> CH3OH (золь).

41 . Зөв мэдэгдлийг сонгоно уу: системийн энтропи дараах тохиолдолд нэмэгддэг.

1) даралт ихсэх;

2) бөөгнөрөлийн шингэнээс хатуу төлөвт шилжих

3) температурын өсөлт;

4) хийн төлөвөөс шингэн төлөвт шилжих.

42. Тусгаарлагдсан системд урвал аяндаа явагдах эсэхийг таамаглахад ямар термодинамик функцийг ашиглаж болох вэ?

1) энтальпи;

2) дотоод энерги;

3) энтропи;

4) системийн боломжит энерги.

43 .

44 Тусгаарлагдсан системийн термодинамикийн 2-р хуулийн математик илэрхийлэл аль тэгшитгэл вэ?

. Хэрэв систем нь T температурт Q дулааны хэмжигдэхүүнийг урвуу байдлаар хүлээн авдаг бол ойролцоогоор T;

2) Q/T хэмжээгээр нэмэгддэг;

3) Q/T-ээс их хэмжээгээр нэмэгддэг;

45 .

Тусгаарлагдсан системд химийн урвал аяндаа явагддаг бөгөөд тодорхой хэмжээний бүтээгдэхүүн үүсдэг. Ийм системийн энтропи хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?

1) нэмэгддэг

2) буурдаг

3) өөрчлөгдөхгүй

46 4) хамгийн бага утгад хүрнэ

.

Ямар процесс, ямар нөхцөлд энтропийн өөрчлөлт нь процессын ажилтай тэнцүү байж болохыг заана уу?

1) изобарын нөхцөлд P ба T тогтмол үед; 47 2) изохорик нөхцөлд V ба Т тогтмол үед;

H) энтропийн өөрчлөлт нь ажилтай хэзээ ч тэнцүү байдаггүй; 4) изотермийн нөхцөлд, тогтмол Р ба

. Халах болон конденсацлах үед TS системийн холбогдох энерги хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?

1) халах үед нэмэгдэж, конденсацын үед буурдаг;

2) халаахад багасч, конденсацын үед нэмэгддэг;

48 3) T-S-д өөрчлөлт ороогүй;

4) халаалт, конденсацын үед нэмэгддэг.

. Процессын аяндаа гарах чиглэлийг тодорхойлоход энтропийн өөрчлөлтийн тэмдгийг ашиглахын тулд системийн ямар параметрүүдийг тогтмол байлгах ёстой вэ?

1) даралт ба температур;

2) эзэлхүүн ба температур;

49 3) дотоод энерги ба эзэлхүүн;

4) зөвхөн температур.

. Тусгаарлагдсан системд бүх аяндаа үүсэх үйл явц эмх замбараагүй байдал нэмэгдэх чиглэлд явагддаг. Энтропи хэрхэн өөрчлөгддөг вэ?

1) өөрчлөгдөхгүй;

2) нэмэгдэх;

50 3) буурах;

4) эхлээд нэмэгдэж, дараа нь буурдаг.

. Энтропи нь Q/T хэмжээгээр нэмэгддэг:

1) урвуу үйл явц;

2) эргэлт буцалтгүй үйл явц;

51 3) нэгэн төрлийн;

4) нэг төрлийн бус.

Аммиакийн нийлэгжилтийн явцад урагшлах ба урвуу урвалын улмаас системийн энтропи хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?

52 3) урвалын явцад энтропи өөрчлөгддөггүй;

4) урагш болон урвуу урвалын хувьд энтропи нэмэгддэг.

.

Химийн үйл явцын чиглэлийг нэгэн зэрэг үйлчилдэг ямар хүчин зүйлүүд тодорхойлдог вэ?

1) энтальпи ба температур;

53. 2) энтальпи ба энтропи;

3) энтропи ба температур;

4) Гиббсын энерги ба температурын өөрчлөлт.

Изобарик-изотермийн нөхцөлд системийн гүйцэтгэх хамгийн их ажил нь:

1) Гиббсын энергийн бууралттай тэнцүү;

54 2) Гиббс эрчим хүчний алдагдал их;

3) Гиббс эрчим хүчний алдагдал бага;

4) энтальпийн алдагдалтай тэнцүү байна.

.

Гиббсын энерги багассанаар систем дэх хамгийн их ажлыг гүйцэтгэхийн тулд ямар нөхцлийг хангасан байх ёстой вэ?

55 1) V ба t-ийг тогтмол байлгах шаардлагатай;

2) P ба t-ийг тогтмол байлгах шаардлагатай;

3) энтальпийн өсөлтөөс үүдэлтэй;

4) энтропи буурсантай холбоотой.

56. Изобарик-изотермийн нөхцөлд амьд организмын хамгийн их ашиг тустай ажил хэрхэн хийгддэг вэ?

1) энтальпи алдагдсанаас;

2) энтропи нэмэгдсэнтэй холбоотой;

3) Гиббсын энерги буурсантай холбоотой;

4) Гиббсын энерги нэмэгдсэнтэй холбоотой.

57 . Ямар процессыг эндергон гэж нэрлэдэг вэ?

58. Ямар процессыг эксергон гэж нэрлэдэг вэ?

2) AG 0; 4) AG > 0.

59. Үйл явцын аяндаа үүсэх мөн чанарыг дараах үнэлгээгээр хамгийн сайн тодорхойлдог.

1) энтропи;

. Тогтмол даралтад үүсэх урвалын дулааны эффектийг өөрчлөлт гэж нэрлэдэг.

2) Гиббсийн чөлөөт энерги;

4) температур.

60 . Амьд организмд аяндаа үүсэх үйл явцын боломжийг урьдчилан таамаглахад ямар термодинамик функцийг ашиглаж болох вэ?

1) энтальпи;

3) энтропи;

2) дотоод энерги;

4) Гиббс чөлөөт энерги.

61 .

Урвуу үйл явцын хувьд Гиббсийн чөлөөт энергийн өөрчлөлт...

1) үргэлж тэгтэй тэнцүү;

2) үргэлж сөрөг;

62 3) үргэлж эерэг;

Урвуу үйл явцын хувьд Гиббсийн чөлөөт энергийн өөрчлөлт...

1) үргэлж тэгтэй тэнцүү;

2) үргэлж сөрөг;

.

63. Эргэх боломжгүй үйл явцын хувьд чөлөөт энергийн өөрчлөлт:

4) нөхцөл байдлаас шалтгаалан эерэг эсвэл сөрөг.

. Тусгаарлагдсан системд бүх аяндаа үүсэх үйл явц эмх замбараагүй байдал нэмэгдэх чиглэлд явагддаг. Энтропи хэрхэн өөрчлөгддөг вэ?

1) өөрчлөгдөхгүй;

Изобарик-изотермийн нөхцөлд зөвхөн ийм процессууд системд аяндаа явагдах боломжтой бөгөөд үүний үр дүнд Гиббсын энерги нь:

64 1) өөрчлөгдөхгүй;

4) хамгийн их утгад хүрнэ.

. Тогтмол Р ба TAG > 0 үед хийн фазын тодорхой химийн урвалын хувьд энэ урвал аяндаа ямар чиглэлд явагдах вэ?

D) урагш чиглэлд;

2) эдгээр нөхцөлд үүсэх боломжгүй;

65 3) эсрэг чиглэлд;

66 4) тэнцвэрт байдалд байна.

. 263 К температурт мөс хайлах үйл явцын AG тэмдэг нь юу вэ?

. Дараахь тохиолдлын аль нь ямар ч температурт урвал явагдах боломжгүй вэ?

67. 1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH

3)A#4)AH= 0;AS = 0.

68 Дараах тохиолдлын аль нь ямар ч температурт урвал явагдах боломжтой вэ?

1) DN 0; 2) AH 0; AS > 0; 4)AH = 0;AS = 0.

. Хэрэв АН

1) [AN] > ;

69 2) AN ба TAS-ийн дурын харьцааны хувьд; 3)(AH]

70. 4) [AN] = [T-A S].

71 . AH ба AS тэмдгийн ямар утгуудад системд зөвхөн экзотермик процессууд боломжтой вэ?

Эндотермик урвал руу чиглэсэн химийн процесс нь AN ба T* AS-ийн ямар харьцаатай байдаг вэ?

. Энтальпийн өөрчлөлт нь ямар тогтмол термодинамик параметрүүдэд аяндаа үүсэх үйл явцын чиглэлийн шалгуур болж чадах вэ? Эдгээр нөхцөлд DH-ийн ямар шинж тэмдэг нь аяндаа үүсэх үйл явцыг илтгэдэг вэ?

1) тогтмол S ба P, AN үед

72 3) тогтмол Put, AN-тай

2) тогтмол 5 ба P, AN > 0 үед; 4) тогтмол Vn t, AH > 0 үед.

2) эдгээр нөхцөлд боломжгүй;

3) боломжтой, хэрэв AN « T-AS;

4) AN = T-AS бол боломжтой.

73 . ZH 2 + N 2 -> 2NH 3 урвалыг 110 ° C-д явуулдаг бөгөөд ингэснээр бүх урвалж ба бүтээгдэхүүнүүд хийн үе шатанд байна. Урвалын явцад дараах утгуудын аль нь хадгалагдах вэ?

2) энтропи;

3) энтальпи;

74 .

Стандарт нөхцөлд явагдах урвалын хувьд дараах мэдэгдлүүдийн аль нь үнэн бэ?

1) эндотермик урвалууд аяндаа үүсэх боломжгүй;

2) эндотермик урвал хангалттай бага температурт тохиолдож болно;

3) AS > 0 бол өндөр температурт эндотермик урвал үүсч болно;

75 4) AS бол өндөр температурт эндотермик урвал үүсч болно

. Биохимийн үйл явцын онцлог нь юу вэ: a) тэд эрчим хүчний холболтын зарчимд захирагддаг; б) ихэвчлэн буцаах боломжтой; в) нарийн төвөгтэй; г) зөвхөн экзергоник (AG

1) a, b, c, d;

76 2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) в, г.

77 . Бие махбод дахь эксергон урвал нь аяндаа үүсдэг, учир нь:

78 . Бие дэхь эндергоник урвал нь эрчим хүчний хангамжийг шаарддаг, учир нь: 1) AG >0;

. Аливаа пептид AH 0 гидролиз болоход энэ процесс аяндаа явагдах уу?

1) байх болно, учир нь AG > 0;

3) болохгүй, учир нь AG > 0;

2) байх болно, оноос хойш AG

79 4) байх болно, учир нь AG

. Шим тэжээлийн калорийн агууламжийг эрчим хүч гэж нэрлэдэг.

1) бүрэн исэлдэлтийн үед ялгардаг шим тэжээлийн 1 г;

2) бүрэн исэлдэлтийн үед ялгардаг шим тэжээлийн 1 моль;

3) 1 г шим тэжээлийг бүрэн исэлдүүлэхэд шаардлагатай;

80 4) Бүрэн исэлдүүлэхэд шаардлагатай 1 моль шим тэжээл.

. Олон ферментийн дулааны денатурацийн процессын хувьд LA > 0 ба AS > 0. Энэ процесс аяндаа тохиолдож болох уу?

1) өндөр температурт болно, учир нь \T-AS\ > |BP];

2) бага температурт болно, учир нь \T-AS\

3) чадахгүй, учир нь \T-AS\ > |AH];

81 4) боломжгүй, учир нь \T-AS\

. Олон тооны AN уургийн дулааны усжилтын процессын хувьд

1) хангалттай бага температурт болно, учир нь |AH| > \T-AS\;

2) хангалттай бага температурт болно, учир нь |АА|

3) өндөр температурт болно, учир нь |AH)

4) ямар ч температурт боломжгүй.

Хөтөлбөр Параметрүүдхимийн урвал, химийнтэнцвэрт байдал Параметрүүд; - дулааны нөлөөлөл ба хурдыг тооцоолох урвал ... урвал; -суурь физик ба коллоид хими; химийнкинетик физик ба коллоид хими; , цахилгаан хими,термодинамик

Төгсөгчдийн мэргэжлийн үйл ажиллагааны зорилго. Дээд боловсролын хөтөлбөрийг эзэмшсэний үр дүнд бий болсон төгсөгчдийн ур чадвар. Дээд боловсролын боловсролыг хэрэгжүүлэх явцад боловсролын үйл явцын агуулга, зохион байгуулалтыг зохицуулсан баримт бичиг (3)

Дүрэм журам

Модуль 2. Физикийн суурь химийнүүсэх хэв маяг Параметрүүдүйл явц Үндсэн мэдээлэл физик ба коллоид хими; , цахилгаан хими,. Үндсэн мэдээлэл физик ба коллоид хими; химийн. Химийн тэнцвэрт байдал. Модуль 3.. Үндсэн мэдээлэлуусмалын хими Ерөнхий...

Энэхүү гарын авлагыг химийн бус мэргэжлийн оюутнууд бие даан ажиллахад ашиглаж болно

Баримт бичиг

Энгийн бодисууд. Энэ дээр суурьВ физик ба коллоид хими; термодинамикдулааны нөлөөллийг тооцоолох систем бий болсон ..., Cr2O3? СЭДЭВ 2. ХИМИЙН КИНЕТИКБА ХИМИЙН ТЭНЦВЭРӨмнө үзүүлсэнчлэн, химийн термодинамикүндсэн зүйлийг урьдчилан таамаглах боломжийг танд олгоно ...

Химийн хичээлийн сургалтын чиглэлийн ажлын хөтөлбөр

Ажлын хөтөлбөр

4.1.5. Редокс процессууд. Үндсэн мэдээлэлцахилгаан хими Исэлдэх-багадах үйл явц. ... Уусмалын найрлагыг тоон хэлбэрээр илэрхийлэх арга. 5 Химийн термодинамик 6 КинетикТэгээд тэнцвэрт байдал. 7 Диссоциац, рН, гидролиз 8 ...

Бичлэг

1 4. Химийн процесс. Химийн урвал яагаад, яаж үүсдэг вэ? Термодинамик ба кинетик 19-р зууны эхний хагаст химийн шаталтын урвалаар механик ажил хийдэг дулааны хөдөлгүүрийг сайжруулах хэрэгцээ гарч ирэв. Тэр үеийн ийм дулааны машинууд нь галт зэвсэг, уурын машинууд байсан. Үүний үр дүнд термодинамик буюу дулааны механик онолыг 19-р зууны дунд үеэс бий болгосон. Термодинамик "термодинамик" гэсэн нэр томъёог 1851 онд Английн эрдэмтэн Уильям Томсон (1892 оноос Лорд Келвин) санал болгосон. Германы судлаач Рудольф Юлиус Эмануэль Клаусиус () Механише Варметорийн шинэ шинжлэх ухааныг "дулааны механик онол" гэж нэрлэсэн. Орчин үеийн тодорхойлолт: Химийн термодинамик нь эдгээр бодисууд байрлах нөхцлөөс бодисын хувирлын чиглэл, хязгаараас хамаарах шинжлэх ухаан юм (бодисын бүтэц, химийн кинетик) физик химийн бусад салбараас ялгаатай нь химийн термодинамикийг ашиглаж болно. материйн бүтцийн талаар юу ч мэдэхгүй. Ийм тайлбар нь анхны өгөгдлийг мэдэгдэхүйц бага шаарддаг. Термодинамикийн судалгааны тодорхой объектыг термодинамик систем эсвэл зүгээр л хүрээлэн буй ертөнцөөс бодит эсвэл төсөөллийн гадаргуугаас тусгаарлагдсан систем гэж нэрлэдэг. Систем нь саванд байгаа хий, колбонд хийсэн урвалжуудын уусмал, бодисын талст, эсвэл эдгээр объектуудын оюун санааны хувьд тусгаарлагдсан хэсэг байж болно. Хүрээлэн буй орчинтой харилцан үйлчлэх түвшингээс хамааран термодинамик системийг ихэвчлэн дараахь байдлаар хуваадаг: хүрээлэн буй орчинтой бодис, энерги солилцдог нээлттэй системүүд (жишээлбэл, амьд биетүүд); хаалттай хүмүүс зөвхөн энергийг солилцдог (жишээлбэл, хаалттай эсвэл буцалсан колбонд хийх урвал), химийн термодинамикийн хамгийн түгээмэл объект; Тусгаарлагдсан нь бодис, энерги солилцдоггүй бөгөөд тогтмол эзэлхүүнийг хадгалдаг (термостат дахь урвалын ойролцоо). Зөвхөн бодит ертөнцөд байхгүй тусгаарлагдсан системд термодинамикийн нарийн тооцоо хийх боломжтой. Үүний зэрэгцээ термодинамик нь хаалттай, тэр ч байтугай нээлттэй системийг маш нарийн тодорхойлж чаддаг. Системийг термодинамикаар тайлбарлахын тулд Авогадрогийн тоотой дүйцэхүйц олон тооны бөөмсөөс бүрдэх ба ингэснээр статистикийн хуулиудад нийцсэн байх ёстой. Системийн шинж чанарыг өргөн хүрээтэй (нийлбэр), жишээлбэл, нийт эзэлхүүн, масс, эрчимтэй (тэгшлэх) даралт, температур, концентраци гэх мэтээр хуваадаг. Төрийн функцийг тооцоолох хамгийн чухал термодинамик функцууд нь утгууд нь зөвхөн системийн төлөв байдлаас хамаардаг ба төлөв хоорондын шилжилтийн замаас хамаардаггүй функцууд юм. Термодинамик дахь үйл явц нь цаг хугацааны явцад үүсэх үйл явдлын хөгжил биш, харин термодинамикийн хувьсагчдын анхны багцаас эцсийн бүлэг хүртэлх системийн тэнцвэрт байдлын дараалал юм. Термодинамик нь судалж буй үйл явцыг ерөнхийд нь тэнцвэрийн олон үе шатаар тодорхойлсон бол асуудлыг бүрэн шийдвэрлэх боломжийг олгодог. 11

2 Термодинамикийн тооцоололд бодисын термодинамик шинж чанарын талаархи тоон өгөгдлийг (хүснэгт) ашигладаг. Ийм өгөгдлийн жижиг багц ч гэсэн олон янзын процессыг тооцоолох боломжийг олгодог. Системийн тэнцвэрийн найрлагыг тооцоолохын тулд боломжит химийн урвалын тэгшитгэлийг бичих шаардлагагүй бөгөөд үндсэндээ тэнцвэрийн хольцыг бүрдүүлж чадах бүх бодисыг харгалзан үзэх нь хангалттай юм. Тиймээс химийн термодинамик нь яагаад гэсэн асуултад цэвэр тооцооллын (эмпирик бус) хариулт өгдөггүй. ялангуяа яаж? ; хэрэв..., тэгвэл.... зарчмын дагуу асуудлыг шийддэг Дулааны тооцооны хувьд энерги хадгалагдах хуулийн нэг хэлбэр болох термодинамикийн нэгдүгээр хууль хамгийн чухал. Түүний томъёолол: Эрчим хүч бүтээгддэггүй, устдаггүй. Эхний төрлийн мөнхийн хөдөлгөөнт машин (мөнхийн хөдөлгөөнт) нь боломжгүй юм. Аливаа тусгаарлагдсан системд нийт энергийн хэмжээ тогтмол байдаг. Химийн урвал ба механик энергийн хоорондын холбоог анх удаа Ю.Р.Майер (1842) нээсэн бөгөөд дулааны механик эквивалентыг Ж.П.Жоул хэмжсэн. Термохимийн тооцооллын хувьд эрчим хүчний хэмнэлтийн хуулийг G.I Hess-ийн томъёололд ашигладаг: "Аливаа химийн нэгдэл үүсэхэд энэ нэгдэл үүсэх нь шууд болон шууд бус байдлаар явагдахаас үл хамааран ижил хэмжээний дулаан ялгардаг. хэд хэдэн үе шаттай." Энэхүү "дулааны хэмжээг тогтмол байлгах" хуулийг 1840 оны 3-р сарын 27-нд Оросын Шинжлэх ухааны академийн бага хурлын илтгэлдээ Гесс тунхаглав [2] Орчин үеийн томъёолол: "Урвалын дулааны нөлөөлөл нь зөвхөн эхний ба эцсийн хүчин зүйлээс хамаарна. бодисын төлөв байдал ба процессын завсрын үе шатуудаас хамаарахгүй” Энтальпи Ерөнхийдөө энэ тохиолдолд тогтмол даралттай химийн урвалын гүйцэтгэсэн ажил нь дотоод энергийн өөрчлөлт ба үүссэн хийн тэлэлтийн ажлаас бүрдэнэ: ΔQ. p = ΔU + pδv Нээлттэй саванд явагддаг ихэнх химийн урвалын хувьд төлөвийн функцийг ашиглах нь тохиромжтой бөгөөд түүний өсөлт нь изобарик (өөрөөр хэлбэл тогтмол даралтаар ажилладаг) процесст системээс хүлээн авсан дулаантай тэнцүү байна. Энэ функцийг энтальпи гэж нэрлэдэг (Грекийн энтальпийн дулаанаас) [3]: ΔQ p = ΔH = ΔU + pδv Өөр нэг тодорхойлолт: системийн хоёр төлөв дэх энтальпийн ялгаа нь изобар процессын дулааны эффекттэй тэнцүү байна. 1. 1840 онд Германы эмч Юлиус Роберт Майер () Европоос Ява руу аялахдаа хөлөг онгоцны эмчээр ажиллаж байжээ. Тэрээр халуун орны венийн цус нь Германыхаас хөнгөн байдгийг анзаарч, халуун оронд биеийн ижил температурыг хадгалахын тулд хүчилтөрөгч бага шаардагддаг гэж дүгнэжээ. Үүний үр дүнд дулаан ба ажлыг харилцан хувиргах боломжтой. 1842 онд Майер онолын хувьд дулааны механик эквивалентыг 365 кгм (орчин үеийн 427 кгм) 2 Трифонов Д.Н. “Зан чанар нь шууд бөгөөд эрхэмсэг” (Херман Иванович Гессийн 200 жилийн ойг тохиолдуулан) 3. Энтальпийн нэрийг Голландын физикч Хайке Камерлингх-Оннес () санал болгосон. 12

3 Энтальпи нь уурын машин ба галт зэвсгийн аль алиных нь ажиллагааг тайлбарлахад тохиромжтой, учир нь энэ хоёр тохиолдолд халуун хий эсвэл усны уурын тэлэлт ашиглагддаг. ΔH o 298 бодис үүсэх стандарт энтальпийн талаархи мэдээллийг агуулсан өргөн хүрээтэй хүснэгтүүд байдаг. Индексүүд нь химийн нэгдлүүдийн хувьд энгийн бодисоос 1 моль үүсэх энтальпийг 1 атм (1, Па) дээр хамгийн тогтвортой өөрчлөлтөөр авсан гэсэн үг юм. буюу 760 ммМУБ) болон 298.15 K (25 o C) өгөгдсөн. Уусмал дахь ионуудын хувьд стандарт концентраци нь 1 моль/л байна. Энгийн бодисуудын хувьд үүсэх энтальпийг 0 гэж үздэг (цагаан фосфороос бусад нь хамгийн тогтвортой биш, харин фосфорын хамгийн үрждэг хэлбэр). Энтальпийн тэмдэг нь системийн өөрийнх нь үүднээс тодорхойлогддог: дулаан ялгарах үед энтальпийн өөрчлөлт сөрөг, дулаан шингээх үед энтальпийн өөрчлөлт эерэг байна. Маш нарийн төвөгтэй урвалын термохимийн тооцооны жишээ: Нүүрстөрөгчийн давхар исэл ба уснаас глюкоз үүсэх энтальпийг шууд туршилтаар тодорхойлох боломжгүй, энгийн бодисоос глюкоз авах боломжгүй; Гэхдээ бид эдгээр процессуудын энтальпийг тооцоолж болно. 6 C + 6 H O 2 = C 6 H 12 O 6 (ΔH x -?) Ийм урвал боломжгүй 6 CO H 2 O = C 6 H 12 O O 2 (ΔH y -?) урвал нь ногоон навчинд тохиолддог боловч бусад процессуудтай хамт ΔH х-г алгебрийн аргаар олъё. Гессийн хуулийг ашиглан гурван шаталтын тэгшитгэлийг нэгтгэхэд хангалттай: 1) C + O 2 = CO 2 ΔH 1 = -394 кДж 2) H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (уур) ΔH 2 = -242 кДж 3) C 6 H 12 O O 2 = 6 CO H 2 O ΔH 3 = kJ Бид тэгшитгэлийг "багананд" нэмж, 1 ба 2-ыг 6-аар үржүүлж, гурав дахь хэсгийг "нээгээд" дараа нь: 1) 6 C + 6 O 2 = 6 CO 2 ΔH 1 = 6(-394) кДж 2) 6 H O 2 = 6 H 2 O (уур) ΔH 2 = 6(-242) кДж 3) 6 CO H 2 O = C 6 H 12 O O 2 ΔH 3 = kJ Энтальпийг тооцоолохдоо бид 3-р тэгшитгэлийг "эргэх" үед тэмдэг өөрчлөгддөгийг харгалзан үздэг: ΔH x = 6 ΔH ΔH 2 - ΔH 3 = 6(-394) + 6(-242) -( -2816) = кЖ/моль Мэдээжийн хэрэг, ΔH y нь фотосинтезийн урвуу үйл явцтай тохирч байна, өөрөөр хэлбэл. глюкозыг шатаах. Дараа нь ΔH y = ​​-ΔH 3 = кЖ Уусмал дахь глюкозын бүтцийн талаархи өгөгдөл ашиглагдаагүй; түүний шаталтын механизмыг мөн авч үзээгүй асуудал Хүчилтөрөгчөөс 1 моль хүчилтөрөгчийг шатаахад 484 кДж, 1 моль хүчилтөрөгч ялгаруулдаг бол хүчилтөрөгчөөс үүсэх энтальпийг тодорхойлно уу. Илүүдэл устөрөгч дэх озоны моль нь 870 кЖ термодинамикийн хоёрдугаар хууль ялгаруулдаг. Энтропи В. Томсоны (1851) дагуу термодинамикийн хоёр дахь хууль: процесс нь байгальд боломжгүй бөгөөд түүний цорын ганц үр дүн нь дулааны савыг хөргөх замаар механик ажил хийх болно. 13

4 Р.Клаусиусын томъёолол (1850): дулаан нь өөрөө хүйтэн биеэс дулаан руу шилжиж чадахгүй, эсвэл: дугуй процессоор үйлчилснээр зөвхөн дулааныг хүйтэн биеээс дулаан дамжуулдаг машин бүтээх боломжгүй. илүү дулаахан. Термодинамикийн хоёр дахь хуулийн хамгийн анхны томъёолол нь Францад С.Карногийн (1824) хийсэн ажил болон Э.Клапейроны (1834) математикийн тайлбарт үндэслэн хамгийн тохиромжтой дулааны хөдөлгүүрийн үр ашиг: үр ашиг гэх мэт эхний хуулийн өмнө гарч ирсэн. = (T 1 - T 2)/ T 1 Карно, Клапейрон нар жингүй задрах шингэний илчлэгийг хадгалах хуулийг томъёолсон бөгөөд түүний агууламж нь биеийн температурыг тодорхойлдог. 19-р зууны дунд үе хүртэл термодинамикийн хувьд илчлэгийн онол давамгайлж байсан бол илчлэгийн талаархи үзэл баримтлалын үндсэн дээр үүссэн хууль, хамаарал нь дулааны молекул-кинетик онолын хүрээнд хүчинтэй болсон. Дулаан ялгаруулахгүйгээр аяндаа үүсдэг үйл явц үүсэх шалтгааныг олж мэдэхийн тулд аливаа механик ажил (A) -тай ижил төстэй ерөнхий хүчний аргаар дулааныг ерөнхий хүч (F) ба а ерөнхий координат (энэ тохиолдолд дулааны) [4]: ​​da = Fdx Дулааны урвуу процессын хувьд бид дараахь зүйлийг олж авна: dq = TdS I.e. Эхлээд энтропи S нь термодинамикийн математик аппаратыг стандартчилах зорилгоор нэвтрүүлсэн (Рудольф Клаусиус, 1865) төлөвийн дулааны координат юм. Дараа нь dq = 0 байх тусгаарлагдсан системийн хувьд бид дараахь зүйлийг олж авна: аяндаа үүсэх процесст ΔS > 0 Тэнцвэрт процесст ΔS = 0 Аяндаа бус процесст ΔS.< 0 В общем случае энтропия изолированной системы или увеличивается, или остается постоянной: ΔS 0 Энтропия свойство системы в целом, а не отдельной частицы. В 1872 г. Л.Больцман [ 5 ] предложил статистическую формулировку второго закона термодинамики: изолированная система эволюционирует преимущественно в направлении большей термодинамическоой вероятности. В 1900 г. М.Планк вывел уравнение для статистического расчета энтропии: S = k b lnw W число различных состояний системы, доступное ей при данных условиях, или термодинамическая вероятность макросостояния системы. k b = R/N A = 1, эрг/град постоянная Больцмана 4. Полторак О.М., Термодинамика в физической химии. Учеб. для хим. и хим-технол. спец. вузов, М.: Высш. шк., с., стр Больцман Людвиг (Boltzmann, Ludwig) (), австрийский физик. Установил фундаментальное соотношение между энтропией физической системы и вероятностью ее состояния, доказал статистический характер II начала термодинамики Современный биограф Людвига Больцмана физик Карло Черчиньяни пишет: Только хорошо поняв второе начало термодинамики, можно ответить на вопрос, почему вообще возможна жизнь. В 1906 г. Больцман покончил с собой, поскольку обманулся в любви; он посвятил свою жизнь атомной теории, но любовь его осталась без взаимности, потому что современники не могли понять масштаб его картины мира 14

5 Термодинамикийн хоёр дахь хууль нь үнэмлэхүй биш гэдгийг үргэлж санаж байх ёстой; Энэ нь цөөн тооны бөөмс агуулсан системүүд болон сансрын масштабтай системүүдийн хувьд утгаа алддаг. Хоёрдахь хууль, ялангуяа статистикийн томъёолол нь амьд биетүүдэд хамаарахгүй бөгөөд тэдгээр нь нээлттэй систем бөгөөд энтропийг байнга бууруулж, төгс эмх цэгцтэй молекулуудыг үүсгэдэг, жишээлбэл, нарны гэрлийн энергийн улмаас. Амьд системүүд нь өөрөө зохион байгуулалтаар тодорхойлогддог бөгөөд үүнийг Чилийн мэдрэл судлаач Хумберто Матурана 1970 онд аутопоэз (өөрийгөө бүтээх) гэж нэрлэжээ. Амьд систем нь сонгодог термодинамик тэнцвэрт байдлаас байнга холддог төдийгүй хүрээлэн буй орчныг тэнцвэргүй болгодог. 1965 онд Америкийн атмосферийн химич Жеймс Лавлок Ангараг гараг дээр амьдрал байгаа эсэхийг тодорхойлох шалгуур болох агаар мандлын тэнцвэрт найрлагыг үнэлэхийг санал болгов. Дэлхийн агаар мандалд нэгэн зэрэг хүчилтөрөгч (эзэлхүүнээр 21%), метан (0.00018%), устөрөгч (0.00005%), нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (0.00001%) - энэ нь C температурт тэнцвэрт бус холимог байх нь тодорхой. Дэлхийн агаар мандал нь нээлттэй. амьд организм үүсэхэд байнга оролцдог систем. Ангараг гарагийн агаар мандалд нүүрстөрөгчийн давхар исэл давамгайлж байна (95% - Дэлхий дээр 0.035% -тай харьцуулахад), хүчилтөрөгч 1% -иас бага, багасгах хий (метан) хараахан олдоогүй байна. Үүний үр дүнд Ангараг гарагийн агаар мандалд агуулагдах хий хоорондын бүх урвал аль хэдийн явагдсан байдаг. Эдгээр өгөгдлөөс Лавлок Ангараг гаригт одоогоор амьдрал байхгүй гэж дүгнэсэн байна. Гиббс энерги Энтропи нэвтэрснээр аливаа химийн процессын чиглэл, гүнийг тодорхойлох шалгуур (тэнцвэрт байгаа олон тооны бөөмсийн хувьд) бий болсон. Макроскопийн системүүд энергийн өөрчлөлтийг энтропийн бүрэлдэхүүнээр нөхөх үед тэнцвэрт байдалд хүрнэ: Тогтмол даралт ба температурт: ΔH p = TΔS p эсвэл Δ(H-TS) ΔG = 0 Гиббсын энерги[ 6 ] эсвэл Гиббсын чөлөөт энерги буюу изобарик-изотерм. боломжит Химийн урвал явагдах боломжийн шалгуур болох Гиббсийн энергийн өөрчлөлт Өгөгдсөн температурын хувьд ΔG = ΔH - TΔS ΔG үед< 0 реакция возможна; при ΔG >0 хариу үйлдэл хийх боломжгүй; ΔG = 0 үед систем тэнцвэрт байдалд байна. 6 Гиббс Жосиа Виллард (), Америкийн физикч, математикч, химийн термодинамик ба статистик физикийг үндэслэгчдийн нэг. Гиббс химийн термодинамикийн үндэс болсон гетероген бодисуудын тэнцвэрт байдлын талаархи үндсэн зохиолыг хэвлүүлсэн. 15

6 Тусгаарлагдсан системд аяндаа урвал явагдах боломжийг энерги (энтальпи) ба энтропийн хүчин зүйлсийн шинж тэмдгүүдийн хослолоор тодорхойлно: ΔH тэмдэг ΔS аяндаа урвал явагдах боломж + Үгүй + Тийм ΔH ба TΔS харьцаанаас хамаарна. + + ΔH ба TΔS-ийн харьцаанаас хамаарна ΔG 0 ба S 0 стандарт утгуудын талаархи өргөн хүрээний хүснэгтэн мэдээлэл байдаг бөгөөд энэ нь урвалын ΔG 0-ийг тооцоолох боломжийг танд олгоно. 5. Химийн кинетик Химийн термодинамикийн таамаглал нь хориглох хэсэгт хамгийн зөв байдаг. Жишээлбэл, азотыг хүчилтөрөгчтэй урвалд оруулахад Гиббсийн энерги эерэг байвал: N 2 + O 2 = 2 NO ΔG 0 = +176 кЖ бол энэ урвал аяндаа явагдахгүй бөгөөд ямар ч катализатор туслахгүй. Агаараас NO-ийг олж авах үйлдвэрийн алдартай процесс нь асар их хэмжээний эрчим хүч, тэнцвэрт бус процесс (хийн хольцыг цахилгаан нумаар дамжуулсны дараа бүтээгдэхүүнийг хурдан хөргөх замаар хатууруулах) шаарддаг. Нөгөөтэйгүүр, ΔG байх бүх урвал биш< 0, спешат осуществиться на практике. Куски каменного угля могут веками лежать на воздухе, хотя для реакции C + O 2 = CO 2 ΔG 0 = -395 кдж Предсказание скорости химической реакции, а также выяснение зависимости этой скорости от условий проведения реакции осуществляет химическая кинетика наука о химическом процессе, его механизме и закономерностях протекания во времени. Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из участвующих в реакции веществ (исходное вещество или продукт реакции) в единицу времени. Для реакции в общем виде aa + bb xx + yy скорость описывается кинетическим уравнением: v = -ΔC (A) /Δt = ΔC (X) /Δt = k C m n (A) C (B) k называется константой скорости реакции. Строго говоря, скорость определяется не как конечная разность концентраций, а как их производная v = -dc (A) /dt; степенные показатели m и n обычно не совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. Порядком реакции называется сумма всех показателей степеней m и n. Порядок реакции по реагенту A равен m. Большинство реакций являются многостадийными, даже если они описываются простыми стехиометрическими уравнениями. В этом случае обычно получается сложное кинетическое уравнение реакции. Например, для реакции H 2 + Br 2 = 2 HBr dc (HBr) /dt = kc (H2) C (Br2) 0,5 / (1 + k C (HBr) / C (Br2)) 16

7 Хурд нь концентрацаас ийм нарийн төвөгтэй хамааралтай байгаа нь олон үе шаттай урвалын механизмыг харуулж байна. Энэ урвалын гинжин механизмыг санал болгосон: Br 2 Br. + Br. Br гинжин бөөмжилт. + H 2 HBr + H. гинжин хэлхээний үргэлжлэл H. + Br 2 HBr + Br. гинжин хэлхээний үргэлжлэл H. + HBr H 2 + Br. Br дарангуйлал. + Br. Br 2 гинжин хэлхээний төгсгөл Нэг энгийн үйлдэлээс бүрдэх энгийн нэг үе шаттай урвалд оролцох урвалжийн молекулуудын тоог урвалын молекул гэж нэрлэдэг. Мономолекулын урвал: C 2 H 6 = 2 CH 3. Бимолекулын урвал: CH 3. + CH 3. = C 2 H 6 Харьцангуй ховор тохиолддог гурван молекулын урвалын жишээ: 2 NO + O 2 = 2 NO 2 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl H. + H. + Ar = H 2 + Ar Схемийн дагуу явагдах 1-р эрэмбийн урвалын онцлог: Бүтээгдэхүүн нь хагас хувирах хугацааны тогтмол байдал t 0.5 буюу анхны бодисын тал нь эргэх хугацаа юм. бүтээгдэхүүн болгон. Энэ хугацаа нь урвалын хурдны тогтмол k-тэй урвуу пропорциональ байна. t 0.5 = 0.693 / к өөрөөр хэлбэл. Нэгдүгээр эрэмбийн урвалын хагас задралын хугацаа нь урвалын тогтмол бөгөөд шинж чанар юм. Цөмийн физикийн хувьд цацраг идэвхт изотопын хагас задралын хугацаа нь түүний чухал шинж чанар юм. Урвалын хурдны тогтмолын температураас хамаарах хамаарлыг Аррениусын тэгшитгэлээр илэрхийлнэ [7] (1889): k = Aexp(-E a /RT) А хүчин зүйл нь бөөмийн мөргөлдөх давтамж, мөргөлдөх үеийн чиг баримжаатай холбоотой; E a нь өгөгдсөн химийн урвалын идэвхжүүлэлтийн энерги юм. Өгөгдсөн урвалын идэвхжүүлэлтийн энергийг тодорхойлохын тулд түүний хурдыг хоёр температурт хэмжихэд хангалттай. Аррениусын тэгшитгэл нь зөвхөн химийн энгийн процессуудын температурын хамаарлыг тодорхойлдог. Биеийн янз бүрийн температуртай (36.4-аас 39 хэм хүртэл) хүмүүсийн сэтгэлзүйн судалгаагаар цаг хугацааны субьектив мэдрэмж (цаг тоолох хурд) ба 7 Сванте Август Аррениус () Шведийн физик химич, электролитийн диссоциацийн онолыг бүтээгч, академич. Шведийн хааны шинжлэх ухааны академи. Электролитийн уусмал дахь идэвхтэй тоосонцор үүсэх тухай санаан дээр үндэслэн Аррениус химийн урвалын үед "идэвхтэй" молекул үүсэх ерөнхий онолыг дэвшүүлэв. 1889 онд нишингийн элсэн чихрийн урвуу байдлыг судалж байхдаа энэ урвалын хурд нь зөвхөн "идэвхтэй" молекулуудын мөргөлдөөнөөр тодорхойлогддог болохыг харуулсан. Температур нэмэгдэхийн хэрээр энэ хурд огцом нэмэгдэх нь систем дэх "идэвхтэй" молекулуудын тоо мэдэгдэхүйц нэмэгдсэнээр тодорхойлогддог. Урвалд орохын тулд молекулууд нь тодорхой температурт байгаа бодисын нийт массын дундаж энергитэй харьцуулахад тодорхой хэмжээний нэмэлт энергитэй байх ёстой (энэ нэмэлт энергийг дараа нь идэвхжүүлэх энерги гэж нэрлэнэ). Аррениус урвалын хурдны тогтмолуудын температурын хамаарлын шинж чанар, төрлийг судлах арга замыг тодорхойлсон. 17

8-д, тэмдэгтүүдийн санамсаргүй дарааллыг мартах хурдыг 190 кЖ/моль идэвхжүүлэх энергитэй Аррениус тэгшитгэлээр тайлбарлав [8]. Идэвхжүүлэлтийн энергийн эерэг утга нь эхлэлийн бодисоос бүтээгдэхүүн рүү хүрэх замд энергийн саад байгааг харуулж байгаа бөгөөд энэ нь термодинамикийн хувьд боломжтой бүх урвалыг нэн даруй явуулахыг зөвшөөрдөггүй: Зураг 2. Идэвхжүүлэлтийн энерги (энэ нь ямар үед тааралдсан бэ? ) 8. Leenson I.A. Химийн урвал яагаад, яаж үүсдэг. М .: MIROS, s, s

Химийн процесс. Химийн урвал яагаад, яаж үүсдэг вэ? Термодинамик ба кинетик сэтгэл зүйчдэд зориулсан хими. Лекц 3. В.В.Загорский Химийн урвалын хэрэглээ. Дулааны хөдөлгүүрүүд Уурын зүтгүүр "Пуужин" (1814) Жорж

Химийн термодинамикийн элементүүд (1) Термодинамикийн 1-р хууль 11-р ангийн СУНТ-д зориулсан “Ерөнхий ба органик бус хими” хичээлийн лекц Жозеф Блэк (1728-1799) Дулаан ба температур Дулааны машин Уурын зүтгүүр

ФИЗИК БА КОЛЛОИД ХИМИ Крисюк Борис Эдуардович Химийн термодинамикийн үндэс. Систем гэдэг нь хүрээлэн буй орчноос бодит буюу оюун санааны хил хязгаараар тусгаарлагдсан бие эсвэл бүлэг бие юм. Систем

Сэдэв 1 Термодинамикийн үндэс (2 цаг) Термодинамик (Грекээр θέρμη “дулаан”, δύναμις “хүч”) нь дулаан болон бусад энергийн харилцан хамаарал, хувирлыг судалдаг физикийн салбарыг тус тусад нь тодорхойлсон

ХИМИЙН ТЕРМОДИНАМИК Термодинамик бол хэзээ ч няцаагдахгүй гэдэгт итгэлтэй байгаа цорын ганц физик онол юм. А.Эйнштейний Термодинамик (ТД) нь хуулиудыг судалдаг шинжлэх ухаан юм

“Химийн урвалын үндсэн зүй тогтол” 3-р лекц “Хими 1.6” захидлын оюутнуудад зориулсан Багш: Доктор, Мачехина Ксения Игоревна * Лекцийн төлөвлөгөө (I хэсэг) 1. Үндсэн ойлголт.

Химийн өөрчлөлтийн энерги. Термодинамикийн 1-р хууль Лекц 1 Химийн урвалын шинж тэмдэг: өнгө өөрчлөгдөх, үнэр гарах, амт өөрчлөгдөх, хур тунадас, гэрэлтэх, эзлэхүүн нэмэгдэх, дулаан ялгарах,

Лекц 11 Химийн кинетикийн үндсэн ойлголт, зарчим 1 Лекцийн төлөвлөгөө 1. Физик, хими, биологийн хичээлийн цаг. 2. Химийн кинетикийн хичээл. Харилцаа холбооны хими. кинетик ба хими термодинамик. 3. Үндсэн ойлголтууд

Лекц 4. ТЕРМОДИНАМИКИЙН ХОЁРДУГААР ХУУЛЬ Аяндаа үүсэх ба аяндаа үүсэхгүй процессууд. "Алдагдсан" ажил Термодинамикийн анхны хууль нь хими, химийн технологитой холбоотой олон асуудлыг шийдвэрлэх боломжийг олгодог.

Лекц 2. Термодинамикийн хоёрдугаар хууль. Энтропи, Гиббс ба Гельмгольцын энерги. Үйл явц аяндаа 1. Ажлын зардалгүйгээр явагдана. 2. Тэдний тусламжтайгаар та ажилд орох боломжтой. Аяндаа бус 1. Дамжуулах

Термодинамик хэмжигдэхүүнүүд. Бодисын дотоод энерги Е нь тухайн бодисыг бүрдүүлэгч хэсгүүдийн нийт энерги юм. Энэ нь бөөмсийн кинетик ба боломжит энергиэс бүрдэнэ. Кинетик энерги нь

Химийн урвалын термохими ба чиглэл Химийн процессын термодинамикийн үндэс Термодинамик Судалгааны объект: Физик, химийн процесс (систем) дэх энергийн өөрчлөлт Систем:

Лекц 3. Химийн процессын зүй тогтол Лекц: Ас. хэлтэс ONH Абрамова Полина Владимировна имэйл: [имэйлээр хамгаалагдсан]"Термодинамик бол хөгшин ядаргаатай эмэгтэйтэй адил юм. Тэр хаа сайгүй хамраа наана

Өнөөдөр 2014 оны 7 сарын 9 Лхагва гараг ТЕРМОДИНАМИКИЙН ХОЁРДУГААР ХУУЛЬ 6-р лекц Лекцийн агуулга: *Термодинамикийн хоёрдугаар хууль *Энтропи *Энтропийн өсөлтийн хууль *Энтропи ба магадлал *Гүн ухааны утга санаа II

Химийн кинетик ЛЕКЦ 6 ЭЛЬВИРА МАРАТОВНА УСТИНОВА Лекцийн төлөвлөгөө 1. Химийн урвалын хурд 2. Химийн урвалын ангилал 3. Массын үйл ажиллагааны хууль 4. Химийн урвалын хурдад температурын нөлөө

Боловсролын чанарын баталгаажуулалтын төв хүрээлэн Бүлэг нэр МОДУЛЬ: ФИЗИК (ТЕРМОДИНАМИК_МОДУЛ 2) Хариулт Асуулт Үндсэн тасалбар Бид 1 2 Брауны хөдөлгөөн нь 1) шингэний молекулууд 3) хамгийн жижиг хэсгүүдийн хөдөлгөөн юм.

Химийн кинетик. Химийн урвалын хурд.. Химийн кинетикийн үндсэн зарчмууд Химийн урвалын хурд нь тухайн бодисын хэмжээ нэгж хугацаанд өөрчлөгдөхийг хэлнэ. Тогтвортой байдалд хамаарна

ХИМИЙН УРАЛЦАХ ХУВЬ. ХИМИЙН ТЭНЦВЭР Ерөнхий ойлголт Химийн урвалын хурд ба химийн тэнцвэрийн тухай ойлголтыг бий болгох нь оюутнуудад үндсэн хуулиудыг ойлгоход зайлшгүй шаардлагатай.

“Химийн термодинамик” 4-р лекц Өдрийн ангийн оюутнуудад зориулсан “Ерөнхий органик бус хими” хичээл Багш: Докторант Ксения Игоревна Мачехина * Лекцийн тойм 1. Үндсэн ойлголт. 2. Термодинамикийн анхны хууль.

Лекц 1 Химийн термодинамикийн үндэс 1. Үндсэн ойлголт, тодорхойлолт Химийн термодинамик (ХТБ) нь: - химийн урвалын энергийн нөлөөллийг судалдаг химийн нэг салбар юм. - химийн урвалын боломж ба чиглэл;

Сэдэв 2 1. Химийн процессын энерги. 2. Химийн кинетик ба тэнцвэр 1. Химийн процессын энерги Химийн процессын энергийг “Химийн термодинамик” химийн хэсэгт авч үзнэ.

ХИМИЙН КИНЕТИК Үндсэн ойлголт, тодорхойлолт Химийн кинетик нь химийн урвалын хурд, механизмыг судалдаг химийн нэг салбар юм 2 Үндсэн ойлголт, тодорхойлолт Нэг төрлийн химийн урвал

ОХУ-ын Боловсрол, шинжлэх ухааны яам Дээд мэргэжлийн боловсролын улсын боловсролын байгууллага "УФА ГАЗРЫН ГАЗРЫН ТЕХНИКИЙН ИХ СУРГУУЛЬ" тэнхим

ТЕРМОДИНАМИК Лекц Лекцийн төлөвлөгөө:. Термодинамикийн үндсэн заалт, тодорхойлолт (термодинамикийн систем, термодинамик процесс, төлөвийн параметрүүд) 2. Дотоод төлөвийн параметрүүд (даралт,

Лекц 4 Бодисын бүтцийн молекул кинетик онолын үндсэн зарчим. Термодинамик системүүд. Энтропи. Бүх бодисууд атом ба молекулуудаас тогтдог. Атом бол химийн бодисын хамгийн жижиг бүтцийн нэгж юм

Ломоносовын нэрэмжит Москвагийн Улсын Их Сургуулийн Химийн факультет Успенская И.А. Физик химийн лекцийн тэмдэглэл (био инженер, биоинформатикийн оюутнуудад) www.chem.msu.ru/teaching/uspenskaja/

ДААЛГАВАР Термодинамик потенциал. Химийн тэнцвэр. 1-р хувилбар 1. CH(g) + / O (g) = CO (g) + H O (l) урвалын химийн тэнцвэрийн нөхцөлийг бичнэ үү.. Химийн бодисын ялгаа ямар тэмдэг вэ?

Лекц 3 Хийн молекул кинетик онолын үндсэн тэгшитгэл 1. Больцманы тогтмол. 2. Менделеевийн Клапейроны тэгшитгэл. 3. Бүх нийтийн хийн тогтмол. 4. Хийн тухай хууль. 5. Температурын хэмжилт

12. Химийн урвал. Хурд, эрчим хүч, эргэх чадвар 12.1. Урвалын хурд A + B D + E химийн урвалын хурдны тоон шинж чанар нь түүний хурд, өөрөөр хэлбэл харилцан үйлчлэлийн хурд юм.

1. ХИМИЙН УРСАЛЫН ЭРЧИМ ХҮЧ 1.1. Материйн хувирал. Термодинамик ба кинетикийн хамаарал. Бодисын химийн болон физикийн өөрчлөлттэй холбоотойгоор хоёр асуулт гарч ирдэг: 1) Эдгээр өөрчлөлтүүд байж болох уу?

Лекц 16 Урвалт ба эргэлт буцалтгүй процессууд. Цикл. Энтропийн тухай ойлголт. Энтропи өсөх хууль. Термодинамикийн хоёр дахь хууль. Термодинамикийн гурав дахь хууль. Тэнцвэр нь ямар төлөвт байна

Гиббсын энерги: нээлт, ач холбогдол, хэмжих арга Васков Е.А. KubGTU Краснодар, ОХУ Гиббс эрчим хүч: нээлт, хэмжих аргын ач холбогдол Васков Е.А. KubGTU Краснодар, ОХУ Чөлөөт эрчим хүч

Лекц 3 Химийн урвалын кинетик Хичээлийн зорилго: устөрөгчийн хэт ислийн задралын кинетикийг судлах; янз бүрийн температурт хурдны тогтмолыг тодорхойлох; урвалын идэвхжүүлэлтийн энергийг ол. Ач холбогдол

ДУЛААНЫ ФИЗИК Лекцийн төлөвлөгөө: 1. Термодинамик (үндсэн ба тодорхойлолт) 2. Дотоод төлөвийн үзүүлэлтүүд (даралт, температур, нягт). Идеал хийн төлөвийн тэгшитгэл 4. Термодинамикийн тухай ойлголт

Тест 1 ХИМИЙН ТЕРМОДИНАМИК 1. Химийн термодинамик нь шинжлэх ухаан. Термодинамикийн анхны хууль, түүний томъёолол, математик илэрхийлэл. 2. Термодинамик систем гэж юу вэ?

Лекц 3. Химийн тэнцвэрт байдал. Химийн урвалын кинетикийн тухай ойлголт. Тэнцвэрийн төлөв гэж системийн төлөвийг хэлнэ: a) түүний эрчимтэй үзүүлэлтүүд нь цаг хугацааны явцад өөрчлөгддөггүй (p, T, C); б)

Ерөнхий химийн семинар L.S Guzey Москвагийн Улсын Их Сургуулийн геологийн факультетийн оюутнуудад зориулсан ерөнхий химийн сурах бичиг 01. Стехиометрийн сэдэв. Тодорхойлолт ба мэдэгдэл Зөв тодорхойлолтыг сонгоно уу

ХИМИЙН КИНЕТИК Химийн кинетик нь химийн үйл явцын хурд, тэдгээрийн янз бүрийн хүчин зүйлээс хамаарлыг судалдаг: урвалд орох бодисын концентраци, температур, даралт, катализатор байгаа эсэх.

Холбооны Боловсролын Агентлаг Дээд Мэргэжлийн Боловсролын Улсын Боловсролын Байгууллага Уралын Улсын Техникийн Их Сургууль UPI Физикийн тэнхим Физикийн хичээлээр ГАНЦААРЧИЛСАН ГЭРИЙН ДААЛГАВАР СЭДЭВ: ЗӨВХӨН ХИЙН ТЕРМОДИНАМИК АРГАЧЛАЛ.

ТЕХНИКИЙН ТЕРМОДИНАМИК Лекцийн төлөвлөгөө:. Химийн урвалын тэнцвэрийн тогтмол. Нернстийн дулааны хууль Лекц 6. ХИМИЙН УРАЛДААНЫ ТЭНЦВЭРИЙН ТОГТНУУД Нэг төрлийн химийн урвалын тохиолдлыг авч үзье.

ТЕХНИКИЙН ТЕРМОДИНАМИК Лекцийн төлөвлөгөө:. Танилцуулга. Термодинамикийн үндсэн зарчим (термодинамик систем, термодинамик процесс). Төрийн параметрүүд (даралт, температур, нягтрал) 4. Тэгшитгэл

Лекц 4 Химийн урвал яагаад, хэрхэн явагддаг 1 Лекцийн төлөвлөгөө 1. Химийн урвалын ангилал. 2. Химийн урвалын стехиометрийн тодорхойлолт. 3. Химийн элементар урвалын энергийн муруй.

Хими 1.2 Лекц 5. Химийн тэнцвэр. Химийн кинетик. Багш: хамтрагч. хэлтэс OHHT Ph.D. Абрамова Полина Владимировна цахим шуудангаар: [имэйлээр хамгаалагдсан]"Хими нь тодорхой дарааллыг илрүүлж чадна

Биологийн факультет (биофизикийн мэргэжлээр) Био инженер, биоинформатикийн факультет 2006/2007 Ерөнхий ба органик бус хими ЛЕКЦ 3. Химийн термодинамик ба химийн кинетикийн элементүүд.

Лекц 2. ТЕРМОДИНАМИКИЙН ҮНДСҮҮД Үндсэн ойлголт Термодинамик нь макроскопийн системийн үзэгдэл судлалын онол учраас түүний бүх үндсэн ойлголтыг туршилтаас шууд авдаг. Термодинамик

ТЕХНИКИЙН ТЕРМОДИНАМИК Лекцийн тойм: 1. Техникийн термодинамик (үндсэн ба тодорхойлолт) 2. Дотоод төлөвийн параметрүүд (даралт, температур, нягт). Термодинамикийн тухай ойлголт

3.. Ажил ба дулааны хэмжээ. 3... Гадны хүчний ажил ба биеийн ажил. Гадны хүчний гүйцэтгэсэн ажлыг бичье -F x (хасах нь гадаад хүч нь хийн даралтын дотоод хүчний эсрэг чиглэсэн гэсэн үг)

1 МОЛЕКУЛАРЫН ФИЗИК, ТЕРМОДИНАМИК Үндсэн зарчим, тодорхойлолт Бодисыг судлах хоёр арга Бодис нь асар олон тооны микро хэсгүүд - атом ба молекулуудаас бүрддэг Ийм системийг макросистем гэж нэрлэдэг.

Жишээ нь. билет 1 1. Ковалентын холбоо. Октет дүрэм. Льюисын бүтэц. 2. Хамгийн тохиромжтой уусмал дээрх уурын даралт. Раулийн хууль. Хэт шингэрүүлсэн уусмалууд. Генригийн хууль. 3. Гетероген катализ: үндсэн

Химийн үйл явцын ерөнхий хуулиуд ХИМИЙН УРСАЛЫН ЭРЧИМ ХҮЧНИЙ үндсэн ойлголт, тодорхойлолт Химийн термодинамик нь янз бүрийн хэлбэрийн энергийн харилцан өөрчлөлтийг судалдаг химийн нэг салбар юм.

Лекц 1 Химийн кинетикийн үндсэн хууль. E. хуудас 7-22. R. хуудас 9-19, 23-26, 44-48. Э.-К. 48-57, 70-73 хуудас Термодинамикийн үүднээс химийн урвал ба химийн тэнцвэр. Химийн хурд

ХИМИ Лекц 03 Химийн урвал хэрхэн, яагаад үүсдэг. Термохими Е.А. Ананьева, Үндэсний Судалгааны Цөмийн Их Сургуулийн Ерөнхий химийн тэнхимийн дэд профессор, докторант, MEPhI Химийн урвал яагаад үүсдэг вэ Хэрэгжих боломжийг урьдчилан таамаглах

Лекцийн тойм: ТЕХНИКИЙН ТЕРМОДИНАМИК Лекц 2. Идеал хийн төлөвийн тэгшитгэл 2. Бодит хий ба шингэний төлөвийн тэгшитгэл 3. Хийн хольц. ИДЭЭЛИЙН хийн төлвийн тэгшитгэл Мэдэгдэж байгаагаар,

Лекц 2 Химийн системийн тэнцвэрт байдал 2.1 Онолын үндсэн зарчмууд Физик үйл явц, химийн урвалыг буцаах ба эргэлт буцалтгүй гэж ялгах. Урвуу үйл явцын хувьд төлөв байдаг

Лекц 6-7 Химийн термодинамикийн үндэс Үндсэн ойлголт, тодорхойлолт Химийн термодинамик нь химийн урвал дахь янз бүрийн энергийн хувирлыг судалж, хууль тогтоомжийг тогтоодог шинжлэх ухаан юм.

Химийн термодинамик Жишээ 1. Дараах (1) ба () урвалын дулааны нөлөө нь 7 К, тогтмол даралт 11, кПа үед мэдэгддэг. Ижил нөхцөлд () урвалын дулааны эффектийг тооцоол. (1) C O CO, ()

Хувилбар 1. 1. Бичил биетийн зан үйлийг судлахдаа статистикийн аргыг ашиглах боломжтой юу? Яагаад? 2. Нэг молекул термодинамикийн тэнцвэрт байдалд байж чадах уу? 3. Хэрэв

Лабораторийн ажил. Сахарозын урвуу хурдны тогтмолыг тодорхойлох. Химийн кинетик нь химийн процессын хурд, тэдгээрийн янз бүрийн хүчин зүйлээс хамаарлыг судалдаг: урвалд орох бодисын концентраци.

Лекц 9 ТЕРМОДИНАМИКИЙН ХОЁРДУГААР ХУУЛЬ. Клаузиусын тэгш бус байдал Нэр томьёо ба ойлголт Байнгын хөдөлгөөн Хоёр дахь төрлийн өсөлт Үйл явцын чиглэл Буцааж болшгүй үйл явц Буцааж болшгүй мөчлөг Клаузиусын тэгш бус байдал Эргэгдэх боломжтой

Химийн урвал гэдэг нь нэг буюу хэд хэдэн анхны бодисыг (урвалж) химийн найрлага, бүтцээрээ тэдгээрээс ялгаатай бодис (урвалын бүтээгдэхүүн) болгон хувиргах явдал юм. Лекц 10 Маш олон тоо байдаг

ФИЗИК БА КОЛЛОИД ХИМИ Крисюк Борис Эдуардович Химийн кинетик. Албан ёсны кинетик. A + B C урвалын хувьд түүний v хурд нь: v = - d[a]/dt = - d[b]/dt = d[c]/dt урвалын ерөнхий тохиолдолд aa

ХИМИЙН КИНЕТИК Химийн кинетик нь химийн урвалын хурд, механизмыг судалдаг. Бүх урвалыг үүсэх механизмын дагуу энгийн (анхан шатны), нэг үе шатанд тохиолддог, нарийн төвөгтэй гэж хувааж болно.

Лекц 11 Идеал хийн кинетик онол. Даралт ба температур. Идеал хийн туршилтын хуулиуд. Молекул кинетик онол нь санаан дээр үндэслэн материйн шинж чанарыг судалдаг физикийн салбар юм

L15 Нээлттэй системийн энерги хадгалагдах хууль Хаалттай системийн дотоод энерги U энтропи S(U) k lnw (U) температур ds 1 du Гадаад орчинтой харьцдаггүйн улмаас дотоод энерги нь энэ

Хуудас 1

ХИМИЙН ТЕРМОДИНАМИК, ХИМИЙН КИНЕТИКИЙН ҮНДЭС

Параметр	Тэмдэглэл, нэгж	Семантик утга
Дотоод энерги	U, кЖ/моль	Системийн нийт энерги нь энэ системийн бүх хэсгүүдийн кинетик, потенциал болон бусад төрлийн энергийн нийлбэртэй тэнцүү байна. Энэ нь изохорик процесст системийн хүлээн авсан дулаантай тэнцүү байх төлөвийн функц юм.
Ажил	А, кЖ/моль	Системийн хүрээлэн буй орчинтой харьцах үеийн бөөмийн хөдөлгөөний чиглэлтэй хэлбэрийн энергийн хэмжүүр.
Дулаан	Q, кЖ/моль	Системийн хүрээлэн буй орчинтой харилцах явцад бөөмийн хөдөлгөөний эмх замбараагүй хэлбэрүүдийн энергийн хэмжүүр.
Термодинамикийн анхны хууль	Q=∆U+A	Хаалттай системд нийлүүлсэн дулааныг системийн дотоод энергийг нэмэгдүүлэх, хүрээлэн буй орчны гадны хүчин зүйлийн эсрэг системийн ажлыг гүйцэтгэхэд зарцуулдаг.
Энтропи	С, Ж.(моль∙К) ∆S=Q/T, ∆S° r - tion =∑v 1 S°(үргэлжлэл r-tion)-∑v 1 (анхны оролт)	Системийн эмгэгийн зэргийг тодорхойлдог төрийн функц, өөрөөр хэлбэл. түүний бөөмсийн байршил, хөдөлгөөний нэг төрлийн бус байдал, өсөлт нь буцах изотерм процессын үед системд нийлүүлсэн дулаантай тэнцүү бөгөөд процесс явагдаж буй үнэмлэхүй температурт хуваагдана.
Энтальпи	H, кЖ/моль ∆H=∆U+p∆V	Изобарын нөхцөлд системийн энергийн төлөвийг тодорхойлдог төлөвийн функц.
Урвалын энтальпи	∆H уусмал, кЖ/моль	Изобарик нөхцөлд химийн урвалын явцад ялгарах буюу шингээх дулааны хэмжээ.
Стандарт нөхцөл	-	Өгөгдсөн температурт хамгийн тогтвортой хэлбэр (ихэвчлэн 298 К), даралт 1 атм.
Стандарт нөхцөл	с.у.	Даралт: 101 325 Па=1 атм=760 мм м.у.б. Температур: 25⁰С≈298К. n(X)=1 моль.
Энгийн бодис үүсэх стандарт энтальпи		s.u-тай хамт. Термодинамикийн хувьд хамгийн тогтвортой агрегат ба аллотроп төлөвт байгаа энгийн бодисын хувьд 0-тэй тэнцүү байна.
Нарийн төвөгтэй бодис үүсэх стандарт энтальпи	∆H° arr298 (бодис, нэгтгэх төлөв), кЖ/моль	Хуурай хольц дахь энгийн бодисоос 1 моль энэ бодис үүсэх урвалын энтальпи.
Шаталтын стандарт энтальпи	∆H° шаталт (X), кЖ/моль	Хүчилтөрөгчийн орчинд хүрээлэн буй орчны нөхцөлд 1 моль бодисын өндөр исэлд шаталтын (исэлдэлтийн) энтальпи.
Уусах энтальпи	∆H° уусмал, кЖ/моль Уусмалын дулааны багтаамж хаана байна	Изобарын нөхцөлд хатуу бодисыг уусгах дулааны нөлөө.
Гиббс энерги	Г, кЖ/моль ∆G°=∆Н-Т∆S, ∆G° r-tions =∑v 1 ∆G° 1 (үргэлжлэл)-∑ v 1 ∆G° 1 (анхны оролт)	Чөлөөт энерги, изобарик нөхцөлд системийн энерги, эмх замбараагүй байдлыг харгалзан системийн төлөв байдлын ерөнхий термодинамик функц.
Тэнцвэрийн химийн урвалын тэнцвэрийн тогтмол	K тэнцүү, (моль/л) ∆v, энд ∆v нь бодисын стехиометрийн коэффициентийн утгаас хамаарна. aA+bB=cC+dD урвалын хувьд	Урвалын бүтээгдэхүүний тэнцвэрт концентрацийн үржвэрийг стехиометрийн коэффициентүүдтэй тэнцүү хүчин чадалтай урвалжуудын тэнцвэрийн концентрацийн бүтээгдэхүүнд харьцуулсан харьцаатай тэнцүү байна.
Вант Хоффын изотермийн тэгшитгэл	Урвуу урвалын хувьд aA+bB=cC+dD , ∆G° r-tion = -RTlnK тэнцүү,	Энэ нь урвалж ба урвалын бүтээгдэхүүний өгөгдсөн концентрацид Гиббсийн энергийг тооцоолох боломжийг танд олгоно.
Кинетикийн массын үйл ажиллагааны хууль	V=kc(A) a c(B) b	Урвалын хурд нь урвалд орж буй бодисын концентрацийн үржвэртэй пропорциональ байна.
Бодисын дагуу урвалын дараалал	n i	Химийн урвалын хурдыг тодорхойлох тэгшитгэлд урвалж буй бодисын концентрацийг оруулах илтгэгч. Дараалал нь урвалын гүнээс хамааран бүхэл тоо, бутархай, эерэг, тэг, сөрөг, бүр хувьсагч гэсэн ямар ч утгатай байж болно.
Ерөнхий урвалын дараалал	n=n λ +n β +…	Бүх урвалжуудын урвалын дарааллын нийлбэр.
Бодисын дундаж урвалын хурд		Өгөгдсөн хугацааны туршид бодисын дундаж хурд
Бодит урвалын хурд		Тухайн үеийн урвалын хурдыг тодорхойлдог (∆τ→0); v 1 – урвал дахь бодисын стехиометрийн коэффициент.
Бодисын урвалын жинхэнэ хурд		Өгөгдсөн хугацаанд (∆τ→0) бодисоор дамжин өнгөрөх хурдыг тодорхойлдог.
Урвалын хурд тогтмол	k, c -1 – 1-р эрэмбийн урвалын хувьд; л/(моль∙с) – 2-р эрэмбийн урвалын хувьд	Урвалын бие даасан шинж чанар нь 1 моль/л-тэй тэнцэх урвалжийн концентраци дахь урвалын хурдтай тоогоор тэнцүү байна.
Идэвхжүүлэх энерги	Е а, кЖ/моль	Эдгээр бөөмсийг химийн урвалд оруулахад хангалттай харилцан үйлчлэгч хэсгүүдийн хамгийн бага илүүдэл энерги.
Хагас амьдрах хугацаа	Τ1/2, с, мин, цаг, өдөр	Урвалж буй бодисын концентрацийг хагасаар бууруулахад шаардагдах хугацаа.
Хагас амьдрал	Τ1/2, с, мин, цаг, өдөр	Цацраг идэвхт бодисын хэмжээ 2 дахин буурах хугацаа.
1 дарааллын урвалын кинетик тэгшитгэл (интеграл хэлбэр)	c=c 0 e - kt	ln c ба t хувьсагчдын хувьд тэгшитгэл нь шугаман байна; k нь 1-р эрэмбийн урвалын хурдны тогтмол; с 0 нь цаг хугацааны анхны агшин дахь эхлэлийн бодисын концентраци; c - t үеийн эхлэл бодисын одоогийн концентраци; t нь урвалын эхлэлээс хойшхи хугацаа юм.
Вант Хоффын дүрэм	урвалын хурдны температурын коэффициент хаана байна;