Einführung in die physikalische und kolloidale Chemie.

Vorlesungsübersicht

1. Einleitung. Definitionen und Wesen der in der physikalischen und kolloidalen Chemie untersuchten Phänomene.

2. Einführung in die chemische Thermodynamik.

3. Konzepte: System, Systemparameter, Systemzustandsfunktionen, thermodynamische Prozesse.

4. Funktionen des Systems: innere Energie und Enthalpie. Mathematische Ausdrücke für sie, ihre Beziehung.

5. 1. Hauptsatz der Thermodynamik – der Energieerhaltungssatz.

6. 2. Hauptsatz der Thermodynamik. Unidirektionalität von Prozessen.

7. Freie Energie des Systems. Spontane Prozesse.

Der Begriff „physikalische Chemie“ und die Definition dieser Wissenschaft wurden erstmals von M.V. gegeben. Lomonossow. „Physikalische Chemie ist eine Wissenschaft, die auf der Grundlage der Prinzipien und Experimente der Physik erklärt, was bei chemischen Vorgängen in gemischten Körpern geschieht.“

Moderne Definition: Physikalische Chemie– eine Wissenschaft, die chemische Phänomene erklärt und ihre Muster auf der Grundlage der allgemeinen Prinzipien der Physik festlegt.

Die moderne physikalische Chemie untersucht viele verschiedene Phänomene und ist wiederum in große, praktisch unabhängige Bereiche des Wissenschaftsgebiets unterteilt – Elektrochemie, Photochemie, chemische Thermodynamik usw. Aber auch heute noch besteht die Hauptaufgabe der physikalischen Chemie in der Untersuchung der Zusammenhänge zwischen physikalischen und chemischen Phänomenen.

Physikalische Chemie ist nicht nur eine theoretische Disziplin. Die Kenntnis der Gesetze der physikalischen Chemie ermöglicht es uns, das Wesen chemischer Prozesse zu verstehen und bewusst die günstigsten Bedingungen für ihre praktische Umsetzung zu wählen. Die Gesetze der physikalischen Chemie liegen vielen Prozessen zugrunde, die bei der Herstellung von Metallen und deren Legierungen, der Herstellung von Kunststoffen, Chemiefasern, Düngemitteln, Medikamenten und anorganischen Stoffen ablaufen.

Einer der Zweige der physikalischen Chemie, der zu einer eigenständigen Wissenschaft geworden ist, ist die Kolloidchemie. In der kolloidalen Chemie werden die Eigenschaften von Systemen untersucht, in denen ein Stoff, der in zerkleinertem (dispersem) Zustand in Form von aus vielen Molekülen bestehenden Partikeln vorliegt, in einem beliebigen Medium verteilt ist (solche Systeme werden als kolloidal bezeichnet). Die kolloidale Chemie umfasst als eigenständiges Fachgebiet auch die physikalische Chemie hochmolekularer Verbindungen oder Polymere – natürlicher (Protein, Cellulose, Gummi usw.) und synthetischer, mit Molekülen sehr großer Größe.

Die physikalische Kolloidchemie ist für die Lebensmitteltechnologie von großer Bedeutung. Bei den für die Lebensmittelindustrie verwendeten Rohstoffen und den in Lebensmittelindustriebetrieben gewonnenen Lebensmittelprodukten handelt es sich in den meisten Fällen entweder um kolloidale Systeme oder IUPs. Technologische Vorgänge wie Sieden, Trennen, Destillieren, Extrahieren, Kristallisieren und Auflösen, Hydrieren, die in der Chemie der Lebensmittelindustrie üblich sind, können nur auf der Grundlage der Gesetze der physikalischen Chemie verstanden werden. Alle biochemischen Prozesse, die einer Reihe von Nahrungsmittelproduktionen zugrunde liegen, gehorchen ebenfalls den Gesetzen der physikalischen Chemie.

Die technochemische Kontrolle der Lebensmittelproduktion basiert auch auf den Methoden der physikalischen Kolloidchemie: Bestimmung des Säuregehalts, des Zucker-, Fett-, Wasser-, Vitamin- und Proteingehalts.

Chemische Thermodynamik

Die Thermodynamik ist ein Teilgebiet der physikalischen Chemie und gleichzeitig eine eigenständige Wissenschaft

1) untersucht die Gesetze der gegenseitigen Umwandlung verschiedener Energiearten bei physikalischen und chemischen Prozessen

2) bestimmt die Abhängigkeit der Energiewirkung dieser Prozesse von den Bedingungen ihres Auftretens

3) ermöglicht es uns, die grundsätzliche Möglichkeit eines spontanen Ablaufs einer chemischen Reaktion unter gegebenen Bedingungen festzustellen.

Die chemische Thermodynamik befasst sich mit den grundlegenden thermodynamischen Gesetzen. Thermodynamische Gesetze ermöglichen es, nicht nur die grundsätzliche Möglichkeit von Reaktionen unter bestimmten Bedingungen vorherzusagen, sondern auch die Ausbeute des Produkts und den thermischen Effekt der Reaktion. Als Wärmeenergiequellen können Reaktionen dienen, die unter Freisetzung von Wärme ablaufen. Die Untersuchung energetischer Effekte liefert Informationen über die Struktur einer Verbindung, intermolekulare Bindungen und Reaktivität.

Die Thermodynamik verwendet die folgenden Konzepte:

System– ein Körper (Körpergruppe), der von der Umwelt (tatsächlich oder geistig) isoliert ist.

Phase– eine Menge homogener Teile eines Systems mit identischen Eigenschaften und einer Schnittstelle zu anderen Teilen des Systems. Beispielsweise hat das Wasser-Eis-System die gleiche chemische Zusammensetzung, unterscheidet sich jedoch in Dichte, Struktur und Eigenschaften, es handelt sich also um ein Zweiphasensystem.

Systeme können homogen sein– eine Phase enthalten (z. B. Luft, flüssige Lösungen – keine Grenzfläche), heterogen – mehrere Phasen enthalten.

Chemisch homogenes System– ein System, bei dem alle Teile des Volumens die gleiche Zusammensetzung haben. Physikalisch homogenes System – Alle Bereiche des Volumens haben die gleichen Eigenschaften.

Isoliertes System kann weder Materie noch Energie (Wärme oder Arbeit) mit der Umwelt austauschen, d.h. Volumen und Energie eines isolierten Systems sind konstant.

Nicht isoliertes System– kann Materie oder Energie mit der Umwelt austauschen.

Geschlossenes System– tauscht keine Materie mit der Umgebung aus, kann aber Energie austauschen, das Volumen des Systems ist nicht konstant.

Offenes System– ein System frei von allen Einschränkungen.

Jedes System kann sich zu jedem Zeitpunkt in einem bestimmten Zustand befinden.

Zustand ist eine Reihe physikalischer und chemischer Eigenschaften, die ein bestimmtes System charakterisieren. Eigenschaften können sein intensiv - unabhängig von der Stoffmenge (P, T) und umfangreich – abhängig von der Stoffmenge (Masse, Volumen).

Wenn man die thermodynamischen Eigenschaften eines Systems betrachtet, spricht man von Thermodynamik; solche Systeme werden charakterisiert durch thermodynamische Parameter : Temperatur, Druck, Volumen, Konzentration usw.

Somit stellt sich der Gleichgewichtszustand im System unter bestimmten Kombinationen thermodynamischer Parameter ein. Die mathematische Gleichung, die die Beziehung zwischen diesen Parametern für ein gegebenes Gleichgewichtssystem zeigt, wird Zustandsgleichung genannt:

PV = nRT – Mendeleev-Clapeyron-Gleichung

Die Änderung mindestens eines Parameters bedeutet eine Änderung des Zustands des gesamten Systems.

Thermodynamischer Prozess ist jede Änderung im System, die mit einer Änderung mindestens eines der Parameter verbunden ist. Wenn eine Änderung eines Parameters nicht vom Verlauf des Prozesses, sondern nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems abhängt, spricht man von einer solchen Änderung Zustandsfunktion . Der Prozess ist nicht vom Strömungsweg abhängig, sondern wird durch den Anfangs- und Endzustand des Systems bestimmt.

Kreisprozess oder Kreislauf- ein Prozess, bei dem ein thermodynamisches System aus seinem Ausgangszustand nach einer Reihe von Änderungen in seinen Ausgangszustand zurückkehrt. In einem solchen Prozess ist die Änderung eines beliebigen Parameters Null.

Prozesse können reversibel oder irreversibel sein.

Reversibler Prozess- ein Prozess, der die Möglichkeit bietet, in den ursprünglichen Zustand zurückzukehren.

Irreversibler Prozess- bedeutet nicht, dass dieser Prozess nicht auch in umgekehrter Richtung durchgeführt werden kann. Irreversibilität bedeutet. Dass eine solche Rückkehr mit der gleichen Arbeit und Energie unmöglich ist, mit der der Prozess in die Vorwärtsrichtung ging.

Erster Hauptsatz der Thermodynamik:

1. In jedem isolierten System ist die Summe aller Energiearten konstant.
2. Verschiedene Energieformen wandeln sich in genau gleichwertigen Mengen ineinander um
3. Ein Perpetuum mobile der ersten Art ist unmöglich. Es ist unmöglich, eine Maschine zu bauen, die mechanische Arbeit leistet, ohne dass eine entsprechende Menge molekularer Energie erforderlich ist.

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik drückt die Unzerstörbarkeit und Äquivalenz verschiedener Energieformen bei verschiedenen Übergängen aus.

Der 1. Hauptsatz der Thermodynamik ist die Anwendung des Energieerhaltungssatzes auf thermische Phänomene. Unter Berücksichtigung dessen können wir es in allgemeiner Form formulieren: Die Änderung der inneren Energie des Systems hängt nicht vom Verlauf des Prozesses ab, sondern nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems .

Mathematisch bedeutet dies, dass die innere Energie eine Funktion des Zustands ist, d. h. Eindeutige Funktionen mehrerer Variablen bestimmen diesen Zustand.

Es gibt ein System: Gas eingeschlossen in einem Kolbenzylinder.

Dieses System erhält über die Heizung eine gewisse Wärmemenge aus der Umgebung. Ein Teil der dem System zugeführten Wärme wird für die Arbeit gegen den Außendruck (Gasexpansionsarbeit) aufgewendet. In diesem Fall nimmt das Gasvolumen zu. Die verbleibende Wärme wird zur Erhöhung der inneren Energie des Systems – also zur Erhöhung der Temperatur – aufgewendet. In diesem Fall verändern weder die Umgebung noch das System selbst die Energiemenge.

Daher muss die Summe der vom System geleisteten Arbeit und der Zunahme seiner inneren Energie gleich der Wärmemenge sein, die das Heizgerät aus der Umgebung erhält:

Der Energieerhaltungssatz drückt die Bedeutung des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik aus: Die Zunahme der inneren Energie eines Systems ist gleich der dem System zugeführten Wärme abzüglich der vom System geleisteten Arbeit:

∆U = Q – A (2)

Die Formeln 1 und 2 sind mathematische Formulierungen des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik.

Innere Energie ist die Energiereserve des Systems, unabhängig davon, in welchem ​​Zustand es sich befindet. Innere Energie ist die gesamte Energiereserve eines Systems, die aus der Energie der Bewegung von Molekülen, Kernen und Elektronen in Molekülen und Atomen sowie der Energie der intermolekularen Wechselwirkung besteht. Von der Gesamtenergiereserve sollten die kinetische Energie des Systems und die potentielle Energie seiner Position abgezogen werden. Für ein isoliertes System ist die Summe aller Energiearten konstant U = const. Normalerweise spricht man von einer Veränderung der inneren Energie:

ΔU = U 2 – U 1

Eine Änderung der inneren Energie des Systems kann auftreten:

1) als Folge einer chaotischen Kollision von Molekülen zweier sich berührender Körper – das Maß für die Energieänderung ist in diesem Fall Wärme

2) als Ergebnis der Arbeit, die entweder vom System selbst oder am System verrichtet wird: Bewegung verschiedener Massen – Anheben von Körpern in einem Gravitationsfeld, Übergang der Elektrizität von höherem zu niedrigerem Potenzial, Ausdehnung von Gas. Die Arbeit ist in diesem Fall auch ein Maß für die Energieänderung.

Folglich charakterisieren Wärme –Q- und Arbeit –A – quantitativ und qualitativ die Formen der Energieübertragung(Dies sind Energiemaße). U, A, Q werden in den gleichen Einheiten gemessen – kJ oder kJ/mol.

Neben der inneren Energie gibt es noch andere Energiearten: elektromagnetische, elektrische, chemische, thermische usw.

Eine andere Art von Energie, die ebenfalls eine thermodynamische Funktion des Zustands ist, ist die Enthalpie –H. Enthalpie- Dies ist das Maß für die Energie, die ein Stoff während seiner Bildung akkumuliert. Dies ist die Energie des erweiterten Systems. ist der Wärmeinhalt des Systems . Mathematischer Ausdruck für Enthalpie:

H = U + A

Diese. Die Enthalpie wird durch die innere Energie bestimmt. Enthalpie und innere Energie unterscheiden sich bei Gassystemen stark voneinander, bei kondensierten Systemen jedoch kaum: flüssig und fest.

Da die Enthalpie auch eine Funktion des Zustands ist, d. h. vollständig durch den Anfangs- und Endzustand des Systems bestimmt wird, dann ist es richtig, von einer Änderung der Enthalpie des Systems zu sprechen:

ΔН = Н 2 – Н 1

ΔН = ΔU + А А = PΔV, wobei

P – Druck ; Was ist mit der Arbeit; ΔV– Lautstärkeänderung.

PΔV – Erweiterungsarbeit

Die Enthalpie ist gleich der Wärme des Systems mit umgekehrtem Vorzeichen.

Bundesamt für Bildung

Staatliche Technische Akademie Angarsk

Institut für Chemie

Kursarbeit

in der Disziplin „Chemie“

Thema:

Definition der thermodynamischen Möglichkeit

der Ablauf chemischer Prozesse in der Reaktion:

Testamentsvollstrecker: *********.

Gruppenschüler EUPu-08-10

Aufsicht:

Außerordentlicher Professor, Fachbereich Chemie

Kuznetsova T.A.

Angarsk 2009

Aufgabe für die Kursarbeit

1. Geben Sie die physikalischen und chemischen Eigenschaften aller an der Reaktion beteiligten Personen und Methoden zu ihrer Herstellung an.

4. Bestimmen Sie die Möglichkeit des Auftretens der Reaktion H 2+ Cl 2=2 HCl unter Standardbedingungen und bei Temperatur = 1000 K.

5. Berechnen Sie mit der Temkin-Schwartzman-Methode bei einer Temperatur von = 1200, = 1500. Bestimmen Sie nach der Konstruktion der Abhängigkeit grafisch die Temperatur, bei der der Prozess spontan in Vorwärtsrichtung möglich ist.

1. Theoretischer Teil

1.1 Ethanol und seine Eigenschaften

Ethanol – eine farblose, flüssige Flüssigkeit mit charakteristischem Geruch und scharfem Geschmack.

Tabelle 1. Physikalische Eigenschaften von Ethanol

Mischbar mit Wasser, Ether, Aceton und vielen anderen organischen Lösungsmitteln; hochentzündlich; Ethanol bildet mit Luft explosionsfähige Gemische (3,28-18,95 Vol.-%). Ethanol hat alle für einwertige Alkohole charakteristischen chemischen Eigenschaften, zum Beispiel bildet es mit Alkali- und Erdalkalimetallen Alkoholate, mit Säuren - Ester, bei der Oxidation von Ethanol - Acetaldehyd, bei der Dehydratisierung - Ethylen und Ethylether. Bei der Chlorierung von Ethanol entsteht Chloral.

1.2 Methoden zur Herstellung von Ethanol

Es gibt zwei Hauptwege zur Gewinnung von Ethanol: mikrobiologisch ( Fermentation Und Hydrolyse) und synthetisch:

Fermentation

Die seit der Antike bekannte Methode zur Herstellung von Ethanol ist die alkoholische Gärung von zuckerhaltigen Bio-Produkten (Rüben etc.). Ähnlich sieht die Verarbeitung von Stärke, Kartoffeln, Reis, Mais, Holz etc. unter Einwirkung des Enzyms Zymase aus. Diese Reaktion ist ziemlich komplex, ihr Diagramm kann durch die Gleichung ausgedrückt werden:

C 6 H 12 O 6 → 2C 2 H 5 OH + 2CO 2

Durch die Fermentation entsteht eine Lösung mit maximal 15 % Ethanol, da in konzentrierteren Lösungen die Hefe meist abstirbt. Das so erzeugte Ethanol muss gereinigt und konzentriert werden, üblicherweise durch Destillation.

Industrielle Herstellung von Alkohol aus biologischen Rohstoffen

Brennereien

Hydrolyseproduktion

Für die Hydrolyseproduktion werden zellulosehaltige Rohstoffe verwendet – Holz, Stroh.

· Abfälle aus der Fermentationsproduktion sind Schlempe und Fuselöle

Hydratation von Ethylen

In der Industrie wird neben der ersten Methode auch die Ethylenhydratation eingesetzt. Die Hydratation kann nach zwei Schemata erfolgen:

· direkte Hydratation bei einer Temperatur von 300 °C, einem Druck von 7 MPa, als Katalysator wird auf Kieselgel, Aktivkohle oder Asbest abgeschiedene Orthophosphorsäure verwendet:

CH 2 =CH 2 + H 2 O → C 2 H 5 OH

· Hydratation durch die Stufe des Schwefelsäureester-Zwischenprodukts, gefolgt von seiner Hydrolyse (bei einer Temperatur von 80–90 °C und einem Druck von 3,5 MPa):

CH 2 =CH 2 + H 2 SO 4 → CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH (Ethylschwefelsäure)

CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH + H 2 O → C 2 H 5 OH + H 2 SO 4

Diese Reaktion wird durch die Bildung von Diethylether erschwert.

Ethanolreinigung

Ethanol, das durch Hydratation von Ethylen oder Fermentation hergestellt wird, ist ein Wasser-Alkohol-Gemisch, das Verunreinigungen enthält. Für seine industrielle, Lebensmittel- und Arzneibuchverwendung ist eine Reinigung erforderlich. Durch fraktionierte Destillation ist es möglich, Ethanol mit einer Konzentration von etwa 95,6 % Vol. zu gewinnen; Dieses untrennbare Azeotropgemisch enthält 4,4 Gew.-% Wasser und hat einen Siedepunkt von 78,2 °C.

Durch die Destillation wird Ethanol sowohl von flüchtigen als auch von schweren Anteilen organischer Substanzen (Bodenrückstand) befreit.

Absoluter Alkohol

Absoluter Alkohol ist Ethylalkohol, der praktisch kein Wasser enthält. Siedet bei 78,39 °C, während rektifizierter Alkohol mit mindestens 4,43 % Wasser bei 78,15 °C siedet. Erhalten durch Destillation von wässrigem Alkohol, der Benzol enthält, und auf andere Weise.

1.3 Anwendung

Kraftstoff

Ethanol kann als Treibstoff (u.a. für Raketentriebwerke, Verbrennungsmotoren) verwendet werden.

Chemische Industrie

· Dient als Rohstoff für die Herstellung vieler Chemikalien wie Acetaldehyd, Diethylether, Tetraethylblei, Essigsäure, Chloroform, Ethylacetat, Ethylen usw.;

· Weit verbreitet als Lösungsmittel (in der Farbenindustrie, bei der Herstellung von Haushaltschemikalien und vielen anderen Bereichen);

· Ist Bestandteil von Frostschutzmitteln.

Medizin

Ethylalkohol wird hauptsächlich als Antiseptikum verwendet

· als Desinfektions- und Trocknungsmittel, äußerlich;

· Lösungsmittel für Arzneimittel, zur Herstellung von Tinkturen, Extrakten aus Pflanzenmaterialien usw.;

· Konservierungsmittel von Tinkturen und Extrakten (Mindestkonzentration 18%)

Parfüme und Kosmetika

Es ist ein universelles Lösungsmittel für verschiedene Duftstoffe und Hauptbestandteil von Parfüms, Eau de Cologne usw. Es ist Bestandteil verschiedener Lotionen.

Lebensmittelindustrie

Neben Wasser ist es ein notwendiger Bestandteil alkoholischer Getränke (Wodka, Whiskey, Gin etc.). In geringen Mengen kommt es auch in einer Reihe von durch Fermentation gewonnenen, aber nicht als alkoholisch eingestuften Getränken vor (Kefir, Kwas, Kumiss, alkoholfreies Bier usw.). Der Ethanolgehalt in frischem Kefir ist vernachlässigbar gering (0,12 %), bei längerem Stehen, insbesondere an einem warmen Ort, kann er jedoch 1 % erreichen. Kumis enthält 1–3 % Ethanol (in starkem Ethanol bis zu 4,5 %), Kwas – 0,6 bis 2,2 %. Lösungsmittel für Lebensmittelaromen. Wird als Konservierungsmittel für Backwaren sowie in der Süßwarenindustrie verwendet

1.4 Ethylen. Physikalische und chemische Eigenschaften

Basierend auf den Ergebnissen der durchgeführten Arbeiten können folgende Schlussfolgerungen gezogen werden:

Bei einer Standardtemperatur = 298 K sowie bei T = 500 K läuft die Reaktion unter Wärmeaufnahme ab und wird deshalb als endotherme Reaktion bezeichnet

Bei ,

Bei ,

Basierend auf den erhaltenen Entropiewerten

Bei ,

Bei , es ist klar, dass:

Daraus folgt, dass das System bei T = 1000 K weniger geordnet ist (Atome und Moleküle in der Substanz bewegen sich chaotischer) als bei T = 298 K.

Die Reaktion in Vorwärtsrichtung ist bei einer Standardtemperatur = 298 K unmöglich; die Reaktion verläuft in die entgegengesetzte Richtung, weil Gibbs freie Energie

Die Reaktion bei einer Temperatur = 345 K und höher verläuft in Vorwärtsrichtung, was nicht nur dank der Grafik sichtbar ist, sondern auch durch die gefundenen Werte der freien Gibbs-Energien bestätigt wird:

1. Gammet L. „Grundlagen der physikalisch-organischen Chemie“ M.: Mir 1972.

2. Hauptmann Z., Graefe Y., Remane H., „Organische Chemie“ M.: Mir 1979.

3. Gerasimov Ya.I., Dreving V.P., Eremin E.N., Kisilev A.V., Lebedev „Kurs der physikalischen Chemie“, Band 1, M.: Chemie 1973.

4. Drago R. „Physikalische Methoden in der Chemie“ M.: Mir 1981.

5. Glinka N.L. "Allgemeine Chemie"

6. Kuznetsova T.A., Voropaeva T.K. „Methodische Hinweise zur Absolvierung von Studienleistungen im Fach Chemie für Studierende der Fachrichtung „Ökonomie und Management in Unternehmen der chemischen Industrie“

7. Kurzes Nachschlagewerk physikalischer und chemischer Größen. Ed. A.A. Ravdel und A.M. Ponomareva – St. Petersburg: „Ivan Fedorov“, 2003.-240 S., mit Abb.

8. Internetquellen

Mengen Substanz

Anlage 2

Eine der wichtigsten Fragen der Chemie ist die Frage nach der Möglichkeit einer chemischen Reaktion. Ein quantitatives Kriterium für die grundsätzliche Durchführbarkeit einer chemischen Reaktion ist insbesondere die charakteristische Funktion des Zustands des Systems, die sogenannte Gibbs-Energie (G). Bevor wir mit der Betrachtung dieses Kriteriums fortfahren, wollen wir uns mit einer Reihe von Definitionen befassen.

Spontane Prozesse. Spontane Prozesse sind solche, die ohne Zufuhr von Energie aus einer externen Quelle ablaufen. Viele chemische Prozesse laufen spontan ab, zum Beispiel die Auflösung von Zucker in Wasser, die Oxidation von Metallen an der Luft (Korrosion) usw.

Reversible und irreversible Prozesse. Viele chemische Reaktionen laufen in eine Richtung ab, bis die Reaktanten vollständig erschöpft sind. Solche Reaktionen nennt man chemisch irreversibel. Ein Beispiel ist die Wechselwirkung von Natrium und Wasser.

Andere Reaktionen laufen aufgrund der Wechselwirkung der Reaktionsprodukte zunächst in Vorwärtsrichtung und dann in Vorwärts- und Rückwärtsrichtung ab. Dadurch entsteht ein Gemisch, das sowohl Ausgangsstoffe als auch Reaktionsprodukte enthält. Solche Reaktionen nennt man chemisch reversibel. Als Ergebnis eines chemisch reversiblen Prozesses wahres (stabiles) chemisches Gleichgewicht, das sich durch folgende Merkmale auszeichnet:

1) Ohne äußere Einflüsse bleibt der Zustand des Systems auf unbestimmte Zeit unverändert;

2) jede Änderung der äußeren Bedingungen führt zu einer Änderung des Systemzustands;

3) Der Gleichgewichtszustand hängt nicht davon ab, von welcher Seite er erreicht wird.

Ein Beispiel für ein System im Zustand echten Gleichgewichts ist eine äquimolekulare Mischung

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g).

Jede Änderung der Temperatur oder anderer Bedingungen führt zu einer Gleichgewichtsverschiebung, d. h. die Zusammensetzung des Systems ändern.

Neben echten Gleichgewichten gibt es sehr oft scheinbare (falsche, gehemmte) Gleichgewichte, bei denen der Zustand des Systems über einen sehr langen Zeitraum anhält, eine kleine Auswirkung auf das System jedoch zu einer starken Zustandsänderung führen kann. Ein Beispiel wäre ein Gemisch aus Wasserstoff und Sauerstoff, das bei Raumtemperatur ohne äußere Einflüsse unbegrenzt unverändert bleiben kann. Es reicht jedoch aus, platinierten Asbest (Katalysator) in diese Mischung einzubringen, und eine heftige Reaktion beginnt

H 2 (g) + O 2 (g) = H 2 O (l),

was zur völligen Erschöpfung der Ausgangsstoffe führt.

Wenn man den gleichen Katalysator unter den gleichen Bedingungen in flüssiges Wasser einbringt, ist es unmöglich, die ursprüngliche Mischung zu erhalten.

Entropie. Der Zustand eines jeden Systems kann durch die Werte direkt gemessener Parameter (p, T usw.) charakterisiert werden. Das Charakteristisch für den Makrozustand des Systems. Der Zustand des Systems kann auch durch die Eigenschaften jedes Teilchens des Systems (Atom, Molekül) beschrieben werden: Koordinate, Schwingungsfrequenz, Rotationsfrequenz usw. Das Charakteristisch für den Mikrozustand des Systems. Systeme bestehen aus einer sehr großen Anzahl von Teilchen, sodass einem Makrozustand eine große Anzahl verschiedener Mikrozustände entspricht. Diese Zahl wird als thermodynamische Wahrscheinlichkeit des Zustands bezeichnet und mit bezeichnet W.

Die thermodynamische Wahrscheinlichkeit ist mit einer anderen Eigenschaft der Materie verbunden – Entropie (S, J/(mol. K)) – Boltzmanns Formel

Dabei ist R die universelle Gaskonstante und N A die Avogadro-Konstante.

Die physikalische Bedeutung der Entropie lässt sich durch das folgende Gedankenexperiment erklären. Lassen Sie einen idealen Kristall einer Substanz, zum Beispiel Natriumchlorid, auf den absoluten Nullpunkt abkühlen. Unter diesen Bedingungen werden die Natrium- und Chlorionen, aus denen der Kristall besteht, praktisch unbeweglich, und dieser makroskopische Zustand ist durch einen einzigen Mikrozustand gekennzeichnet, d. h. W=1 und gemäß (3.13) S=0. Wenn die Temperatur steigt, beginnen die Ionen um Gleichgewichtspositionen im Kristallgitter zu oszillieren, die Anzahl der Mikrozustände, die einem Makrozustand entsprechen, nimmt zu und daher ist S > 0.

Auf diese Weise, Entropie ist ein Maß für den ungeordneten Zustand eines Systems. Die Entropie des Systems nimmt bei allen Prozessen zu, begleitet von einer Abnahme der Ordnung (Erwärmung, Auflösung, Verdampfung, Zersetzungsreaktionen usw.). Prozesse, die mit zunehmender Ordnung ablaufen (Abkühlung, Kristallisation, Kompression etc.), führen zu einer Abnahme der Entropie.

Die Entropie ist eine Funktion des Zustands, aber im Gegensatz zu den meisten anderen thermodynamischen Funktionen ist es möglich, den Absolutwert der Entropie einer Substanz experimentell zu bestimmen. Diese Möglichkeit basiert auf dem Postulat von M. Planck, wonach Beim absoluten Nullpunkt ist die Entropie eines idealen Kristalls Null(Dritter Hauptsatz der Thermodynamik).

Die Temperaturabhängigkeit der Entropie eines Stoffes ist in Abb. qualitativ dargestellt. 3.1.

In Abb. 3.1 Es ist klar, dass bei einer Temperatur von 0 K die Entropie des Stoffes Null ist. Mit zunehmender Temperatur nimmt die Entropie gleichmäßig zu, und an den Punkten der Phasenübergänge kommt es zu einem plötzlichen Anstieg der Entropie, der durch die Beziehung bestimmt wird

(3.14)

wobei Δ f.p S, Δ f.p N und T f.p jeweils Änderungen der Entropie, Enthalpie und Phasenübergangstemperatur sind.

Die Entropie der Substanz B im Standardzustand wird als bezeichnet. Für viele Stoffe werden die absoluten Werte der Standardentropien ermittelt und in Referenzpublikationen angegeben.

Entropie ist wie innere Energie und Enthalpie eine Funktion des Zustands, daher hängt die Änderung der Entropie eines Systems in einem Prozess nicht von seinem Weg ab und wird nur durch den Anfangs- und Endzustand des Systems bestimmt. Die Entropieänderung während einer chemischen Reaktion (3.10) ergibt sich als Differenz zwischen der Summe der Entropien der Reaktionsprodukte und der Summe der Entropien der Ausgangsstoffe:

In einer der Formulierungen wird der Begriff der Entropie verwendet Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik: In isolierten Systemen können nur Prozesse spontan ablaufen, die mit einer Zunahme der Entropie (ΔS>0) ablaufen. Unter isolierten Systemen versteht man Systeme, die weder Materie noch Energie mit der Umgebung austauschen. Systeme, in denen chemische Prozesse ablaufen, gelten nicht als isolierte Systeme, weil Sie tauschen Energie mit der Umgebung aus (thermischer Effekt der Reaktion) und in solchen Systemen können Prozesse mit Abnahme der Entropie ablaufen.

SO 2 (g) + 2H 2 S (g) = 3S (s) + 2H 2 O (l), wenn die Standardentropien von Schwefeloxid (IV), Schwefelwasserstoff, Schwefel und Wasser 248,1 betragen; 205,64; 31,88 bzw. 69,96 J/(mol K).

Lösung. Basierend auf Gleichung (3.15) können wir schreiben:

Bei dieser Reaktion nimmt die Entropie ab, was mit der Bildung fester und flüssiger Produkte aus gasförmigen Stoffen verbunden ist.

Beispiel 3.8. Bestimmen Sie ohne Berechnungen das Vorzeichen der Entropieänderung bei den folgenden Reaktionen:

1) NH 4 NO 3 (k) = N 2 O (g) + 2H 2 O (g),

2) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g),

3) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (l).

Lösung. In Reaktion (1) bildet 1 Mol NH 4 NO 3 im kristallinen Zustand 3 Mol Gase, daher ist D r S 1 >0.

Bei den Reaktionen (2) und (3) nimmt sowohl die Gesamtmolzahl als auch die Molzahl gasförmiger Stoffe ab. Daher ist D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).

Gibbs-Energie(isobar-isothermes Potential). In vielen Fällen treten spontane Prozesse in der Natur bei Vorhandensein einer Potentialdifferenz auf, beispielsweise führt die Differenz der elektrischen Potentiale zu einer Ladungsübertragung und die Differenz der Gravitationspotentiale zum Absturz eines Körpers. Diese Prozesse enden, wenn das Mindestpotential erreicht ist. Die treibende Kraft hinter chemischen Prozessen, die bei konstantem Druck und konstanter Temperatur ablaufen, ist das isobar-isotherme Potential, genannt Gibbs-Energie und bezeichnet G. Die Änderung der Gibbs-Energie in einem chemischen Prozess wird durch die Beziehung bestimmt

ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)

wobei ΔG die Änderung der Gibbs-Energie des chemischen Prozesses ist; ΔH – Änderung der Enthalpie des chemischen Prozesses; ΔS – Entropieänderung des chemischen Prozesses; T – Temperatur, K.

Gleichung (3.16) lässt sich wie folgt darstellen:

ΔH = ΔG + TΔS. (3.17)

Die Bedeutung von Gleichung (3.17) besteht darin, dass ein Teil der thermischen Wirkung der Reaktion für die Verrichtung von Arbeit aufgewendet wird (ΔG) und ein Teil an die Umgebung abgegeben wird (TΔS).

Die Gibbs-Energie ist ein Kriterium für die grundsätzliche Möglichkeit einer spontanen Reaktion. Wenn die Gibbs-Energie während einer Reaktion abnimmt, kann der Prozess unter diesen Bedingungen spontan ablaufen:

ΔG< 0. (3.18)

Der Prozess ist unter diesen Bedingungen nicht durchführbar, wenn

ΔG > 0. (3.19)

Die Ausdrücke (3.18) und (3.19) bedeuten gleichzeitig, dass die Rückreaktion nicht (3.18) oder (3.19) spontan ablaufen kann.

Die Reaktion ist reversibel, d.h. kann sowohl in Vorwärts- als auch in Rückwärtsrichtung fließen, wenn

Gleichung (3.20) ist die thermodynamische Bedingung für das chemische Gleichgewicht.

Die Beziehungen (3.18)–(3.20) gelten auch für Phasengleichgewichte, d. h. auf Fälle, in denen zwei Phasen (Aggregatzustände) derselben Substanz im Gleichgewicht sind, zum Beispiel Eis und flüssiges Wasser.

Enthalpie- und Entropiefaktoren. Aus den Gleichungen (3.16) und (3.18) folgt, dass Prozesse spontan ablaufen können (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Wenn die Enthalpie des Systems zunimmt (ΔH>0) und die Entropie abnimmt (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Bei anderen Vorzeichen von ΔS und ΔH wird die grundsätzliche Möglichkeit des Ablaufs des Prozesses durch das Verhältnis der Faktoren Enthalpie (ΔH) und Entropie (ТΔS) bestimmt.

Wenn ΔH>0 und ΔS>0, d.h. Da die Enthalpiekomponente entgegenwirkt und die Entropiekomponente den Prozess begünstigt, kann die Reaktion aufgrund der Entropiekomponente spontan ablaufen, sofern |ΔH|<|TΔS|.

Wenn die Enthalpiekomponente den Prozess begünstigt und die Entropiekomponente ihm entgegenwirkt, kann die Reaktion aufgrund der Enthalpiekomponente spontan ablaufen, vorausgesetzt, dass |ΔH|>|TΔS|.

Der Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsrichtung. Die Temperatur beeinflusst die Enthalpie- und Entropiekomponenten der Gibbs-Energie, was mit einer Änderung des Vorzeichens der Gibbs-Energie dieser Reaktionen und folglich der Richtung der Reaktionen einhergehen kann. Für eine grobe Schätzung der Temperatur, bei der sich das Vorzeichen der Gibbs-Energie ändert, können wir die Abhängigkeit von ΔH und ΔS von der Temperatur vernachlässigen. Aus Gleichung (3.16) folgt dann, dass sich das Vorzeichen der Gibbs-Energie bei der Temperatur ändert

Es ist offensichtlich, dass eine Änderung des Vorzeichens der Gibbs-Energie bei einer Temperaturänderung nur in zwei Fällen möglich ist: 1) ΔН>0 und ΔS>0 und 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Die Standard-Gibbs-Bildungsenergie ist die Änderung der Gibbs-Energie der Bildungsreaktion von 1 Mol einer Verbindung aus einfachen Substanzen, die unter Standardbedingungen stabil sind. Die Gibbs-Bildungsenergie einfacher Stoffe wird mit Null angenommen. Standard-Gibbs-Bildungsenergien von Stoffen finden Sie in den entsprechenden Nachschlagewerken.

Gibbs-Energie einer chemischen Reaktion. Die Gibbs-Energie ist eine Funktion des Zustands, d. h. seine Veränderung im Prozess hängt nicht vom Weg seines Auftretens ab, sondern wird durch den Anfangs- und Endzustand des Systems bestimmt. Folglich kann die Gibbs-Energie der chemischen Reaktion (3.10) mit der Formel berechnet werden

Beachten Sie, dass die Schlussfolgerungen über die grundsätzliche Möglichkeit des Auftretens einer Reaktion basierend auf dem Wert von Δ r G nur für die Bedingungen gelten, für die die Änderung der Gibbs-Energie der Reaktion berechnet wird. Wenn die Bedingungen von den Standardbedingungen abweichen, kann die Gleichung verwendet werden, um Δ r G zu ermitteln van't Hoff-Isothermen, was für die Reaktion (3.10) zwischen Gasen geschrieben wird als

(3.23)

und zwischen gelösten Stoffen -

(3.24)

wo sind die Partialdrücke der entsprechenden Stoffe; c A, c B, c D, c E – Konzentrationen der entsprechenden gelösten Stoffe; a, b, d, e – entsprechende stöchiometrische Koeffizienten.

Befinden sich die Reaktanten im Standardzustand, so ergeben sich die Gleichungen (3.23) und (3.24).

Beispiel 3.9. Stellen Sie die Möglichkeit der Reaktion NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (k) unter Standardbedingungen bei einer Temperatur von 298,15 K unter Verwendung von Daten zu Standardbildungsenthalpien und -entropien fest.

Lösung. Basierend auf der ersten Folgerung des Hessschen Gesetzes ermitteln wir die Standardenthalpie der Reaktion:

; Die Reaktion ist exotherm, daher begünstigt die Enthalpiekomponente die Reaktion.

Berechnen wir die Entropieänderung der Reaktion anhand der Gleichung

Mit der Reaktion geht eine Abnahme der Entropie einher, was bedeutet, dass der Entropieanteil der Reaktion entgegenwirkt.

Lassen Sie uns die Änderung der Gibbs-Energie des Prozesses mithilfe von Gleichung (3.16) ermitteln:

Daher kann diese Reaktion unter Standardbedingungen spontan ablaufen.

Beispiel 3.10. Bestimmen Sie anhand von Daten zu Standardbildungsenthalpien und Entropien, bei welcher Temperatur im System N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) ein Gleichgewicht auftritt.

Lösung. Die Gleichgewichtsbedingung für das System ist ΔG=0. Dazu ermitteln wir mithilfe der Beziehung (3.21) die Temperatur, bei der ΔG=0 ist. Berechnen wir die Standardenthalpie und -entropie der Reaktion:

Die Enthalpiekomponente begünstigt die Reaktion und die Entropiekomponente wirkt ihr entgegen, was bedeutet, dass bei einer bestimmten Temperatur ein Vorzeichenwechsel der Gibbs-Energie, also eine Änderung der Reaktionsrichtung, möglich ist.

Die Gleichgewichtsbedingung wird wie folgt geschrieben:

ΔG = ΔH –TΔS,

oder wenn wir numerische Werte ersetzen, erhalten wir

0 = - 92,38 – T(-198,3) 10 -3.

Daher befindet sich die Reaktion bei der Temperatur im Gleichgewicht

ZU.

Unterhalb dieser Temperatur verläuft die Reaktion in Vorwärtsrichtung, oberhalb dieser Temperatur in entgegengesetzter Richtung.

Beispiel 3.11. Bei einer bestimmten Temperatur T läuft die endotherme Reaktion A® B praktisch vollständig ab. Bestimmen Sie: a) das Vorzeichen der D r S-Reaktion; b) Vorzeichen der DG-Reaktion B ® A bei Temperatur T; c) die Möglichkeit, dass die Reaktion B ® A bei niedrigen Temperaturen abläuft.

Lösung. a) Das spontane Auftreten der Reaktion A ® B zeigt an, dass DG<0. Поскольку DН>0, dann aus Gl.
DG = DH – TDS daraus folgt, dass DS>0; für die Rückreaktion B ® A DS<0.

b) Für die Reaktion A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

c) Reaktion A ® B ist endotherm (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.

Beispiel 3.12. Berechnen Sie die Gibbs-Energie und bestimmen Sie, ob die Reaktion CO + Cl 2 ÛCOCl 2 bei einer Temperatur von 700 K möglich ist, wenn die Gleichgewichtskonstante der Reaktion bei dieser Temperatur 10,83 atm -1 beträgt und die Partialdrücke aller Komponenten gleich und gleich sind zur Einheit.

Lösung. Der Zusammenhang zwischen D r G 0 und K r der Reaktion A + B Û C + D ergibt sich aus der Isothermengleichung (3.22)

Unter Standardbedingungen, wenn der Partialdruck jedes Reaktanten 1 atm beträgt, nimmt diese Beziehung die Form an

Folglich kann die Reaktion bei T = 700 K spontan in Vorwärtsrichtung ablaufen.

Fragen und Aufgaben zum Selbststudium

1. Geben Sie numerische Werte für Druck und Temperatur im internationalen Einheitensystem sowie in Atmosphären, Millimetern Quecksilbersäule und Grad Celsius an, die den Standard- und Normalbedingungen entsprechen.

2. Welche Bedingung erfüllen Zustandsfunktionen? Was bestimmt die Wertänderung der Zustandsfunktion in einem Prozess?

3. Welche Parameter zeichnen die Konstanz isobar-isothermer und isochor-isothermer Prozesse aus?

4. Formulieren Sie den ersten Hauptsatz der Thermodynamik.

5. Unter welchen Bedingungen wird der thermische Effekt des Prozesses a) gleich der Änderung der Enthalpie dieses Prozesses sein; b) gleich der Änderung der inneren Energie des Prozesses?

6. Die chemische Reaktion findet in einem verschlossenen Reaktor statt. Die Änderung welcher Zustandsfunktion bestimmt den thermischen Effekt der Reaktion?

7. Während einer chemischen Reaktion steigt die Temperatur des Systems. Ist dieser Prozess exotherm oder endotherm? Welches Vorzeichen (+) oder (-) hat die Enthalpieänderung dieses Prozesses?

8. Formulieren Sie das Hesssche Gesetz.

9. Definieren Sie den Begriff „Standardbildungsenthalpie eines Stoffes“.

10. Wie hoch sind die Standardbildungsenthalpien von molekularem Chlor und der Eisenmodifikation α-Fe, die bei einer Temperatur von 298 K stabil ist?

11. Die Standardbildungsenthalpie von weißem Phosphor beträgt Null und die von rotem Phosphor beträgt (-18,41) kJ/mol. Welche allotrope Modifikation ist bei einer Temperatur von 25 °C stabiler?

12. Formulieren Sie die 1. Folgerung des Hessschen Gesetzes.

13. Definieren Sie den Begriff „Standardverbrennungsenthalpie eines Stoffes“.

14. Wie hängen die Standardbildungsenthalpie von Kohlendioxid und die Standardverbrennungsenthalpie der Kohlenstoffmodifikation Graphit, stabil bei T = 298 K, zusammen?

15. Nennen Sie 3 Beispiele für spontan ablaufende chemische Prozesse.

16. Listen Sie die Anzeichen des chemischen (wahren) Gleichgewichts auf.

17. Nennen Sie Beispiele für Prozesse, die begleitet sind von: a) einer Zunahme der Entropie; b) Abnahme der Entropie.

18. Welches Vorzeichen sollte die Entropieänderung einer spontan stattfindenden Reaktion haben, wenn Δ r H = 0?

19. Welches Vorzeichen sollte die Entropieänderung der Reaktion der thermischen Zersetzung von Calciumcarbonat haben? Warum? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung.

20. Welche thermodynamischen Eigenschaften der Reaktionsteilnehmer müssen bekannt sein, um über die Möglichkeit des Auftretens der Reaktion zu entscheiden?

21. Eine exotherme Reaktion zwischen Gasen geht mit einer Volumenzunahme einher. Was lässt sich über die Möglichkeit einer solchen Reaktion sagen?

22. In welchem ​​der folgenden Fälle kann eine Reaktion ihre Richtung ändern, wenn sich die Temperatur ändert: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?

23. Ermitteln Sie die Standardenthalpie der Oxidationsreaktion von gasförmigem Schwefel(IV)-oxid mit Sauerstoff zu gasförmigem Schwefel(VI)-oxid. Standardbildungsenthalpien von SO 2 – (-297 kJ/mol) und SO 3 – (-395 kJ/mol).

Antwort: -196 kJ.

24. Geben Sie das Vorzeichen der Entropieänderung bei den folgenden Reaktionen an:

a) CO (G) + H 2 (G) = C (T) + H 2 O (G);

b) CO 2 (G) + C (T) = 2 CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) = Fe (T) + CO 2 (G);

d)H 2 O (F) = H 2 O (G);

Antwort: a)(-); b)(+); im)(~0); d) (+);e)(-).

25. Finden Sie die Standardentropie der Reaktion der Oxidation von gasförmigem Schwefel(IV)-oxid mit Sauerstoff zu gasförmigem Schwefel(VI)-oxid. Standardbildungsentropien von SO 2 – (248 J/(mol K), SO 3 – (256 J/(mol K)), O 2 – (205 J/(mol K).

Antwort: -189 J/K.

26. Ermitteln Sie die Reaktionsenthalpie der Synthese von Benzol aus Acetylen, wenn die Verbrennungsenthalpie von Benzol (-3302 kJ/mol) und die von Acetylen (-1300 kJ/mol) beträgt.

Antwort: - 598 kJ.

27. Finden Sie die Standard-Gibbs-Energie der Zersetzungsreaktion von Natriumbicarbonat. Kann es unter diesen Bedingungen zu einer spontanen Reaktion kommen?

Antwort: 30,88 kJ.

28. Finden Sie die Standard-Gibbs-Energie der Reaktion 2Fe (T) + 3H 2 O (G) = Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (Korrosionsreaktion von Kohlenstoffstahl mit Wasserdampf). Kann es unter diesen Bedingungen zu einer spontanen Reaktion kommen?

Antwort: -54,45 kJ.

29. Bei welcher Temperatur stellt sich im System 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g) ein chemisches Gleichgewicht ein?

Antwort: 777 K.

30. Finden Sie den thermischen Effekt des Verdampfungsprozesses von 1 g Wasser (spezifische Verdampfungswärme) bei einer Temperatur von 298 K, wenn die Standardbildungsenthalpie von H 2 O (l) (-285,84 kJ/mol) beträgt. und gasförmig (-241,84 kJ/mol).

Antwort: 2,44 kJ/g.

3.4.Aufgaben für Strom- und Zwischenkontrollen

Abschnitt I

1. Der Prozess der Kohlendioxidbildung beim Verbrennen von Graphit in Sauerstoff kann auf zwei Arten ablaufen:

I. 2C (g) + O 2 (g) = 2CO (g); 2CO (g) + O 2 = 2CO 2 (g), D r Н° = -566 kJ.

II. C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r Н° = -393 kJ.

Finden Sie D f H°(CO).

Antwort: -110 kJ/mol.

2. Berechnen Sie die Bildungsenthalpie und die Verbrennungsenthalpie von Kohlenmonoxid (CO) anhand der folgenden Reaktionen:

I. 2С (g) + O 2 (g) = 2СО (g), D r Н° = -220 kJ.

II. 2СО (g) + О 2 (g) = 2СО 2 (g), D r Н° = -566 kJ.

Antwort: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.

3. Ermitteln Sie die Standardbildungsenthalpie von Natriumsulfit aus der thermochemischen Gleichung

4Na 2 SO 3 (cr) = 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) – 181,1 kJ,

Wenn kJ/mol und kJ/mol.

Antwort: -1090 kJ/mol.

4. Ermitteln Sie die Standardenthalpie der Methanverbrennung basierend auf der Reaktion CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r Н° = -802 kJ.

Antwort: -802 kJ/mol.

5. Sagen Sie voraus, ob es positiv oder negativ sein wird.

Änderung der Entropie des Systems bei Reaktionen:

a) H 2 O (g) ® H 2 O (d) (bei einer Temperatur von 25 ° C);

b) CaCO 3 (t) ® CaO (t) + CO 2 (g);

c) N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g);

d) N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g);

e) Ag + (Lösung) + Cl – (Lösung) = AgCl (s).

Geben Sie Erklärungen, ohne Berechnungen anzustellen.

Antwort: a) +; b) +; V) -; d) ~0; D) -.

6. Sagen Sie das Vorzeichen des DS-Systems in jedem der folgenden Punkte voraus

Prozesse:

a) Verdampfung von 1 mol CCl 4(l);

b) Br 2(g) → Br 2(l);

c) Fällung von AgCl(s) durch Mischen von NaCl (wässrig) und AgNO 3 (wässrig).

Geben Sie eine Erklärung.

Antwort: a) +; B) -; V)-.

7. Vergleichen Sie anhand der tabellierten Werte der absoluten Werte der Stoffentropien unter Standardbedingungen (S°) die Werte der absoluten Stoffentropien bei einer Temperatur von 298 K in jedem der aufgeführten Paare unten:

a) O 2(g) und O 3(g);

b) C (Diamant) und C (Graphit);

c) NaCl (t) und MgCl 2 (t).

Erklären Sie jeweils den Grund für den Unterschied in S°.

8. Berechnen Sie D r S° für Reaktionen

a) N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) ,

unter Verwendung tabellarischer Werte der absoluten Entropien von Stoffen unter Standardbedingungen.

Antwort: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.

9. Unter Verwendung der tabellierten Werte der absoluten En-

Tropium (S°), berechnen Sie D r S° für die folgenden Prozesse:

a) CO (g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH (g);

b) 2HCl (g) + Br 2 (g) = 2HBr (g) + Cl 2 (g);

c) 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g).

Stimmt jeweils das Vorzeichen des Werts von D r S° mit dem überein, was aufgrund qualitativer Vorstellungen zu erwarten ist? Erklären Sie Ihre Antworten.

Antwort: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.

10. Die Standardbildungsenthalpie von CO (g) beträgt -110,5 kJ/mol. Bei der Verbrennung von 2 Mol CO (g) wurden 566 kJ Wärme freigesetzt. Berechnung

Antwort: -393,5 kJ/mol.

11. Bestimmen Sie die beim Abschrecken von 100 kg Kalk mit Wasser freigesetzte Wärmemenge: CaO (k) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (k), wenn die Standardbildungswärmen CaO (k) sind, H 2 O (l) , Ca(OH) 2(k) sind jeweils gleich -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.

Antwort: -1165357,2 kJ.

12. Bestimmen Sie die Zersetzungsenthalpie von Wasserstoffperoxid (H 2 O 2) in Wasser und Sauerstoff anhand der folgenden Daten:

SnCl 2(p) + 2НCl (p) + H 2 O 2(p) = SnCl 4(p) + 2H 2 O (l), D r Н°=-393,3 kJ;

SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + 1/2O 2 (g) = SnCl 4 (p) + H 2 O (l), D r Н° = -296,6 kJ.

Antwort: - 96,7 kJ.

13. Berechnen Sie die Wärmemenge, die bei der Produktion von 10 6 kg Ammoniak pro Tag freigesetzt wird, wenn

Antwort: -2,7. 10 9 kJ.

14. Bestimmen Sie anhand der folgenden Daten:

P 4(cr) + 6Cl 2(g) = 4PCl 3(l), D r Н° = -1272,0 kJ;

PCl 3(l) + Cl 2(g) = PCl 5(cr), D r Н° = -137,2 kJ.

Antwort: -455,2 kJ/mol.

15. Berechnen Sie die Änderung der Reaktionsenthalpie unter Standardbedingungen: H 2 (g) + 1/3O 3 (g) = H 2 O (g), basierend auf den folgenden Daten:

2O 3 (g) = 3O 2 (g), D r Н° = -288,9 kJ,

kJ/mol.

Antwort: -289,95 kJ.

16. Berechnen Sie die Standardenthalpie der Reaktion der PbO-Bildung anhand der folgenden Daten:

1) 2Pb (cr) + O 2 (g) = 2PbO 2 (cr) – 553,2 kJ;

2) 2PbO 2 (cr) = 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117,48 kJ.

Antwort: -217,86 kJ/mol.

17. Berechnen Sie die Standardenthalpie der CuCl-Bildungsreaktion anhand der folgenden Daten:

1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) – 63,5 kJ;

2) Cu (cr) + Cl 2 (g) = CuCl 2 (cr) – 205,9 kJ.

Antwort: 134,7 kJ/mol.

18. Berechnen Sie Δ f H° von Methylalkohol im flüssigen Zustand unter Kenntnis der folgenden Daten:

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (l), D r Н° = -285,8 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r Н° = -393,7 kJ;

CH 3 OH (l) + 3/2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l), D r Н° = -715,0 kJ.

Antwort: -250,3 kJ/mol.

19. Die Standardverbrennungsenthalpien von Benzol und Acetylen betragen -3270 bzw. -1302 kJ/mol. Bestimmen Sie D r H° für die Umwandlung von Acetylen in Benzol: 3C 2 H 2 (g) = C 6 H 6 (g).

Antwort: -636 kJ.

20. Bestimmen Sie die Standardbildungsenthalpie von Eisen(III)-oxid, wenn bei der Oxidation von 20 g Eisen 146,8 kJ Wärme freigesetzt werden.

Antwort: -822 kJ/mol.

21. Berechnen Sie die Wärmemenge, die bei der Produktion von 22,4 Litern Ammoniak (Nr.) freigesetzt wird, wenn

N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g), D r Н° = -92 kJ.

Antwort: -46 kJ.

22. Bestimmen Sie Δ f H° Ethylen anhand der folgenden Daten

C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 2H 2 O (g) -1323 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) -393,7 kJ;

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g) -241,8 kJ.

Antwort: 52 kJ/mol.

23. Berechnen Sie die Enthalpie der Reaktion F (g) + Li (g) = F - (g) + Li + (g),

wenn F (g) + e = F – (g) –322 kJ/mol;

Li (g) = Li + (g) + e +520 kJ/mol.

Antwort: 198 kJ.

24. Berechnen Sie die Standardenthalpie der Bildungsreaktion von Hg 2 Br 2 anhand der folgenden Daten:

1) HgBr 2 (cr) + Hg (l) = Hg 2 Br 2 (cr) – 37,32 kJ;

2) HgBr 2 (cr) = Hg (l) + Br 2 (l) +169,45 kJ.

Antwort: -206,77 kJ/mol.

25. Berechnen Sie die Standardenthalpie der Natriumbicarbonat-Bildungsreaktion anhand der folgenden Daten:

2NaНSO 3 (cr) = Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,

Wenn kJ/mol;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ; H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g) -241,8 kJ.

Antwort: -947,4 kJ/mol.

26. Berechnen Sie die Standardenthalpie der Bildungsreaktion von CaCO 3 (cr) anhand der folgenden Daten:

Ca(OH) 2(k) + CO 2(g) = CaCO 3(cr) +173,9 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ;

kJ/mol.

Antwort: -1206 kJ/mol.

27. Bestimmen Sie die Standardbildungsenthalpie von Eisen(III)-oxid während der Reaktion

2Fe + Al 2 O 3 = Fe 2 O 3 + 2Al

pro 80 g Fe 2 O 3 werden 426,5 kJ Wärme aufgenommen, kJ/mol.

Antwort: -823 kJ/mol.

28. Welche Wärmemenge muss aufgewendet werden, um 11,2 kg Eisen zu erhalten, wenn gemäß der thermochemischen Gleichung FeO (s) + H 2 (g) = Fe (s) + H 2 O (g) + 23 kJ ist .

Antwort: 4600 kJ.

29. Finden Sie die Verbrennungswärme von Diamant, wenn die Standardverbrennungswärme von Graphit -393,51 kJ/mol beträgt, und die Wärme

der Phasenübergang C(Graphit) ® C(Diamant) ist

1,88 kJ/mol.

Antwort: -395,39 kJ/mol.

30. Wie viel Wärme wird freigesetzt, wenn 1 kg roter Phosphor in schwarzen Phosphor umgewandelt wird, wenn bekannt?

dass die Standardbildungsenthalpien von rotem und schwarzem Phosphor jeweils -18,41 und -43,20 kJ/mol betragen.

Antwort: -800 kJ.

Abschnitt II

Berechnen Sie die Standardänderung der Gibbs-Energie einer chemischen Reaktion bei einer Temperatur von 25 °C anhand der Werte der Standardbildungsenthalpien und absoluten Entropien chemischer Verbindungen und stellen Sie die Möglichkeit einer spontanen Reaktion fest:

1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2 O g.

Antwort: -955,24 kJ; Reaktion ist möglich.

2. SO 2g + 2H 2 S g = 3S k + 2H 2 O l.

Antwort: -107,25 kJ; Reaktion ist möglich.

3. 2H 2 S g + 3O 2 g = 2H 2 O g + 2SO 2 g.

Antwort: -990,48 kJ; Reaktion ist möglich.

4. 2NO g + O 3 g + H 2 O l = 2HNO 3 l.

Antwort: - 260,94 kJ; Reaktion ist möglich.

5. 3Fe 2 O 3k + CO g = 2Fe 3 O 4k + CO 2 g.

Antwort: - 64,51 kJ; Reaktion ist möglich.

6. 2CH 3 OH g + 3O 2g = 4H 2 O g + 2CO 2g.

Antwort: - 1370,46 kJ; Reaktion ist möglich.

7. CH 4g + 3CO 2g = 4CO g + 2H 2 O g.

Antwort: 228,13 kJ; Eine Reaktion ist unmöglich.

8. Fe 2 O 3k + 3CO g = 2Fe k + 3CO 2g.

Antwort: -31,3 kJ; Reaktion ist möglich.

9. C 2H 4g + 3O 2g = 2CO 2g + 2H 2 O g.

Antwort: -1313,9 kJ; Reaktion ist möglich.

10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H 2 Og + 2N 2g.

Antwort: -1305,69 kJ; Reaktion ist möglich.

11. 4NO 2g + O 2g + 2H 2 O l = 4HNO 3 l.

Antwort: -55,08 kJ; Reaktion ist möglich.

12. 2HNO 3g + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.

Antwort: -7,71 kJ; Reaktion ist möglich.

13. 2C 2 H 2g + 5O 2g = 4CO 2g + 2H 2 O g.

Antwort: -2452,81 kJ; Reaktion ist möglich.

14. Fe 3 O 4k + 4H 2g = 3Fe k + 4H 2 O g.

Antwort: 99,7 kJ; Eine Reaktion ist unmöglich.

15. 2Fe 2 O 3k + 3C k = 4Fe k + 3CO 2g.

Antwort: 297,7 kJ; Eine Reaktion ist unmöglich.

16. Fe 3 O 4k + 4CO g = 3Fe k + 4CO 2g.

Antwort: -14,88 kJ; Reaktion ist möglich.

17. 2H 2 S g + O 2g = 2H 2 O l + 2S c.

Antwort: -407,4 kJ; Reaktion ist möglich.

18. Fe 2 O 3k + 3H 2g = 2Fe c + 3H 2 O g.

Antwort: 54,47 kJ; Eine Reaktion ist unmöglich.

Berechnen Sie die Standardänderung der Gibbs-Energie einer chemischen Reaktion bei einer Temperatur von 25 °C anhand der Werte der Standardbildungsenthalpien und absoluten Entropien chemischer Verbindungen und bestimmen Sie, bei welcher Temperatur im System ein Gleichgewicht auftritt.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O l.

Antwort: -93,1 kJ; ~552 K.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2k + 2HCl g.

Antwort: -194,0 kJ; ~1632 K.

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S k.

Antwort: -214,24 kJ; ~1462 K.

22. CH 4g + 2H 2 O g ↔ CO 2g + 4H 2g.

Antwort: 113,8 kJ; ~959 K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.

Antwort: -142,36 kJ; ~963 K.

Berechnen Sie die Änderung der Gibbs-Energie einer chemischen Reaktion bei einer Temperatur von 350 °C anhand der Werte der Standardbildungsenthalpien und der absoluten Entropien chemischer Verbindungen. Vernachlässigen Sie die Temperaturabhängigkeit von D f H° und S°. Stellen Sie die Möglichkeit spontaner Reaktionen fest:

24. 2РН 3г + 4О 2г = Р 2 О 5к + 3Н 2 О g.

Antwort: 1910,47 kJ; Reaktion ist möglich.

25. Cl 2 g + SO 2 g + 2H 2 O l = H 2 SO 4 l + 2HCl g.

Antwort: -80,0 kJ; Reaktion ist möglich.

26. P 2 O 5k + 5C k = 2P k + 5СО g.

Antwort: 860,0 kJ; Eine Reaktion ist unmöglich.

27. 2CO g + SO 2g = S bis + 2CO 2g.

Antwort: -154,4 kJ; Reaktion ist möglich.

28. CO 2g + 4H 2g = CH 4g + 2H 2 O g.

Antwort: -57,9 kJ; Reaktion ist möglich.

29. NO g + O 3g = O 2g + NO 2g.

Antwort: -196,83 kJ; Reaktion ist möglich.

30. CH 4g + 2O 2g = CO 2g + 2H 2 O g.

Antwort: -798,8 kJ; Reaktion ist möglich.

DEFINITION

Thermodynamik ist eine Wissenschaft, die Phänomene untersucht, die mit gegenseitigen Umwandlungen von Wärme und Arbeit einhergehen.

Die Thermodynamik ist eine makroskopische Theorie.

Die chemische Thermodynamik nutzt thermodynamische Methoden zur Lösung chemischer Probleme, beispielsweise zur Untersuchung der Theorie verschiedener Arten chemischer Gleichgewichte und Phasengleichgewichte sowie der Eigenschaften von Stoffen in Lösungen.

DEFINITION

Chemische Thermodynamik ist eine Wissenschaft, die allgemeine thermodynamische Beziehungen auf Phänomene anwendet, bei denen Energieaustauschprozesse mit Veränderungen in der chemischen Zusammensetzung von Körpern einhergehen, die eine chemische Reaktion eingehen.

Die wichtigste physikalische Größe, die in der Thermodynamik berücksichtigt werden muss, ist die Energie. Das Grundgesetz der Thermodynamik ist eine Variante des Energieerhaltungssatzes. Die Besonderheit makroskopischer Systeme, die in der Thermodynamik betrachtet werden, besteht darin, dass es unmöglich ist, die Energie eines makroskopischen Systems direkt zu messen. Verschiedene Methoden der Physik ermöglichen es, Änderungen der Energie einzelner Teilchen eines Systems (Atome, Moleküle, Ionen) zu bestimmen. Es gibt keine Möglichkeit, Energie als Ganzes direkt zu messen. Die Energieänderung eines Makrosystems wird als Wärme oder Arbeit definiert. Die Existenz der inneren Energie eines Makrosystems () als physikalische Größe wurde Mitte des 19. Jahrhunderts nach der Entdeckung des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik nachgewiesen. Später wurde es notwendig, andere, nicht messbare Größen wie Entropie, Enthalpie, chemisches Potential usw. zu verwenden. Jede dieser Größen wird als Funktion der gemessenen Größen definiert, sodass alle Schlussfolgerungen der Thermodynamik experimentell überprüft werden können.

Um die Eigenschaften von Systemen in der Thermodynamik zu beschreiben, werden thermodynamische Größen verwendet, die als thermodynamische Parameter bezeichnet werden. Thermodynamische Parameter sind physikalische Größen, mit denen Phänomene beschrieben werden, die mit Umwandlungen von Wärme und Arbeit verbunden sind. Thermodynamische Parameter sind makroskopische Größen, die die Eigenschaften großer Molekülpopulationen widerspiegeln.

Basierend auf dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik werden Wärmebilanzgleichungen aufgestellt. Der zweite und dritte Hauptsatz der Thermodynamik werden zur Analyse des Phasen- und chemischen Gleichgewichts verwendet.

Probleme der chemischen Thermodynamik

Das Studium der Gesetze des chemischen und physikalischen Gleichgewichts ermöglicht die Lösung folgender Hauptprobleme:

1. Bestimmung der Bedingungen für die Durchführung chemischer Prozesse. Berechnung thermischer Effektoren chemischer Reaktionen.
2. Suchen Sie nach den Stabilitätsgrenzen der untersuchten Substanzen unter bestimmten Bedingungen.
3. Beseitigung (Vermeidung) von Nebenwirkungen.
4. Auswahl des optimalen Prozessmodus.

Grundgesetze der chemischen Thermodynamik

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik, der den Energieaustausch zwischen dem System und der Umgebung in Form von Arbeit und Wärme widerspiegelt. Dies sind eine der Arten von Energieerhaltungsgesetzen. Es gibt mehrere Formulierungen des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik; schreiben wir eine davon für ein geschlossenes System:

Wo ist die dem System zugeführte Wärmemenge? - Systembetrieb; - Änderung der inneren Energie des Systems.

Enthalpie () ist eine thermodynamische Funktion, die den Energiezustand des Systems unter isobar-isothermen Bedingungen (d. h. bei ) charakterisiert. Die Enthalpie spiegelt thermische Veränderungen im System und Wärme in der Umgebung wider. Die Wärmemenge, die bei einer chemischen Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird, ist gleich der Enthalpieänderung des Systems (Reaktionsenthalpie).

Das Hesssche Gesetz für chemische Reaktionen besagt: Das Ausmaß der thermischen Wirkung isobarer oder isochorer Prozesse hängt nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems ab und ist nicht vom Fortschritt des Prozesses abhängig.

Das Hesssche Gesetz wird zur Berechnung der thermischen Auswirkungen chemischer Reaktionen verwendet.

Das Hesssche Gesetz hat nützliche Konsequenzen:

1. Die Enthalpie einer chemischen Reaktion unter Standardbedingungen ist gleich der Differenz zwischen der algebraischen Summe der Bildungsenthalpien der Reaktionsprodukte und der Summe der Bildungsenthalpien der Ausgangsstoffe.
2. Die Wärme, die bei der Verbrennung eines Stoffes in Sauerstoff in einer Menge von 1 Mol zur Bildung höherer Oxide unter Standardbedingungen freigesetzt wird, wird als Standardverbrennungswärme des Stoffes bezeichnet. Die Enthalpie einer Verbrennungsreaktion ist gleich der Differenz zwischen der Summe der Verbrennungsenthalpien (unter Berücksichtigung der Vorzeichen) der Ausgangsstoffe und der Summe der Verbrennungsenthalpien der Reaktionsprodukte unter Berücksichtigung ihrer stöchiometrischen Koeffizienten. Nach dem Hessschen Gesetz hängt die bei der Oxidation freigesetzte Wärmemenge nicht davon ab, wie und wo der Verbrennungsprozess stattfindet, wenn sich die Reaktionsprodukte nicht verändern.
3. Bei der Zersetzung eines Stoffes wird im Modul die gleiche Wärmemenge verbraucht (benötigt) wie bei der Bildung dieses Stoffes. Dies ist das Lavoisier-Laplace-Gesetz.
4. Wenn zwei Reaktionen durchgeführt werden, die von unterschiedlichen Anfangszuständen zu denselben Endzuständen führen, dann ist der Unterschied in den thermischen Effekten die Menge an Wärme beim Übergang vom ersten Anfangszustand zum zweiten.
5. Wenn zwei Reaktionen von denselben Anfangszuständen zu unterschiedlichen Endzuständen durchgeführt werden, ist der Unterschied in den thermischen Effekten der thermische Effekt des Übergangs vom ersten Endzustand zum zweiten.

Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik befasst sich mit der Richtung von Prozessen. Alle spontanen Prozesse laufen so ab, dass das System zu einem Energieminimum tendiert, während die Entropie des Systems zunimmt.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung	Wie viel Wärme wird bei dem in Abb. 1 dargestellten Prozess verbraucht? Der Prozess wird mit 1 Mol Stickstoff durchgeführt. Die Masse des Gases ändert sich während des Prozesses nicht.
Lösung	Nehmen wir an, dass Stickstoff ein ideales Gas ist. Dann kann die Gleichung seines Zustands als Mendeleev-Clapeyron-Gleichung geschrieben werden: wo ist die universelle Gaskonstante; - Gasdruck; - Gasvolumen; — Gastemperatur. In Abb. 1 zeigt einen isobaren Prozess. Für diesen Prozess schreiben wir den ersten Hauptsatz der Thermodynamik in integraler Form: wobei die Änderung der inneren Energie des Gases wie folgt ermittelt werden kann: Die in einem isobaren Prozess in einem idealen Gas geleistete Arbeit kann wie folgt ermittelt werden: Aus Gleichung (1.1) und der Tatsache, dass wir haben: Mit (1.2), (1.3) und (1.5) erhalten wir:
Antwort	J

BEISPIEL 2

Übung	Berechnen Sie die Enthalpieänderung () für die chemische Reaktion: unter Verwendung der Standardbildungswärmen von Stoffen. Welche Art von Reaktion?
Lösung	Beachten Sie, dass Index 0 einen Standarddruck bezeichnet, der einer Atmosphäre entspricht; 298 ist eine Temperatur, die als Standardtemperatur für chemische Reaktionen gilt. Aus Referenzmaterialien entnehmen wir die Werte der Standardbildungsenthalpien von Stoffen bei Temperatur: