Задачі з Хімії Шановні студенти! Березень 2003 р. Вивчення курсу фізичної хімії студентами заочного факультету відповідно до програми здійснюється протягом двох семестрів і складається з декількох етапів: - оглядові лекції; - самостійне вивчення курсу студентами з виконанням 4 контрольних робіт (по дві в кожному семестрі); - виконання лабораторних та захист контрольних робіт; - заліки за результатами виконання контрольних та лабораторних робіт наприкінці кожного семестру; - два письмових іспити. З метою полегшення вивчення курсу підготовлено методичний посібник, що містить задачі для тренування з відповідями (такі самі задачі є предметом контрольних робіт), та інше (див. файл “схема інформації на дискеті”). Посібник буде доступний студентам у вигляді дискети (файл – “ задачі ”), його потрібно надрукувати на принтері або зробити ксерокопії в копіювальному центрі КПІ (100 аркушів формату А-4). Для успішної роботи студентам, насамперед, потрібно ознайомитись з програмою курсу фізичної хімії (файл – “програма”) і взяти в бібліотеці рекомендовані підручники, за якими вивчати курс відповідно до цієї програми, конспекту оглядових лекцій та методичного посібника. Кожна з двох частин курсу включає дві контрольні роботи відповідно до теми. Перша частина курсу: Контрольна робота N1 на тему “ Хімічна термодинаміка ” (задачі 1 – 38). Контрольна робота N2 на тему “ Хімічна рівновага ” (задачі 39 - 58) та “ Фазові рівноваги і учення про розчини ” (задачі 59 – 93). Друга частина курсу : Контрольна робота N3 на тему “Х імічна кінетика ” (задачі 94 – 122). Контрольна робота N4 на тему “Р озчини електролітів, електрохімія ” (задачі 123 - 156). Контрольні задачі в тексті посібника виділені жирним шрифтом, на них наведені відповіді, а суть контрольної роботи полягає в тому щоб пояснити ці відповіді. Після кожної контрольної задачі наведено роз ’ вязання подібної задачі і стисло викладена його теоретична основа. Для виконання контрольних робіт та на іспитах потрібен довідник “ Краткий справочник физико-химических величин ” А.А.Равделя и А.М.Пономарёвой, видання не пізніше 1983р. (цей довідник потрібно взяти в бібліотеці КПІ , або зробити ксерокопії фрагментів з цього довідника, які приводяться в файлі “ довідник ”), також інженерний калькулятор рівня не нижче МК 52, з індивідуальним джерелом живлення для роботи в умовах аудиторії. Радимо студентам розв ’ язувати задачі контрольних робіт самостійно та вдумливо, чернетки цієї роботи записувати в окремому зошиті, на основі якого оформити контрольні роботи. Чернетки можна використовувати потім як допоміжний матеріал на іспитах. Програмою курсу передбачено 2 письмових екзамени з першої та другої частин курсу. На іспитах студенти можуть користуватись будь-якими підручниками, конспектами та іншими матеріалами, включаючи цей методичний посібник, власні чернетки контрольних робіт та інше. Білети на іспитах з курсу являють собою багатоваріантні задачі з великими масивами запитань, в кожному білеті 10 запитань, на які потрібно дати письмові відповіді Приклад оформлення екзаменаційного листа наводиться в файлі – “ іспит ” . Тільки самостійне виконання студентами контрольних робіт призводить до успіху на іспитах, а тому не потрібно марно витрачати час на переписування готових рішень у товариша, користуючись тим, що для всіх студентів в контрольних роботах однакові завдання. На іспитах студенту відводиться 2 години для відповіді на 10 запитань, і лише ті студенти, які готувались самостійно та заздалегідь, встигають написати правильні і добре мотивовані відповіді та набрати достатню кількість балів для одержання позитивної оцінки. Доц. П.М.Стаднійчук ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА Задача N 1. Чи є можливість за допомогою хімічної термодинаміки розрахувати імовірність самодовільного протікання будь-якого хімічного процесу при певній температурі? (відповідь - так, ця можливість може бути реалізована шляхом розрахунку зміни ізобарного потенціалу ( D G ) в результаті протікання хімічної реакції при певній температурі - D G хр,Т) Подібна задача. Які основні задачі вирішуються за допомогою хімічної термодинаміки? Термодинаміка використовується в багатьох областях науки, зокрема і в хімії. За допомогою хімічної термодинаміки (термохімії) можна вирішити такі основні задачі: 1) визначення знаку та величини теплового ефекту, який супроводжує хімічні реакції (розрахунок зміни ентальпії в результаті хімічного процесу при певній температурі - DHхр,Т ); 2) визначення принципової можливості самодовільного протікання хімічного процесу за певних умов (розрахунок зміни ізобарного потенціалу в результаті хімічного процесу при певній температурі -DGхр,Т ); 3) розрахунок ступеня перетворення вихідних речовин у продукти хімічної реакції за певних умов (розрахунок константи рівноваги хімічної реакції при певній температурі - Кp,Т ). Задача N 2. До якого класу систем (ізольованих, закритих чи відкритих) слід віднести систему, яка в своєму складі має стальний балон з воднем? (відповідь неможлива, тому що в умові задачі є невизначеність) Подібна задача. Що в термодинаміці називають системою і як класифікують системі по їх взаємодії з навколишнім середовищем? Система – це об’єкт, який найчастіше стає предметом дослідження термодинаміки. Системою називається тіло чи група тіл, які за тими чи іншими ознаками відокремлені від навколишнього середовища. Ізольованими системами називають такі системи, які не обмінюються з навколишнім середовищем масою, енергією і не змінюють свій об’єм. Ідеального прикладу ізольованої системи навести неможливо, але таке поняття використовується для спрощення ряду логічних та теоретичних досліджень. Закритими системами називають такі системи, які не обмінюються з навколишнім середовищем масою, а обмінюються енергією. Прикладів таких систем у природі і техніці багато, наприклад, якщо стальний балон з воднем герметичний, то його можна віднести до закритої системи. Якщо була б можливість ідеально ізолювати такий балон від теплообміну та іншого впливу навколишнього середовища, то таку систему можна було б віднести до ізольованої. Відкритими системами називають такі системи, які обмінюються з навколишнім середовищем масою і енергією. Прикладів відкритих систем можна навести безліч. Саме відкриті системі є найбільш інтересними об’ектами вивчення з погляду практики, але вони одночасно є і найбільш складними об’єктами для їх теоретичного опису. Задача N 3. До якого класу систем ( ізольованих, закритих чи відкритих ) можна віднести запаяну скляну ампулу з рідиною ? (відповідь – закритих) Подібна задача. Чи може закрита система поглинати чи вилучати енергію в навколишне середовище? За визначенням, закрита система - це така, що може обмінюватись всіма видами енергії з навколішним середовищем, але не обмінюється масою. (відповідь – може) Задача N4. До якого класу систем (гомогенних чи гетерогенних) слід віднести систему, що являє собою стакан з водою ? (відповідь – гетерогенних) Подібна задача. До якого класу систем (гомогенних чи гетерогенних) слід віднести систему, що являє собою суміш льоду з водою? Системи залежно від їх будови поділяють на гомогенні (однорідні) та гетерогенні (неоднорідні). За визначенням, гетерогенна система - це така, в якій одна частина від іншої відділена межею розділу (поверхнею розділу), а самі частини відрізняються хімічними або фізичними властивостями. Гетерогенні системи в своєму складі мають дві і більше фаз. Фазою називають таку частину системи, кожний елемент якої не відрізняється від інших своїми хімічними і фізичними властивостями. У найпростішому випадку одну окрему фазу системи можна відділити від іншої механічним шляхом, наприклад, витягти кусочки льоду з води. Лід і вода мають межу (поверхню) розділу та різні фізичні властивості. (відповідь – гетерогенних). Задача N5. Чи можна твердити, що система, яка має температуру 298,15 К, знаходиться за стандартних умов ? (відповідь – ні) Подібна задача. За яких умов: стандартних чи нормальних температура системи більша? За визначенням, стандартні умови - це температура 25 о С (298,15 К) та тиск 1атм (1,013 x 105 Па), а нормальні умови - це атмосферний тиск та температура 0 о С (273,15 К) (відповідь – стандартних). Задача N6. Чи відрізняються між собою поняття : хімічний рівноважний процес і термодинамічно оборотний процес ? (відповідь – відрізняються) Подібна задача. Суміші газів водню, азоту та аміаку стиснули від 1 атм до 10 атм (при цьому зміниться співвідношення концентрацій газів у суміші), а потім знову розширили цю суміш до тиску в 1атм (співвідношення концентрацій газів відновиться до початкового). Чи можна назвати такий процес хімічно оборотним і термодинамічно оборотним? Термодинамічно оборотний процес - це такий, в якому система змінює свої параметри і знову повертається в початковий стан, не спричиняючи змін у навколишньому середовищі (такий процес можна тільки уявити, а ідеально реалізувати його неможливо). Хімічно оборотні процеси часто мають місце в природі і техніці. (відповідь – хімічно рівноважний, але не термодинамічно оборотний). Задача N7. Чи має математичне обгрунтування перший закон термодинаміки ? ( відповідь – ні) Подібна задача. Чи можливо записати у вигляді рівняння перший закон термодинаміки? Перший закон термодинаміки – поодинокий випадок закону збереження енергії, що використовується для опису термічних явищ. Перший закон термодинаміки є постулатом, тобто таким твердженням, яке приймається без доказу. Формулювань першого закону термодинаміки існує декілька, наведемо деякі з них: 1. Різні форми енергії переходять з одної в іншу в точно еквівалентних співвідношеннях. 2. Запас енергії ізольованої системи незмінний. 3. Вічний двигун першого роду неможливий (це такий, що може виконувати роботу без витрати енергії). Є також декілька математичних виразів написання першого закону термодинаміки. З ними поступово ознайомимося, а поки деякі з них: dQ = dU +dA, де dQ – кількість теплоти, яка підводиться до системи; dU – збільшення внутрішньої енергії системи; dA – робота, яку виконує система. Якщо теплообмін системи протікає при постійному тиску, то тоді кількість теплоти позначають dQp і в термодинаміці її називають зміною ентальпії системи та позначають dH. . Якщо теплообмін системи протікає при постійному об’ємі, то таку кількість теплоти позначають dQv і вона кількісно дорівнює dU (зміні внутрішньої енергії системи).Робота dA = рdV, де р-тиск, dV- зміна об’єму системи. Тому перший закон термодинаміки часто записують у вигляді рівняння DH = DU + pDV. Якщо урахувати рівняння для ідеального газу pV = nRT, то можна записати pDV = DnRT, і тоді отримаємо ще один вираз першого закону термодинаміки DH = DU + DnRT , який також будемо часто використовувати. В останньому рівнянніDn – зміна числа молів газоподібних речовин у результаті реакції, R – універсальна газова стала (8,31 Дж/(моль . К), T – температура (К). (відповідь – можливо). Задача N8. Які процеси можуть протікати в закритій системі при підводі до неї енергії, наприклад, шляхом її нагрівання при постійному тиску в системі? (відповідь - внутрішня енергія системи буде зростати, а сама система буде виконувати роботу проти зовнішніх сил) Подібна задача. Як будуть змінюватись термодинамічні властивості закритої системи при поглинанні єю теплоти за умов, що об’єм системи остається незмінним?Наприклад, візьмемо систему, що складається з газу. Уявимо собі, що газ знаходиться в циліндрі з поршнем, який з силою Р тисне на нього (див. рисунок). Далі, для спрощення, будемо нехтувати теплом, що поглинається циліндром і поршнем, а також роботою тертя поршня і циліндра. Тобто, виділяємо в системі тільки газ і розглядаємо його як систему, що поглинає теплоту. При цьому розглянемо два випадки. Перший – газ нагрівається при сталому тиску, кількість теплоти, що він поглинає, позначимо Qp. Другий – газ нагрівається при сталому об’ємі, кількість теплоти, що поглинається при цьому, позначимо Qv. Якщо газ будемо нагрівати до однакової температури, то кількість теплоти, що поглинається в першому та другому випадках, буде різною. У першому випадку частина теплоти піде на зміну (збільшення) внутрішньої енергії газу (DU) і на виконання роботи А проти сили Р переміщенням поршня на величину Dl (А = pDV, де DV - зміна об’єму газу). У другому випадку Dl = 0; DV = 0; А = 0, а теплота буде витрачена тільки на зміну внутрішньої енергії газу (DU). (Відповідь – А = 0, DU>0) р D l Q ГАЗ Задача N9. Як зміниться внутрішня енергія ізольованої системи при протіканні в ній будь - якого процесу ? (відповідь – не зміниться) Подібна задача. Чи може виконати якусь роботу ізольована система проти зовнішніх сил? За визначенням, ізольована система - це така, що не обмінюється з навколишнім середовищем масою, енергією і не змінює свій об’єм (DV). Виходячи з першого закону термодинаміки, що записаний у вигляді DH = DU + рDV або dQ = dU +dA, dA = 0, бо DV, а DH = 0, за визначенням. (відповідь – не може). Задача N10. Чи може система виконати роботу без підведення енергії до системи ? (відповідь – може, за рахунок зменшення її внутрішньої енергії) Подібна задача. Чи може система постійно виконувати роботу без підведення енергії до системи? Будь - яка система не може тривало виконувати роботу без витрати енергії, що витікає з першого закону термодинаміки, який можна записати у вигляді: А= pDV= DH - DU. Підведення енергії за умови задачі відсутнє, тобто DH = 0, а за рахунок зменшення внутрішньоі енергії (-DU) робота не може виконуватись постійно, тому що її запас обмежений. (відповідь – ні) Задача N11. Чи може система виконати будь-яку роботу, якщо її об ’ єм не змінюється ? (відповідь – ні) Подібна задача. На що витрачається теплова енергія, яка підводиться до системи при незмінному її об’ємі? З першого закону термодинаміки у виглядіDH = DU + pDV витікає, що при незмінному об’ємі системи, тобто DV= 0, А=0 і DH = DU. З підведенням теплоти до системи DH >0 (процес ендотермічний, система поглинає енергію) вся теплота витрачається на збільшення внутрішньої енергії системи (DU > 0). З відведенням теплоти від системи DH < 0 (процес екзотермічний, система виділяє енергію в навколишнє середовище) вся теплота виділяється в навколишнє середовище за рахунок зменшення внутрішньої енергії системи (DU < 0). (відповідь – на збільшення внутрішньої енергії системи) Задача N12. Чи може температура системи залишатися незмінною з підведенням до неї певної кількості енергії (теплоти) ? ( відповідь – може) Подібна задача. Які процеси відбуваються в системі за збільшенням її внутрішньої енергії? Внутрішня енергія системи, за визначенням, складається з поступальної, обертальної та енергії коливань всіх частин системи, а також енергії зв’язку частин системи між собою. Таке визначення свідчить про те, що поняття внутрішньої енергії не просте, а тому потребує трохи пояснень. Частинами системи можуть бути великі і малі її частини, зокрема, окремі атоми, молекулярні групи і нуклони, які є складовими частинами ядер атомів. Якщо узяти за приклад системи шматок заліза за стандартних умов, то в кристалічній решітці кожний атом коливається з деякою амплітудою. Вона залежить від температури і з її підвищенням (нагріванням заліза) зростає. З нагріванням частина теплоти витрачається на коливання атомів у кристалічній решітці, а з охолодженням амплітуда коливань зменшується, і енергія коливань атомів передається в навколишнє середовище. Таким чином, теплота, яка підводиться до системи, може витрачатись на поступальні, коливальні таобертальні рухи частин системи, а також атомів чи їх угрупувань. Енергія зв’язку - це фактично енергія, яка вилучається при перекриванні електронних орбіталей електронів окремих атомів між собою, а також енергія зв’язку нуклонів в ядрі атомів. З утворенням цих зв’язків енергія вилучається в навколишнє середовище, і для того, щоб їх розірвати, потрібно таку ж кількість енергії витратити. Енергія зв’язку електронів - це рівень хімічних і низки фізичних процесів, а енергія зв’язку нуклонів - це рівень ядерних реакцій. Визначити весь комплекс складових внутрішньої енергії (U) неможливо, а тому в хімічній термодинаміці розраховують тільки зміну внутрішньої енергії системи (DU). З тієї ж причини неможливо розрахувати абсолютне значення ентальпії системи, бо ентальпія і внутрішня енергія зв’язані між собою (див. перший закон термодинаміки), а тому визначають тільки її зміну (DH). (відповідь – складний комплекс процесів, пояснення див. вище) Задача N13. За яких умов потрібно більше теплоти (при р = const чи v = const), щоб нагріти циліндр з газом від температури Т1 до температури Т2 ? ( відповідь – при р = const) Подібна задача. За яких умов нагрівання газу буде супроводжуватись тільки зміною внутрішньої енергії системи? Відповідно до першого закону термодинаміки DH = DU + pDV або Qp = Qv + DV. Звідси виходить, що коли об’єм системи не змінюється (DV = 0), то DH = DU або Qp = Qv. Тому вся теплота, що підведена до системи при незмінному об’ємі, витратиться тільки на збільшення внутрішньої енергії системи. (відповідь – при постійному об’ємі) Задача N14. Тепловий ефект якої з наведених нижче хімічних реакцій відповідає стандартній теплоті (ентальпії) утворення вуглекислого газу ? 1. Cалмаз + О2 = СО2 2. Сграфіт + О2 = СО2 3. 2СО + О2 = 2СО2 4. 1/2Сграфіт + ½О2 = ½ СО2 (відповідь – другої) Подібна задача. Яка кількість теплоти вилучається чи поглинається з утворенням 1 г води з кисню та водню за стандартних умов? Задачу можна розв’язати, використавши значення стандартної теплоти (ентальпії) утворення води. Стандартною ентальпіею (теплотою) утворення хімічної сполуки називається така кількість теплоти, яка вилучається чи поглинається з утворенням одного моля речовини за стандартних умов з простих речовин, що взяті в стійкій формі. Це одне з основних понять у термодинаміці. Значення стандартної ентальпії утворення наведені в довідниках з термодинамічних властивостей речовин, позначається вона DHо і має розмірність кДж/моль. Для простих речовин, що взяті в стійкій формі, DHо = 0.Так, стандартна ентальпія утворення складної речовини, наприклад, сірчаної кислоти (див. рекомендований довідник) має значення -813,99 кДж/моль. Це означає, що підчас протікання реакції Н2 + S + 2O2 = H2 SO4 , в результаті якої утворюється 1 моль (98г) сірчаної кислоти, вилучається (реакція екзотермічна DHо < 0) 813990 Дж теплоти. Термодинаміка завжди оперує поняттями початковий та кінцевий стан системи. Так, якщо система в початковому стані являла собою суміш простих речовин (Н2 + S + 2O2 ), то в кінцевому стані вона є хімічною сполукою (H2 SO4 ). При цьому система вилучила в навколишнє середовище 813990 Дж теплоти. Виходячи з останнього прикладу, зрозуміло, що поняття стандартної ентальпії утворення є формалізованим, тому що наведена реакція за стандартних умов протікати не буде. Повертаючись до запитання в задачі, за допомогою довідника знайдемо, що DHо для рідкої води має значення -285,83 кДж/моль, тобто з утворенням 18 г води вилучається 285830 Дж теплоти, а з утворенням 1г вилучається 15879 Дж теплоти. (відповідь – вилучається 15879 Дж теплоти) Задача N15. Розрахуйте, яка кількість теплоти вилучається під час взаємодії 1 м3 метану з киснем за стандартних умов при р = const та v =const. (далі будемо писати скорочено “ ст.ум. ” , а коли умови не указані, то будемо визнавати їх стандартними). ( відповідь - при р =const вилучається 2,22 × 104 , а при v=const - 2,20 × 104 кДж теплоти) Подібна задача. Розрахуйте, яка кількість теплоти вилучається, якщо 1кг оксиду алюмінію прореагує з сірчаним ангідридом при постійному об’ємі та температурі 298 К за реакцією: Al2 O3( кр) + 3SO3(г) = Al2 (SO4 )3(кр) . Відповідно до закону Гесса розрахуємо зміну ентальпії в результаті хімічної реакції (DHхр ,298 ) (тепловий ефект реакції) як різницю між сумою стандартних ентальпій утворення продуктів реакціі (DHо пр ) та сумою стандартних ентальпій утворення вихідних речовин (DHо ком ). Запишемо це у вигляді рівняння для даної реакції, підставимо в нього значення стандартних ентальпій утворення продуктів та вихідних речовин, скориставшись довідником, та розрахуємо цю суму ентальпій D Hхр ,298 = ( D H0 Al2 (SO4 )3 ) - ( D H0 Al2 O3 + 3 D H0 SO3 ) = = ( - 3441,80) - (-1675,69 + 3(-395,85)) = = -578,56 кДж / моль Перед розв’язанням задачі далі прокоментуємо одержаний результат. Значення зміни ентальпії в результаті реакції менше нуля (DH<0), тобто це єкзотермічна хімічна реакція. А ще можна сказати так, що при взаємодії 1 молю Al2 O3( кр) (342 г) з трьома молями SO3(г) (80 г) вилучиться в навколишне середовище 578,56 кДж теплоти. Така кількість теплоти вилучиться, якщо реакція буде протікати при постійному тиску (DH = Qp ), а нам потрібно знайти Qv або зміну внутрішньої енергії в результаті цієї реакції (нагадаємо, що DU = Qv ). Для цього використаємо такий вираз першого закону термодинаміки:DH = DU + DnRT, де Dn – зміна числа молів газоподібних речовин в результаті реакції, R – універсальна газова стала (8,31 Дж/(моль . К), T – температура (К). Це рівняння установлює зв’язок між зміною внутрішньої енергії та зміною ентальпії в результаті хімічної реакції. У нашому випадку Dn = 0 – 3 = -3. Тепер є можливість розрахувати зміну внутрішньої енергії DU = DH - DnRT = -578560 – (-3) 8,31× 298 = = -571130 Дж/моль . Зверніть увагу на те, що коли реакція протікала б при постійному об’ємі, а не при постійному тиску, то кількість теплоти, яка вилучається, була б меншою на 7429 Дж. Таким чином, знайдено, що під час взаємодії 342 г оксиду алюмінію з сірчаним ангідридом при постійному об’ємі вилучається 571,130 кДж теплоти, а для 1 кг це значення буде 1669,97 кДж (відповідь – вилучиться 1669,97 кДж теплоти) Задача N16. Яка кількість теплоти вилучиться чи поглинеться з утворенням 1 м3 NO за ст.ум. відповідно до реакції N2 + O2 = 2NO ? ( відповідь - поглинеться 4,07 × 103 кДж теплоти) Подібна задача. Див. приклад до задачі N15. Задача N17. Як співвідносяться між собою D H і D U для реакцій : N2 + 3H2 = 2NH3 ( відповідь - D H < D U) N2 + O2 = 2NO ( відповідь - D H = D U) 2N2 + O2 = 2N2 O ( відповідь - D H > D U) Подібна задача.Як співвідносяться між собою DH і DU для реакції 2C + O2 = 2CO ? Визначимо зміну числа молів газоподібних речовин для цієї реакції: Dn = 2 – 1 = 1 (зверніть увагу на те, що кількість молів вуглецю, який вступає в реакцію, не ураховується, бо це речовина кристалічна за ст.ум.). Підставимо значення Dn в перший закон термодинаміки DH = DU + DnRT = DU + RT. Звідси видно, що DH > DU . (відповідь - DH > DU ) Задача N18. В якому випадку вилучиться більша кількість теплоти : під час взаємодії 1 кг водню чи 1 кг вуглецю з киснем за ст.ум.? (відповідь – водню) Подібна задача.Як розрахувати теплотворну здатність магнію в Дж/г за стандартною ентальпією утворення MgO? Теплотворна здатність - це така кількість теплоти, що вилучається під час горіння речовини в кисні в розрахунку на одиницю маси. Можна розрахувати зміну ентальпії в результаті реакції 2Mg + O2 = 2MgO (див. задачу N15), яка буде рівною -1202,98 кДж/моль, а виражаючи цю величину в кДж/г, одержимо значення -24753 Дж/г. Тобто під час горіння 1г магнію в кисні вилучиться 24753 Дж теплоти. Зверніть увагу на те, що коли йдеться про теплоту згоряння різних речовин, то в довідниках ці значення мають додатні, а не від’ємні значення. (відповідь - 24753 Дж/г) Задача N19. Нагрівання на 1 о С якої з речовин: 1г свинцю чи 1г вуглецю потребує більшої витрати теплоти? (відповідь–1г вуглецю) Подібна задача.Розрахувати наближено, скільки теплоти потрібно для нагрівання від температури 25 до 175 о С заліза масою 10г. Кількість теплоти, яка поглинається з нагріванням або вилучається з охолодженням будь - якої речовини, залежить від її теплоємності. Теплоємність - це така кількість теплоти, яку потрібно витратити на нагрівання 1 молю речовини на 1 К. Ця важлива характеристика речовин може бути розрахована теоретично, а частіше визначається експериментально. Її значення наводяться в довідниках поряд з іншими термодинамічними характеристиками речовин. У довідниках теплоємність наводиться за ст.ум., позначається Со р (ізобарна теплоємність) і має розмірність Дж/(моль.К). За умови цієї задачі маса заліза 10 г (n = 0,179 моля), а зміна температури DТ = 175 - 25 = 150 о С. Зміну ентальпії при нагріванні 10г заліза від 25 до 175 о С, узявши з довідника Со р,Fe = 24,98 Дж/(моль.К), розрахуємо за рівняннямDH = n×Со р×DT = 0,179× 24,98×150 = 670 Дж. (відповідь - 670 Дж) Задача N20. Розрахувати теплоємність нікелю при 300 о С в Дж /( г × К). (відповідь – 0,577 Дж /( г × К)) Подібна задача.Розрахувати теплоємність води при 80 о С.Теплоємність речовин залежить від температури і для кожної речовини ця залежність індивідуальна. Розрахувати ізобарну теплоємність речовини при будь - якій температурі (Ср,т) можна за допомогою рівнянняСр,т = a + bT + cT2 + c’T-2 . У цьому рівнянні коефіцієнти a, b, c і c’ - величини, які занесені в довідники поряд з теплоємністю речовин за ст.ум., Т – температура (К). Використаємо це рівняння для розрахунку теплоємності води при 80 о С: C p,H2 O,353 = a + bT + cT2 +c’T-2 = = 39,02 + 76,4 × 10-3 × 353 + 0 × 3532 + 11,96 × 105 × 353-2 = = 75,57 Дж / (моль × К) (відповідь - 75,57 Дж/(моль×К) Задача N21. Розрахуйте наближено (тобто нехтуючи залежністю Ср = f(T) та допускаючи, що Ср = const = Co p), яка кількість теплоти потрібна для нагрівання від температури 25 до 125 о С 1 м3 кисню при постійному об ’ ємі. (відповідь – 94 кДж) Подібна задача. За яких умов (ізохорних чи ізобарних) потрібна більша кількість теплоти для нагрівання газу? Для ідеальних газів величини теплоємності за ізобарних (Cp) та ізохорних (Cv) умов зв’язані між собою рівнянням Ср – Сv = R, яке часто без суттєвої похибки використовують для реальних газів при невеликому тиску. З цього рівняння видно, що теплоємність при нагріванні газу за ізобарних умов більше, ніж за ізохорних, на величину роботи (R), яку виконує газ при розширенні за ізобарних умов. (відповідь – за ізобарних умов) Задача N22. Яке значення зміни теплоємності ( D Ср.хр ) в результаті протікання хімічної реакції Fe2 O3 +3CO = 2Fe + 3CO2 за ст.ум. ? (відповідь - D Ср.хр = -29,73 Дж / (моль × К)) Подібна задача.Який знак можуть мати значення зміни теплоємності в результаті протікання хімічних реакцій (DСр,хр) ? У результаті протікання хімічних реакцій виникають нові речовини, які мають інші фізичні (термодинамічні) властивості, а тому змінюється теплоємність системи у цілому. Величина цієї зміни має суттєве значення для розрахунків теплових ефектів реакцій (це розглядається нижче). Зміну теплоємності в результаті хімічної реакції за ст.ум. розраховують як різницю між сумою теплоємностей продуктів реакції та сумою теплоємностей компонентів з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів. Ця різниця може мати будь - який знак, зокрема може дорівнювати нулеві, але останнє мало імовірне. (відповідь – значення зміни теплоємності в результаті хімічних реакцій можуть мати додатній та від’ємний знак) Задача N23. Розрахуйте наближено, яка кількість теплоти вилучається чи поглинається під час взаємодії 1кг оксиду заліза (3) з оксидом вуглецю (2) за реакцією Fe2 O3 +3CO= 2Fe + 3CO2 при700 о С. (відповідь – вилучається 293,4 кДж) Подібна задача.Розрахуйте наближено та точно значення теплового ефекту реакції Na2 CO3 + 2SiO2 = Na2 Si2 O5 + CO2 при температурі 700 К. Зміна ентальпії в результаті реакції (тепловий ефект реакції) при нестандартній температурі (DHхр ,Т ) буде відрізнятись від зміни ентальпії за ст. ум. (DHхр ,298 ), томущо теплоємність окремих речовин (Ср), а також і зміна теплоємності в результаті реакції (DСр,хр ) залежать від температури. Зв’язок між зміною ентальпії (DHхр ), зміною теплоємності (DСр,хр )та температурою (Т) дає рівняння Кірхгофа, яке зараз виведемо та розглянемо, як використовують його для розрахунків теплових ефектів реакцій при нестандартних температурах. Теплоємність взагалі - це похідна зміни ентальпії по температурі (dH/dT = Cp, a dU/dT = Cv), а тому похідна зміни ентальпії хімічної реакції по температурі дорівнює зміні теплоємності в результаті реакції (dDH/dT = DCp). Запишемо останнє рівняння так: dDH = DCp dT; візьмемо визначений інтеграл від температури 298 до Т298 ò Т dDH = 298 ò Т DCp×dT і будемо мати рівняння КірхгофаD HT = D H298 + 298 ò Т D Cp × dT . Це рівняння ілюструє залежність зміни ентальпії в результаті хімічної реакції від температури (DHT ) і має дві складові частини. Одна з них - це тепловий ефект хімічної реакції за ст.ум. (DH298 ), який визначаться за допомогою закону Гесса (див. задачу N 15), а друга являє собою інтеграл, який може бути взятий по-різному, залежно від умов, які задаються. Так, якщо зробити припущення, що DCp не залежить від температури і дорівнює DCp,298 , то одержимо рівняння, за допомогою якого можна проводити наближені розрахунки DHT : D HT = D H298 + D Cp,298 ( Т – 298) .Для того, щоб отримати формулу для точних розрахунків, потрібно урахувати залежність DСр від температури, яка має такий самий вигляд, як і залежність Ср від температури (див. задачу N20):DСр = Da + DbT + DcT2 + Dc’T-2 , деDa, Db, Dc’ і Dc – різниці коефіцієнтів у рівнянні реакції. Нижче покажемо, як їх розрахувати, а поки що підставимо цю залежність під знак інтеграла і візьмемо цей інтеграл: D HT = D H298 + 298 ò Т (D a + D bT + D cT2 + D c’T-2 ) dT = = D H298 + D a(T-298)+ D b/2 (T2 -2982 )+ D c/3 (T3 – 2983 )+ D c’/(-1) (T-1 – 298-1 ). Тепер є можливість наближено та точно розрахувати тепловий ефект реакції, але для цього спочатку складемо таблицю, в яку внесемо всі потрібні дані з довідникавідповідно до реакції Na2 CO3 + 2SiO2 = Na2 Si2 O5 + CO2 Речовина DHo , кДж/моль Со р, Дж/(моль ×К) а b×103 c’×10-5 c×106 Na2 Si2 O5 - 2470,07 156,50 185,69 70,54 - 44,64 - CO2 - 393,51 37,11 44,14 9,04 - 8,54 - Na2 CO3 - 1130,80 111,30 70,63 135,6 - - 2SiO2 - 1821,94 88,86 93,98 68,62 - 22,6 - Dхр 89,16 -6,55 65,22 -124,64 -30,58 0,0 Підставимо значення зміни (Dхр) всіх термодинамічних параметрів у рівняння для наближеного та точного розрахунку теплового ефекту хімічної реакціїпри 700 К. Наближений розрахунок: DH700 = DH298 + DCp,298 (Т – 298) = 89160 + (- 6,55)(700 – 298) = 86527 Дж/моль ; Точний розрахунок: DH700 = DH298 + Da(T-298) + Db/2 (T2 - 2982 ) + Dc/3 (T3 – 2983 )+ Dc’/(-1) (T-1 – 298-1 ) = = 89160 + 65,22(700-298)+(-124,64×10-3 )/2 (7002 – 2982 )+(0,0×10-6)/3(7003 -2983 ) + + (-30,58×105 )/(-1) (1/700 - 1/298) = 58244 Дж/моль ; (відповідь - за наближеним розрахунком - 86,6 кДж/моль; за точним розрахунком - 58,244 кДж/моль) Задача N24. Який знак має зміна теплоємності в результаті деякої хімічної реакції, якщо відомо, що зі збільшенням температури кількість теплоти, що вилучається в результаті реакції, зростає ? (відповідь - D Cpхр < 0) Подібна задача.Як впливає знак зміни теплоємності в результаті хімічної реакції (DCpхр ) на зміну ентальпії в результаті хімічної реакції (DHT )? Вплив DCpхр на DHT можна легко пояснити за допомогою рівняння для наближених розрахунків залежності теплового ефекту реакцій від температури (DHT = DH298 + DCp,298 (Т – 298). Із цього рівняння видно, що коли зміна теплоємності менше нуля, то зміна ентальпії з підвищенням температури буде дедалі меншою (кількість же теплоти, яка вилучається в результаті реакції, буде зростати з підвищенням температури, або ще можна сказати, що реакція буде все більше й більше екзотермічною з підвищенням температури). Якщо DCp > 0, то все буде навпаки. У випадку, коли DCp = 0, тепловий ефект реакції взагалі не буде залежати від температури, але такий випадок мало імовірний. (відповідь – при DCp > 0DHT зростає, а при DCp < 0DHT зменшується) Задача N25. За яких умов (при 1000 чи 1500 К) вилучиться більша кількість теплоти при згорянні вуглецю в кисні ? ( відповідь – при 1500 К) Подібна задача.Див. задачу N24. Задача N26. Чи може мати екстремум залежність теплового ефекту реакції від температури ? ( відповідь– так, може бути максимум та мінімум) Подібна задача. Див. задачуN24, а також потрібно урахувати, що DCp може змінювати знак зі зміною температури. Такий випадок ілюструє рисунок, що наведений нижче. Cp Cp продуктів Cp компонент і в D Cp T1 T Задача N27. Чи бувають хімічні процеси самодовільними і несамодовільними ? ( відповідь – так, бувають) Подібна задача.Чим відрізняються між собою самодовільні і несамодовільні процеси?Самодовільні процеси - це такі, що протікають у системі без зовнішнього впливу. Для протікання несамодовільного процесу у системі потрібно вплинути на систему тим чи іншим чином. Самодовільні процеси протікають у системі, яка прямує до стану рівноваги. Наприклад, маятник буде коливатись деякий час, з часом коливання погаснуть, і тоді наступить стан рівноваги. Щоб примусити маятник знову коливатись, потрібно відхилити його від стану рівноваги за рахунок якоїсь сили (несамодовільній процес), тобто несамодовільній процес протікає в напрямку від стану рівноваги за рахунок дії на систему сил із зовнішнього середовища. (відповідь – несамодовільні процеси протікають під дією зовнішньої сили і віддаляють систему від стану рівноваги, а протікання самодовільних процесів не супроводжується дією зовнішніх сил, такі процеси наближають систему до стану рівноваги) Задача N28. Чи може самодовільно зменшуватись ентропія в закритих та відкритих системах ? ( відповідь - може) Подібна задача.Чи може самодовільно зменшуватись ентропія в ізольованих системах? Щоб відповісти на це запитання, нагадаємо, що таке ентропія і розглянемо деякі питання відносно другого закону термодинаміки. Ентропія - це одна з важливих термодинамічних величин, а поняття про ентропію має загальноосвітнє значення, тому обов’язково потрібно самостійно ознайомитись з цим поняттям за підручником. Для розв’язання задач у нашому випадку буде достатньо такого визначення ентропії.Ентропія - це така термодинамічна функція, диференціал якої дорівнює відношенню нескінченно малого приросту теплоти, яка передається системі, до температури системи. Ентропію позначають літерою S , тоді відповідно до визначення ентропії dS = dQ/T , а розмірність її буде Дж/(моль×К). У довідниках наведені абсолютні значення ентропії за ст.ум. So 298 (зверніть увагу на те, що для ст.ум. у довідниках наводяться значення зміни стандартних ентальпій речовин (DHо 298 ), ане абсолютні єнтальпії, і поясніть цю суттєву різницю). Другий закон термодинаміки, як і перший, також має багато формулювань, наведемо деякі з них: 1.Вічний двигун другого роду не можливий (мається на увазі те, що будь - який двигун(система) не може перетворити в роботу всю теплоту, що підведена до нього, а тому деяка частина цієї теплоти відповідно до другого закону обов’язково буде витрачена на збільшення ентропії в навколишньому середовищі) 2.Неможлива самодовільна передача теплоти від тіла менш нагрітого до тіла більш нагрітого З. Ентропія в ізольованій системі може тільки зростати або оставатися незмінною. Зупинимось трохи детальніше на останньому формулюванні другого закону. З нього витікає математична форма запису другого закону. Якщо урахувати, що для ізольованих систем dQ=0 (згадаємо, що ізольована система не обмінюється теплотою з навколишнім середовищем), то за визначенням ентропії (dS = dQ/T), можна записати dS ³ 0 . Остання формула є математичною формою запису другого закону термодинаміки. Словами це можна сформулювати і так, що зміна ентропії в ізольованих системах може бути тільки більшою нуля або рівною нулеві. Дуже важливо запам’ятати, що цей висновок не відноситься до закритих та відкритих систем , а є дійсним тільки для ізольованих. Також важливо зрозуміти і те, що в будь-якій системі без обміну енергією з зовнішнім середовищем самодовільно можуть протікати тільки ті процеси, які супроводжуються зростанням ентропії системи. (відповідь – не може) Задача N29. Розрахуйте абсолютне значення ентропії заліза при 0 о С. (відповідь – 24,96 Дж / (моль × К) Подібна задача.Розрахуйте наближено зміну ентропії з нагріванням одного молю води від температури 25 до 50 о С. Ентропія речовин з їх нагріванням зростає. Формулу для розрахунку цієї зміни ентропії можна записати dS = dQ/T або при постійному тиску dS = dQр/T = (Ср×dТ)/T . Візьмемовизначений інтеграл від 298 до Т за останнім рівнянням: = 298 ò Т (Cp×dT)/T; при цьому можна одержати формули для наближеного та точного розрахунку зміни ентропії. У наближеному розрахунку нехтуємо залежністю Ср від температури і одержимо рівняння S2 – S1 = DS = Cp ln (T/298). Абсолютне значення ентропії речовини при будь -якій температурі (ST ) буде дорівнювати сумі стандартного значення ентропії (So 298 ) та значення зміни ентропії (DS), що зв’язана з нагріванням чи охолодженням речовини. Це можна записати у вигляді рівняння ST = So 298 + Cp ln (T/298). Бажаючі легко можуть одержати рівняння для точного розрахунку зміни ентропії від температури, підставивши під знак інтеграла вираз для залежності Ср від температури (Ср,т = a + bT + cT2 + c’T-2 ), як це було показано в задачі N17. Розрахуємо зміну теплоємності води з її нагріванням, взявши з довідника значення теплоємності рідкої води за ст. ум., за допомогою рівняння для наближеного розрахунку:DS = Cp ln(T/298) = 75,3 ln(323/298) = 6,07 Дж/(моль×К). (відповідь - 6,07 Дж/(моль×К)) Задача N30. Визначте знак та розрахуйте зміну ентропії ентропії одного молю нікелю при його переході з форми a в форму b при температурі 633 К. (відповідь - +0,6 Дж /( моль × К) Подібна задача.Розрахуйте зміну ентропії при переході 1 молю води з рідкого стану в кристалічний при температурі 0 о С. У задачі N29 з’ясовано, як змінюється ентропія речовини з її нагріванням, а тепер розглянемо, як змінюється ентропія речовини під час фазових перетворень (плавленні, кристалізації, випаровуванні, конденсації, сублімації, алотропних змінах та інших перетвореннях речовини, які протікають при сталих температурах). За визначенням, зміна ентропії dS = dQ /T, де dQ - елементарна кількість теплоти, яку поглинула або вилучила система. Якщо процес нагрівання або охолодження системи протікає при р = const, то dQp = dH, а при переході від нескінченно малих змін до кінцевих змін можемо записатиDS = DH/T, де DH - зміна ентальпії системи в результаті поглинання або вилучення єю теплоти. Тобто зміна ентропії при фазових переходах дорівнює зміні ентальпії системи, що поділена на значення температури фазового переходу. Зміну ентальпії при переході води в лід знайдемо як різницю між стандартною ентальпією утворення води в кристалічному стані та стандартною ентальпією утворення води в рідкому стані, взявши ці дані з довідника: DH = - 291,85 - (- 285,83) = -6,02 кДж/моль. Тепер знайдемо зміну ентропії DS = DH/T= - 6020/273 = -22,05 Дж/(моль×К)(відповідь - -22,05 Дж/(моль×К) Задача N31. Розрахуйте зміну ентропії в результаті хімічної реакції N2 + + 3H2 = 2NH3 за ст. ум. ? ( відповідь - -152,44 Дж /( моль × К)) Подібна задача.Розрахуйтезміну ентропії в результаті реакції CaO( кр ) + SO3(г) = CaSO4(кр) за ст. ум.. Зміна ентропії в результаті хімічної реакції розраховується як і відповідні зміни ентальпії і теплоємності в результаті хімічної реакції, а саме, ця зміна являє собою різницю між сумою стандартних ентропій продуктів реакції та сумою стандартних ентропій компонентів. У нашому випадку запишемоDSхр = So CaSО4 - (So CaO +So SO3 ) = 106,7 – (39,7 +256,2) = = - 189 Дж/(моль×К)(відповідь - - 189,0 Дж/(моль×К) Задача N32. Розрахуйте наближено зміну ентропії в результаті хімічної реакції N2 + 3H2 = 2NH3 при температурі - 25 о С. (відповідь - D So 298 = -196,74 Дж /(моль × К) ) Подібна задача.Розрахуйте наближено зміну ентропії в результаті хімічної реакції CaO( кр ) + SO3(г) = CaSO4(кр) при 125 о С. Зміна ентропії в результаті хімічної реакції при деякій температурі (DSТ ) може бути розрахована наближено за рівняннямDST = DSo 298 + + 298 ò Т (DCp dT)/T = DSo 298 + DCp ln (T/298), яке може бути одержане аналогічно рівнянню для розрахунку абсолютного значення ентропії речовин (див. задачу N23). У цьому рівнянніDSo 298 - зміна ентропії в результаті хімічної реакції за ст.ум.(див задачу N31); DCp – зміна теплоємності в результаті хімічної реакції за ст.ум. (див. задачу N 22). Для одержання рівняння для розрахунку точного значення зміни ентропії в результаті хімічної реакції потрібно урахувати залежність зміни теплоємності в результаті хімічної реакції від температури, як це було зроблено у випадку зміни ентальпії (див. задачу N20). Для розв’язання задачі знайдемо DCp = 99,66– (42,05 + +50,09) = 7,52 Дж/(моль×К), візьмемо DSo 298 = - 189,0 Дж/(моль×К) із задачі N31 (подібна задача) та підставимо ці значення в рівняння для наближеного розрахунку зміни ентропії в результаті хімічної реакції: DST = DSo 298 + DCp ln (T/298) = - 189,0 + 7,52 ln (398/298) = - 186,8 Дж/(моль×К) (відповідь - - 186,8 Дж/(моль×К)) Задача N33. Знак якої термодинамічної величини визначає можливість самодовільного протікання хімічної реакції за певних умов ? (відповідь - знак зміни ізобарного ( D GT ) чи ізохорного потенціалу ( D FT ) в результаті реакції) Подібна задача.Як розрахувати термодинамічну можливість самодовільного протікання тих чи інших хімічних процесів? Визначити можливість протікання хімічних процесів за тих чи інших умов можна експериментально, але для цього потрібно проводити дослідження, що часто зв’язане з великими затратами часу та коштів. Цю задачу можна розв’язати шляхом термодинамічних розрахунків, а саме, знаходження знаку зміни ізохорно-ізотермічного (DG)або ізобарно-ізотермічного (DF) потенціалів. Надалі будемо називати їх просто ізобарним та ізохорним потенціалами, відповідно. Частіше хімічні процеси протікають при сталому тиску, а тому буде більш детально розглядається ізобарний потенціал, маючи на увазі те, що висновки відносно нього значною мірою стосуються й ізохорного. Зміна ізобарного потенціалу в результаті будь-якого процесу - це така термодинамічна функція, яка ураховує дві тенденції в самодовільному протіканні процесів у природі. Одна з них - це самодовільне прямування систем до мінімального запасу енергії, а друга - самодовільне прямування систем до максимуму ентропії. Це виражається в математичній формі рівнянням Гіббса D G = D H - T D S, де DH- зміна ентальпії, DS - зміна ентропії в результаті процесу, T – температура, при якій він протікає. Рівняння Гіббса - одне з найважливіших у термодинаміці. Його обгрунтування, практичне використання в різних галузях знань має виключно велике значення, розв’язуючи, задачі користуємося тільки деякими його можливостями. Зміну ізобарного потенціалу ще називають енергією Гіббса, яка за фізичним змістом являє собою максимально корисну роботу (DG = -Амакс.), яку може виконати система за рахунок DH, а друга частина теплоти (TDS) обов’язково буде розсіяна в навколишньому середовищі, збільшуючи його ентропію. Аналіз рівняння Гіббса дає можливість твердити, що в природі самодовільно протікають лише ті процеси, що супроводжуються зменшенням ізобарного потенціалу системи, тобто це такі, для яких DG< 0. Всі ці, а також багато інших важливих моментів відносно ізобарного потенціалу на високому рівні описані в підручниках. Для розв’язування задач суттєво зрозуміти те, що для хімічних реакцій, які протікають самодовільно або ще можна сказати термодинамічно імовірні, знак зміни ізобарного потенціалу в результаті хімічної реакції менше нуля (DGхр < 0). Це важливе положення термодинаміки можна сформулювати й так. Якщо D Gхр < 0 , то самодовільне протікання термодинамічного процесу імовірно в прямому напрямку (зліва – направо). Якщо D Gхр > 0 , то самодовільне протікання процесу термодинамічно неімовірно в прямому напрямку, але імовірно в зворотному. Випадок, коли DGхр = 0, розглянемо далі в розділі “Хімічна рівновага”. (відповідь – потрібно визначити знак DGхр, якщо він < 0, то така хімічна реакція термодинамічно імовірна) Задача N34. Напишіть рівняння зв’язку між D Gхр та D Fхр. ( відповідь - D Gхр = D Fхр + D nRT) Подібна задача.Розрахуйте, наскільки відрізняються між собою DGхр та DFхрпри 25 о С для хімічної реакції С + 0,5 О2 = СО . Рівняння зміни ізобарного та ізохорного потенціалів у результаті хімічних реакцій мають вигляд: D Gхр = D H хр - T D S хр ; D Fхр = D U хр - T D S хр . А рівняння зв’язку між зміною ентальпії (DHхр) та внутрішньої енергії (DUхр) в результаті хімічної реакції таке: D H хр = D U хр + D nRT (див. задачу N 15). Звідси виходить, що при протіканні хімічних реакцій без зміни об’єму, наприклад, у конденсованих фазах (рідких та кристалічних), коли практично об’єм не змінюється або коли нема зміни числа молів газу в результаті реакції (Dn = 0), DGхр = DFхр. Різницю між цими величинами можна записати та розрахувати за рівнянням, яке легко знайтиз наведеного вище: DGхр - DFхр = DnRT = = 0,5×8,31×298 = 1238 Дж/моль (відповідь – відрізняються на 1238 Дж/моль) Задача N35. Розрахуйте можливість самодовільного протікання реакції Cl2 + 2O2 = 2ClO2 за ст. ум. ( відповідь – самодовільно протікати не буде, тому що D Gхр298 > 0, а саме 244,68 кДж / моль ) Подібна задача.Розрахуйте зміну ізобарного потенціалу в результаті хімічної реакції N2 + 2O2 = 2N02 та зробіть висновок відносно самодовільного її протікання за ст.ум.Можна виконати розрахунки двома шляхами. Перший шлях – розрахуємо зміну ентальпії та ентропії в результаті цієї реакції, а потім знайдемо зміну ізобарного потенціалу за рівнянням Гіббса: D H хр298 = 2DHo N02 - (DHo N2 + 2DHo O2 )= 2×34,19 - (0 + 2×0) = 68,38 кДж/моль D S хр298 = 2So N02 - (So N2 +2So O2 ) = 2×240,06 - (191,5 + 2×205,04) = -121,46 Дж/(моль×K) D G хр298 = D H хр298 - TD S хр298 = 68380 – 298(-121,46) = 104575 Дж/моль Другий шлях – зміну ізобарного потенціалу в результаті реакції розрахуємо як різницю між сумою стандартних ізобарних потенціалів продуктів реакції та сумою стандартних ізобарних потенціалів компонентів, узявши стандартні ізобарні потенціали речовин (DGo ) у довіднику: D G хр298 = 2 D G o N02 - ( D G o N2 + 2 D G o O2 ) = 2×52,99 - (0 + 2×0) = 105,98 кДж/моль Можна дати відповідь на це запитання і без розрахунків. За даними довідника, стандартний ізобарний потенціал N02 - додатна величина, а стандартні ізобарні потенціали простих речовин(N2 та O2 ) дорівнюють нулеві, тому і зміна ізобарного потенціалу також величина додатна. (відповідь – реакція за ст. ум. протікати не буде) Задача N36. Чи може самодовільно протікати ендотермічна хімічна реакція при високій температурі, якщо в результаті цієї реакції зміна ентропії менше нуля ? ( відповідь – ні) Подібна задача.Збільшується чи зменшується зміна ізобарного потенціалу хімічної реакції з ростом температури? Рівняння, що виражає зміну ізобарного потенціалу в результаті хімічної реакції залежно від температури (DGТ ), при температурі, яка відмінна від стандартної, можемо записати через DHтта DSт (див. задачі N 23 та N 32). DGТ = DHт-ТDSт = DH298 + 298 ò Т DCp×dT. – Т(DS298 + 298 ò Т (DCp dT)/T) У це рівняння входять дві складові частини: ентальпійний (298 ò Т DCp×dT) та ентропійний (298 ò Т (DCp dT)/T) інтеграли, які можна взяти і точно, і наближено. Якщо нехтувати залежністю теплоємності від температури і взяти ці інтеграли, то одержимо рівняння для наближеного розрахунку зміни ізобарного потенціалу в результаті хімічної реакції залежно від температури.D GТ = D H298 + D Cp (T - 298) . – Т( D S298 + D Cp ln (T/298) ). Це рівняння можна ще спростити, припустивши, що зміна ентальпії та ентропії в результаті реакції зовсім не залежать від температури ( DCp = 0).Тоді отримаємо рівняння D GТ = D H298 - – Т D S298. Із цього рівняння видно, що у випадку, коли DS298 < 0, імовірність самодовільного протікання реакції зі збільшенням температури все меншає, бо DGТ стає все більш додатною величиною. Тобто ентропійний фактор не сприяє протіканню реакції. А у випадку, коли реакція ендотермічна (DH298 > 0), знак DGТ взагалі не може бути від’ємним при будь-якій температурі, а значить така реакція неімовірна за будь-яких умов. Частіше реакції протікають самодовільно за рахунок ентальпійного фактора (DH298 < 0), тобто екзотермічні реакції. Але часто бувають і такі випадки, коли ендотермічна реакція не протікає при низьких температурах (DGТ > 0) та протікає самодовільно при високих за рахунок ентропійного фактора (DS298 > 0). Такий же аналіз рівняння Гіббса можна здійснити за допомогою рисунків, які наведені нижче. Якщо припустити, що зміна ентальпії та ентропії в результаті хімічних реакцій не залежить від температури, то можна розглянути чотири варіанти зміни ізобарного потенціалу від температури і дати відповідний прогноз самодовільного протікання цих реакцій в залежності від температури. Перший варіант: DH298 < 0; DS298 > 0 - хімічна реакція буде протікати самодовільно при будь-якій температурі, тому що при будь-якій температурі зміна ізобарного потенціалу в результаті реакції менше нуля (DG< 0). + ТDS Т DH - DG Другий варіант: DH298 > 0; DS298 < 0 - хімічна реакціяне буде протікати самодовільно при будь-якій температурі, тому що при будь-якій температурі зміна ізобарного потенціалу в результаті реакції більше нуля (DG> 0). Тобто самодовільне протікання таких хімічних реакцій є термодинамічно неімовірним. + DG DH Т ТDS - Третій варіант: DH298 > 0; DS298 > 0 - хімічна реакціяне буде протікати самодовільно при низькій температурі, а при високій - протікає самодовільно. Тобто самодовільне протікання таких хімічних реакцій є термодинамічно неімовірним від 0 до деякої температури Тx (DG> 0), а вище від температури Тx така реакція буде протікати самодовільно (DG< 0). + ТDS DH Тx Т - DG Четвертий варіант: DH298 < 0; DS298 < 0 - хімічна реакціяне буде протікати самодовільно при високій температурі, а при низькій - протікає самодовільно. Тобто самодовільне протікання таких хімічних реакцій є термодинамічно імовірним від 0 до деякої температури Тx (DG< 0), а вище від температури Тx така реакція не буде протікати самодовільно (DG> 0). + DG Т DH - Тx ТDS (відповідь – може зростати та зменшуватись залежно від знаку зміни ентропії в результаті реакції) Потрібно застережити, що розглянуті вище чотири прикладі дуже спрощені. На практиці залежність зміни ентальпії, ентропії та ізобарного потенціалу в результаті хімічних реакцій від температури не є лінійними функціями, а тому такий аналіз може ускладнюватися. Деякою мірою більш складний приклад наведений в наступній задачі. Задача N37. На рисунку наведена за- лежність зміни термодинамічних + параметрів деякої реакції від темпера- T DS тури. При якій температурі ця реакція термодинамічно імовірна? ( відповідь- при Т > Т1 ) DH - T1 T Подібна задача. Який знак має зміна термодинамічних параметрів (DH, DS , DCp і DG) в результаті хімічної реакції на інтервалах температури від 0 до Т1 і від Т1 та вище від неї відповідно до рисунку, що наведений в задачі N 40? (Відповідь – на інтервалі 0 - Т1 (DH > 0, DS > 0 , DCp > 0 і DG > 0), а на інтервалі від Т1 та вище від неї (DH > 0, DS > 0 , DCp < 0 і DG < 0). Задача N38. Розрахуйте наближено (припустивши, що зміна ентальпії та ентропії в результаті реакції не залежить від температури) температуру, вище від якої реакція CaCO3 =CaO+ CO2 буде протікати самодовільно. (відповідь – 1114 K або 841 о С) Подібна задача.Розрахуйте наближено ( DCp = DCp,298 = const), в якому інтервалі температури буде протікати самодовільно реакція Hg( р ) + 0,5 O2(г) = HgO(кр). За вже відомим рівнянням розрахуємо зміну ентальпії (DH298 = -151,2 кДж/моль), ентропії (DS298 = -240,2 Дж/(моль×К)) та теплоємності ( DCp,298 = 10,3 Дж/(моль×К)) в результаті цієї реакції і підставимо ці дані в рівняння для наближеного розрахунку (див. задачу N 33) DGТ = DH298 + DCp(T - 298). – Т(DS298 + DCp ln (T/298)). .Розрахуємо DGТ для декількох температур і занесемо дані в таблицю, а для прикладу наведемо розрахунок при 500 К:DG 500 = -150200 + 10,3(500 - 298). – 500(-204,2 + 10,3 Ln (500/298)) = -49684 Дж/моль; T,o C 25 227 502 527 727 T, K 298 500 775 800 1000 DGТ ,кДж/моль -90,4 -49,7 0,0 9,2 47,8 Із даних таблиці, видно, що зі збільшенням температури DGТ стає все менш від’ємною величиною і при температурі вище від 775 К реакція самодовільно протікати не буде в прямому напрямку, а, навпаки, буде самодовільно протікати зворотна реакція розпаду оксиду ртуті на кисень та ртуть. На цьому прикладі бачимо, що ентропійний фактор (DS298 = -240,2 Дж/(моль×К) < 0) не сприяє самодовільному протіканню реакції при високих температурах у прямому напрямку. (відповідь – реакція в інтервалі температури до 775 К буде протікати самодовільно, а при температурі вищій від 775 К (502 o C) самодовільно протікати не буде) Таку саму задачу можна розв’язати простіше, але й з ще більшою похибкою, припустивши, що DCp = 0.Тоді за рівнянням Гіббса DGТ = DH298 – ТDS298 можна розрахувати температуру, при якій DGТ = 0, а вище від якої DGТ >0. Тоді 0 = DH298 – ТDS298 = -150200 – Т(-240,2). Знайдене таким чином значення температури Т = 150200/240,2 = 625 K = 352 o C аж на 150 К відрізняється від попереднього результату. Хімічна рівновага Задача N39. Як відносяться між собою швидкість прямої ( v пр ) та швидкість зворотної( v зв ) реакцій в стані рівноваги (відповідь- v пр = v зв ) Подібна задача. Дати визначення та схематично пояснити стан хімічної рівноваги. Хімічна рівновага -це такий стан системи, коли швидкість прямої реакції (v пр )дорівнює швидкості зворотної (v зв )реакції. Хай протікає деяка хімічна реакція aA + bB = eE + fF Спочатку, а саме, коли ще реакція не почалась, концентрації вихідних речовин А (СА ) та В (СВ ) будуть великими, а концентрації продуктів реакції Е (СE ) та F (СF ) - дорівнювати нулеві.Швидкості прямої та зворотної реакцій можна виразити, використавши закон діючих мас, так: v пр = K1 С a А С b В ; v зв = K2 С e E С f F , де K1 та K2 - константи швидкості прямої та зворотної реакцій, відповідно. Звідси виходить, що на початку реакції швидкість прямої реакції буде мати якесь певне значення, відмінне від нуля, а швидкість зворотної реакції буде дорівнювати нулеві, бо концентрації речовин Е та F при цьому дорівнюють нулеві. З часом швидкість прямої реакції буде зменшуватись, бо зменшуються з протіканням реакції концентрації речовин А та В. Швидкість зворотної реакції зростає, тому що будуть збільшуватись концентрації Е та F. Стан рівноваги досягається тоді, коли швидкості прямої та зворотної реакцій стануть рівними. Зверніть увагу на те, що в стані рівноваги швидкості прямої та зворотної реакції не дорівнюють нулеві, це, так званий, динамічний стан рівноваги. Певному стану рівноваги відповідає певне співвідношення концентрацій вихідних речовин та продуктів реакції. Зміна будь-яких факторів, наприклад, температури або тиску, миттєво впливає на стан рівноваги і призводить з часом до якогось іншого співвідношення концентрацій вихідних речовин та продуктів реакції. Потрібно також пам’ятати, що тривалість досягнення стану рівноваги в різних хімічних реакціях може значно відрізнятись. Є такі хімічні реакції, в яких рівновага наступає миттєво, а є й такі, що прямують до цього стану мільйони років. Методи термодинаміки не дають можливості розрахувати час, що потрібний для досягнення системою стану рівноваги, але вони дозволяють знайти те місце, яке займе система в стані рівноваги на шляху від початкового до кінцевого стану, тобто знайти рівноважні концентрації її вихідних речовин та продуктів у стані рівноваги. За допомогою термодинаміки є можливість розрахувати ступінь перетворення вихідних речовин у продукти реакції за певних умов або розрахувати константи рівноваги Кр чи Кс. (відповідь - див. вищевикладений текст) Задача N40. В якому напрямку буде зміщуватись рівновага реакції S(кр) + O2(г) = SO2(г) зі збільшенням температури та тиску ? ( відповідь – з підвищенням температури - ліворуч, а тиск не буде впливати на стан рівноваги) Подібна задача. Як впливає температура та тиск на рівновагу реакції N2 + 3H2 = 2NH3 ? Вплив температури та тиску на рівновагу в хімічних системах визначає принцип Ле-Шательє, який можна сформулювати так.Якщо на систему, яка перебуває в стані рівноваги, подіяти будь - яким фактором (змінити температуру або тиск), то рівновага в системі зміниться таким чином, що дія цього фактора зменшиться. Для визначення впливу температури на стан рівноваги потрібно розрахувати зміну ентальпії в результаті реакції, тобто визначити екзо- чи ендотермічна ця реакція. Розрахунок (подібна задача N12) дає результат: DH298 = - 91,9 кДж/моль,тобто ця реакція екзотермічна при протіканні її праворуч та ендотермічна - ліворуч. З підвищенням температури рівновага в системі зміститься ліворуч, у бік ендотермічної реакції, і таким чином частина підведеної теплоти поглинеться, що буде протидіяти зростанню температури в системі. Зменшення температури (охолодження) компонентів реакції призведе до зміщення рівноваги праворуч, тобто до зростання рівноважної концентрації аміаку. Вплив підвищення температури на стан рівноваги в ендотермічних реакціях (DH298 > 0) буде протилежним.Зі збільшенням загального тиску в системі рівновага буде зміщуватись у той бік, де менше кількість молів газу, що буде сприяти йього зниженню в системі, тому що чим менше кількість молів газу в одиниці об’єму, тим менше тиск. У нашому випадку ліворуч 3 молі газу, а праворуч 2 (Dn = 2 – 3 = -1), тому підвищення загального тиску призведе до зміщення рівноваги праворуч, тобто до збільшення концентрації (парціального тиску) аміаку в цій газовій суміші. Для реакцій, в яких Dn > 0, збільшення тиску буде сприяти зміщенню рівноваги ліворуч, а при Dn = 0 він не буде впливати на стан рівноваги реакції. Принцип Ле-Шательє дає змогу якісно оцінити, яким чином впливає на стан рівноваги температура та тиск, тобто прогнозувати, за яких умов можна досягнути максимального виходу продуктів хімічної реакції. Так, наприклад, для досягнення високого виходу аміаку його синтез з водню та азоту слід проводити за умови великого тиску та низької температури. (відповідь – підвищення температури зміщує рівновагу реакції ліворуч, а підвищення тиску - праворуч) Задача N41. В якому напрямку буде зміщуватись рівновага реакції, для якої D H298 = D U298 < 0, зі зменшенням температури та тиску ? ( відповідь – зі зменшенням температури - праворуч, а тиск не буде впливати на стан рівноваги) Подібна задача. Дів задачу N40. Задача N42. В якому напрямку буде зміщуватись рівновага реакції Fe2 O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 , якщо до системи додати один з компонентів реакції ? (відповідь – додавання Fe2 O3 та Fe не буде впливати на стан рівноваги, додавання CO буде сприяти зміщенню рівноваги в системі праворуч, а додавання CO2 - ліворуч) Подібна задача. Як буде впливати на стан рівноваги добавлення або відведення окремих компонентів у системі CaCO3(кр) = CaO(кр) + CO2(г) ? Уявимо, що ця система знаходиться в циліндрі з поршнем при незмінній температурі. Якщо натиснути на поршень, то це призведе до зменшення об’єму і збільшення тиску в системі, на що вона відреагує початком зворотної реакції утворення CaCO3 з CaO та CO2 . У результаті цієї реакції кількість молів газоподібного CO2 буде зменшуватись, і тиск в системі також зменшиться. Процес буде продовжуватись до досягнення системою стану рівноваги, тобто до досягнення початкового тиску в системі, який повністю обумовлений тиском CO2 , тому що це єдиний газ у системі, і загальний тиск у ній буде рівним парціальному тиску CO2 . Якщо замість натиснення на поршень збільшити тиск у системі доданням CO2 з якоїсь іншої ємності, то реакція системи буде такою ж. Один моль газу займає об’єм приблизно в 1000 разів більший, ніж речовина в конденсованому (рідкому або кристалічному) стані, а тому додання до системи або утворення в результаті реакції в системі речовин у рідкому або кристалічному стані мало змінює об’єм системи і практично не впливає на стан рівноваги. (відповідь – додання або відведення CO2 буде впливати на стан рівноваги цієї системи, а зміна кількості молів кристалічних CaCO3 та CaO не буде впливати на стан рівноваги в системі) Задача N43. Які значення змін ізобарного та ізохорного потенціалів свідчать про те, що закрита система досягла стану рівноваги ? (відповідь – при р = const D G = 0 , а при v = const D F= 0) Подібна задача.Які умови повинні виконуватись для установлення стану рівноваги в закритих системах? Як було зазначено вище, принцип Ле-Шателье лиш якісно описує стан хімічної рівноваги, а для її кількісного опису потрібно вивчити низку важливих закономірностей та понять. Стан рівноваги в будь-яких системах, зокрема і хімічних, описують рівняння Гіббса-Гельмгольця. Ці рівняння є основою багатьох теоретичних викладок, що відносяться до стану рівноваги. Одне з них має вигляд dF = -SdT – pdV. Прокоментувати це рівняння стисло можна так: якщо в закритій системі v = const та Т = const (dV=0 та dT=0), то ніякі процеси в ній не можливі (dF = 0). Із цього рівняння також витікає, що самодовільний ізотермічний процес при постійному об’ємі протікає в напрямку зменшення ізохорного потенціалу. Система досягає стану рівноваги при якомусь мінімально можливому значенні ізохорного потенціалу (F). Умовою рівноваги є dF = 0. Самодовільні ізотермічні процеси при постійному тиску протікають у напрямку зменшення ізобарного потенціалу системи (G), що описує інше рівняння Гіббса-ГельмгольцяdG = -SdT + vdP. Воно також свідчить про те, що при Р = const та Т = const (dР=0 та dT=0) закрита система знаходиться в стані рівноваги (dG=0). (Відповідь - незмінність об’єму, тиску і температури) Задача N44. Чи завжди система, прямуючи до стану рівноваги, обов ’ язково досягає кінцевого стану ? (відповідь – ні, система може досягти стану рівноваги на шляху від початкового до кінцевого стану в деякому проміжному стані, якому відповідає нульове значення зміни ізобарного потенціалу ( D G = 0 )) Подібна задача.Які варіанти прямування систем до стану рівноваги можливі? Термодинаміка завжди оперує поняттями початковій (1) та кінцевий (2) стан системи, позначимо значення ізобарних потенціалів у цих станах системи через G1 та G2 , відповідно. Розглянемо схематично три можливих варіанти прямування систем до стану рівноваги. Перший варіант. Ізобарний потенціал стану 1 G більше ізобарного потенціалу стану 2 (G1 > G2 ), тоді G2 - G1 = DG < 0 - система самодовільно G1 буде прямувати до стану 2.Якщо це відноситься до хімічних реакцій (систем), то висловлюються так – реакція протікає до кінця або рівновага реакції зміщена праворуч. G2 Стан 1 Стан 2 Другий варіант. Ізобарний потенціал стану 1 менше G G2 ізобарного потенціалу стану 2 (G1 < G2 ), тоді G2 - G1 = DG > 0 - система самодовільно не буде прямувати до стану 2. Відносно хімічних реакцій висловлюються так – реакція не протікає, або реакція термодинамічно не можлива, або рівновага реакції G1 повністю зміщена ліворуч. Стан 1 Стан 2 Третій варіант. На шляху переходу системи з G стану 1 в стан 2 є мінімум ізобарного потенціалу, який знаходиться десь на його середині. Система G1 G2 буде прямувати якраз до цього проміжного стану і, досягнувши його, буде перебувати в стані рівноваги. Відносно хімічних реакцій часто кажуть - реакція прямує до стану рівноваги, маючи на увазі, що реакція не протікає до кінця. Стан 1 Стан 2 Задача N45. Чому дорівнює стандартний хімічний потенціал чистої речовини ? (відповідь – стандартний хімічний потенціал чистої речовини дорівнює стандартному ізобарному потенціалу цієї речовини) Подібна задача. Який фізичний зміст поняття хімічний потенціал і які задачі розв’язуються за допомогою цієї термодинамічної функції? Ця термодинамічна функція потрібна для того, щоб з’явилась можливість термодинамічного опису не тільки ізольованих та закритих систем, але і систем відкритих. За допомогою цієї функції є можливість урахувати обмін системи масою (речовинами) з навколишнім середовищем. Хімічний потенціал – це термодинамічна функція, яка ураховує зміну ізобарного потенціалу системи при доданні до неї одного молю якогось із компонентів системи при р = const, Т = const та незмінності кількості молів всіх інших компонентів системи. У підручниках він часто позначається буквоюm . За визначенням ,хімічний потенціал i-го компонента системи можна записати у вигляді рівняння mi = (dG/dni )P,T , n1 ,n2 ,….ni-1, де G – ізобарний потенціал системі, n i - кількість молів i-го компонента. Стандартний хімічний потенціал чистої речовини (mо i ) дорівнює стандартному ізобарному потенціалу цієї речовини (GO i). Значення хімічного потенціалу практично ніколи не розраховують, ця термодинамічна функція як проміжна використовується в різноманітних теоретичних міркуваннях для опису відкритих систем. Задача N46. Яка ознака стану рівноваги у відкритій системі ? ( відповідь - dp = dT = dn =0) Подібна задача. Які ознаки рівноваги в ізольованих, закритих та відкритих системах? Для ізольованих систем ознакою рівноваги є незмінність ентропії (dS =0). Для закритих систем при Р=const, як вже було обмірковано в задачі N 35, ознакою рівноваги є незмінність температури (Т = const), DG = 0 .Для відкритих систем при р= const з теорії витікає рівняння умови рівновагиdG = -SdT + Vdp + Smi dni = 0. Це розуміємо так, що для відкритих систем, крім сталої температури (dТ = 0) та тиску (dp = 0), потрібна незмінність кількості молів всіх компонентів системи (dni = 0), і тільки тоді система досягне стану рівноваги. (відповідь – для ізольованих – dS =0; для закритих – dp =dT = 0; для відкритих - dp = dT = dn = 0) Задача N47. Яка розмірність константи рівноваги для реакції CaCO3(кр) = CaO(кр) + CO2(г) в СІ (система інтернаціональна) ? ( відповідь - [ Па ] ) Подібна задача. Який фізичний зміст константи рівноваги хімічних реакцій? Хімічна рівновага - це такий стан системи, коли швидкість прямої реакції (v пр )дорівнює швидкості зворотної (v зв )реакції. Пояснимо це на прикладі деякої хімічної реакції aA + bB = eE + fF Швидкості прямої та зворотної реакцій, використавши закон діючих мас, можна виразити так v пр = K1 С a А С b В ; v зв = K2 С e E С f F , де K1 та K2 - константи швидкості прямої та зворотної реакцій, відповідно, СА ; СВ ; СE та СF - концентрації речовин A;B;E таF, відповідно. У стані рівноваги v пр = v зв , тоді можна записатиK1 С a А С b В = K2 С e E С f F , звідки випливає, що K1 / K2 = ( С e E С f F )/( С a А С b В ) = Kс. Величину Kс називають константою рівноваги, що виражена через рівноважні концентрації , вона являє собою відношення констант швидкості прямої (K1 ) та зворотної (K2 ) реакцій. Фізичний зміст K1 та K2 детальніше пояснимо в розділі “Хімічна кінетика”, а якщо стисло, то це коефіцієнти пропорційності в рівнянні закону діючих мас. Індекс с біля константи рівноваги означає, що константа виражена через рівноважні концентрації речовин. За аналогією можна одержати вираз константи рівноваги, що виражена через рівноважні парціальні тиски компонентів реакції , яку позначають літерою Kр. Kр = K1 / K2 = ( Р e E Р f F )/( Р a А Р b В ). Потрібно особливо підкреслити, що у вираз константи рівноваги Kр не входять парціальні тиски рідин та кристалічних речовин, а тільки - газоподібних речовин. Наприклад, напишемо вираз для константи рівноваги реакції H2( г ) + J2(кр) = 2HJ(г) :Kр = P 2 HJ /P H2 = Па 2 /Па = Па; її розмірність – [Па] , або [атм] , якщо рівноважні парціальні тиски виражати в атм.(відповідь – константа рівноваги являє собою відношення констант швидкості прямої та зворотної реакцій і визначається через значення рівноважних концентрацій(Кс) або рівноважних парціальних тисків компонентів реакції (Кр)) Задача N48. Чи будуть рівними константи рівноваги Kр та Kс для реакції N2 + 2O2 = 2NO2 ? ( відповідь – ні, Kр < Kс) Подібна задача.Який зв’язок між константами рівноваги хімічних реакцій, що виражені через рівноважні парціальні тиски (Kр ), та констант рівноваги, що виражені через рівноважні концентрації (Kс )? Із задачі N47 витікає , щоKр = ( Р e E Р f F )/( Р a А Р b В ), а Kс = ( С e E С f F )/( С a А С b В ). Із рівняння Менделеєва-Клапейрона pV = nRT витікає, що р= n/V(RT) = cRT, деc – концентрація (кількість молів газу в одиниці об’єму). Замінимо р на с у виразі для Kр і одержимо Kр = ( Р e E Р f F )/( Р a А Р b В ) = ( С e E С f F )/( С a А С b В ) (RT) (e+ f – a - b) = Kс (RT) D n , деD n - зміна кількості молів газоподібних речовин у результаті реакції. (відповідь – цей зв’язок ілюструє рівняння Kр = Kс (RT) D n ) Задача N49. Написати рівняння зв’язку між зміною ізобарного потенціалу в результаті хімічної реакції ( D G ) та константою рівноваги цієї реакції ( Kp ). ( відповідь - D G = - RT lnKp) Подібна задача.Як термодинамічним шляхом розрахувати константу рівноваги? Константа рівноваги за фізичним змістом являє собою відношення констант швидкостей прямої та зворотної реакцій (див. задачу N47). Вище визначили, а тепер розглянемо інші аспекти поняття - константа рівноваги. Візьмемо якийсь простий схематичний приклад, в якому з газу А утворюється газ В, що можна записати у вигляді хімічного рівняння А(г) = В(г) . Запишемо константу рівноваги Кр через рівноважні парціальні тиски газів А (РА ) та В (РВ ): Кр = РВ / РА . Тим часом відзначимо, що для цього простого прикладу, який розглядається, загальний тиск (Р) у системі за будь-яких умов буде дорівнювати сумі парціальних тисків газів А та В, тому що з одного молю газоподібної вихідної речовини А утворюється один моль продукту реакції – газоподібної речовини В. Припустимо, що початковий парціальний тиск газу А дорівнював 1 атм і реакція пройшла повністю,тобто весь газ А перетворився в В. Тоді рівноважний парціальний тиск Рв = 1 атм, а рівноважний парціальний тиск РА = 0 атм. Вираз константи рівноваги для цього випадку потрібно записати Кр = 1/0, що з погляду математики не допустимо. Напевно, дуже мала, але якась кількість газу А в суміші залишилась (РА 0), тому константа рівноваги буде мати занадто велике значення, але < . Якщо реакція взагалі не протікає, то РА = 1атм, а РВ = 0 атм, тоді константа рівноваги Кр = 0/1 = 0, що також мало імовірно. Тому константа рівноваги може мати значення: 0 < Кр < . Припустимо, що значення константи рівноваги в нашому випадку буде, рівне наприклад, 1. Це означає, що 50% газу А перетворилось у газ В в стані рівноваги (РВ = 0,5 атм та РА = 0,5 атм), тобто константа рівноваги дає інформацію про те, який відрізок на шляху від початкового до кінцевого стану пройшла система, досягнувши стану рівноваги. Інакше кажучи, константа рівноваги дає кількісну характеристику ступеня перетворення початкових речовин у кінцеві в стані рівноваги. Це типова задача, яка розв’язується на практиці найчастіше. Забігаючи трохи вперед, зауважимо, що термодинамічним шляхом можливо розрахувати константу рівноваги при будь-якій температурі, а це дає можливість теоретичного прогнозу та розрахунку ступеню перетворення початкових речовин в ті чи інші продукти за тих чи інших умов. Можливість такого теоретичного розрахунку константи рівноваги хімічної реакції (Кр) через зміну ізобарного потенціалу в результаті хімічної реакції (DG) дає рівняння ізотерми . Розглянемо рівняння ізотерми дещо в спрощеному виглядібез виводу, але зауважимо, що для його теоретичного обгрунтування використовуються такі поняття, як термодинамічні потенціали, рівняння Гіббса-Гельмгольця і хімічний потенціал. Найбільш прийнятною формою рівняння ізотерми для задач, які розв’язуються в цьому скороченому курсі, є рівняння вигляду D GT = - RT ln KpT . Індекс Т біля Kp та DG означає, що можна розрахувати константу рівноваги хімічної реакції при будь-якій температурі (Кр,т) за зміною ізобарного потенціалу в результаті хімічної реакції при тій самій температурі (DGТ ). Методика розрахункуDGТ розглядалась у задачі N38. (відповідь – за допомогою рівняння ізотерми) Задача N50. Розрахувати константу рівноваги реакції N2 +3H2 = 2NH3 за ст. ум. (відповідь – 6,03 × 105 атм-2 ) Подібна задача.Чи залежать значення і розмірність константи рівноваги хімічних реакцій від вигляду рівняння, що описує цей процес? Залежать, тому що розмірність визначається значенням і знаком Dn, а значення константи залежить від величини і знаку DG. І взагалі, значення і розмірність константи рівноваги завжди наводяться в технічній літературі тільки поряд з рівнянням реакції, до якої константа відноситься. Це добре ілюструють такі два приклади. Перший приклад : 2SO2 + O2 = 2SO3 D n = 2 – (2 + 1) = -1 [Kp] = атм -1 Kр = P 2 SO3 / (P2 SO2 P O2 ) = атм 2 / (атм2 × атм) = атм-1 ; D G хр298 = 2 D G o SO3 -(2 D G o SO2 +D G o O2 )=2(-371,17)–(2(-300,21)+0,0) = =- 141,92 кДж / моль ; ln Kp 298 = - D G 298 / RT = = -(-141920)/ (8,31× 298); Kp 298 = 7,75× 1024 атм-1 ; Другий приклад : SO2 + 0,5 O2 = SO3 , D n = 1 – (1 + 0,5) = -0,5 [Kp] = атм - 0,5 Kр = P SO3 / (P SO2