We are searching data for your request:
Upon completion, a link will appear to access the found materials.
V predchádzajúcej časti sme začali s popisom chemickej rovnováhy v kontexte forwardových a reverzných sadzieb. Boli prezentované tri kľúčové myšlienky:
1. V rovnováhe sa koncentrácie reaktantov a produktov pri reverzibilnej reakcii nemenia na čas.
2. Reverzibilná reakcia v rovnováhe nie je statická – reaktanty a produkty sa v rovnováhe naďalej vzájomne premieňajú, ale rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké.
3. NECHCELI sme spadnúť do bežnej študentskej pasce predpokladajúcej, že chemická rovnováha znamená, že koncentrácie reaktantov a produktov sú v rovnováhe rovnaké.
Tu rozširujeme našu diskusiu a dávame koncept rovnováhy do kontextu voľnej energie, pričom posilňujeme aj cvičenie energetického príbehu zvažovania stavov „Pred/Začiatok“ a „Po/Koniec“ reakcie (vrátane prirodzeného plynutia času).
Schéma súradníc reakcie pre generickú exergonickú reverzibilnú reakciu. Rovnice týkajúce sa voľnej energie a rovnovážnej konštanty. R = 8,314 J mol-1 K-1 alebo 0,008314 kJ mol-1 K-1; T je teplota v Kelvinoch.
Autor: Marc T. Facciotti
Vyššie uvedený obrázok ukazuje bežne citovaný vzťah medzi ∆G° a Kekv: ∆G° = -RTlnKekv. Tu G° označuje voľnú energiu za štandardných podmienok (napr. 1 atmosféra tlaku, 298 K). V kontexte energetického príbehu táto rovnica popisuje zmenu voľnej energie reakcie, ktorej počiatočná podmienka je mimo rovnováhy, konkrétne všetka hmota na „začiatku“ je vo forme reaktantov a „koniec“ reakcie je rovnovážny stav. Implicitná je myšlienka, že reakcia môže teoreticky prebiehať do nekonečna, takže bez ohľadu na tvar jej energetického povrchu môže dosiahnuť rovnováhu. Možno uvažovať aj o reakcii, kde je „východiskový“ stav niekde medzi východiskovým stavom nad a rovnováhou a možno, že reakcia nie je v rovnováhe. V tomto prípade je možné skúmať ∆G (nie štandardné podmienky) medzi „stredným“ východiskovým stavom a rovnováhou uvažovaním rovnice ∆G = ∆G° + RTlnQ, kde Q sa nazýva reakčný kvocient. Z hľadiska Bis2a použijeme jednoduchú (trochu neúplnú, ale funkčnú) definíciu pre Q = [Produkty]sv/[Reaktanti]sv pri definovanom nerovnovážnom „štartovacom“ stave st. Rovnicu ∆G = ∆G° + RTlnQ možno preto čítať ako voľnú energiu transformácie, ktorá sa rovná voľnej energii spojenej s rozdielom voľnej energie pre ideálne štandardné podmienky plus príspevok voľnej energie, ktorá predstavuje odchýlku. z „ideálneho“ východiskového stavu reprezentovaného skutočným východiskovým stavom a podmienkami. V oboch prípadoch je „konečnou“ podmienkou stále rovnováha, len meníme východiská. Je možné rozšíriť túto myšlienku a vypočítať rozdiel voľnej energie medzi dvoma nerovnovážnymi stavmi za predpokladu, že sú správne definované, ale to je na vašom inštruktorovi chémie, aby vás obťažoval. Kľúčovým bodom je, že existuje spôsob, ako si predstaviť a vypočítať zmeny voľnej energie medzi špecificky definovanými stavmi a nielen štandardným počiatočným stavom a rovnováhou ako konečným stavom.
Tým sa dostávame k hlavnému súhrnnému bodu. V mnohých knihách o biológii diskusia o rovnováhe zahŕňa diskusiu o rýchlostiach priamej a spätnej reakcie, ale aj vyhlásenie, že ∆G = 0 v rovnováhe. To často mätie niektorých študentov, pretože sa tiež učia, že nenulové ∆G môže byť spojené s reakciou idúcou do rovnováhy. Robíme to vždy, keď uvádzame ∆G reakcie alebo skúmame reakčný súradnicový diagram. Takže študenti majú tendenciu zapamätať si výrok „∆G=0 v rovnováhe“ bez toho, aby si uvedomili, odkiaľ pochádza. Kľúčom k uzavretiu zdanlivého odpojenia pre mnohých je uvedomiť si, že interpretácia niekedy zdanlivo protichodných tvrdení do značnej miery závisí od definície počiatočného a koncového stavu použitého na výpočet ∆G. V prípade hlásenia ∆G pre reakciu bol počiatočný stav opísaný v odsekoch vyššie (jedným z dvoch spôsobov - buď štandardnými podmienkami alebo neštandardným stavom mimo rovnováhy) a konečný stav je o nejaký čas neskôr, keď reakcia dosiahla rovnováhu. Keďže počiatočný a koncový stav sú rôzne, ∆G môže byť nenulové kladné alebo záporné. Naproti tomu tvrdenie, ktoré uzatvára „∆G=0 v rovnováhe“, uvažuje iný východiskový stav. V tomto prípade je východiskovým stavom systém už v rovnováhe. Koncový stav sa považuje za neskorší, ale stále v rovnováhe. Keďže počiatočný a koncový stav sú zdanlivo rovnaké, ∆G = 0.
AP Chémia Spontánnosť, entropia a voľná energia, časť II
Aby bolo možné určiť, či proces bude spontánny, musí sa vziať do úvahy entropia systému aj okolia. Entropia systému je zvyčajne pevné množstvo a možno ju vyhľadať v termodynamických tabuľkách, takže ΔS cez reakciu možno nájsť odčítaním entropie reaktantov od entropie produktov. Endotermické procesy majú negatívnu entropiu, pretože teplo opúšťa okolie a vstupuje do systému. Exotermické procesy majú pozitívnu entropiu, pretože zvyšujú entropiu okolia. Veľkosť ΔS závisí od teploty (-ΔH/absolútna teplota v Kelvinoch). Táto prednáška vysvetľuje odvodenie tejto rovnice, ako aj predstavenie Gibbsovej voľnej energie (ΔG=ΔH-TAS).
AP Chemistry PowerPoint: Termochémia, termodynamika a Gibbsova voľná energia
Táto 76-snímková prezentácia v PowerPointe podrobne pokrýva všetky nasledujúce AP chemické koncepty v termodynamike:
- Definícia termochémie
- Exotermické verzus endotermické reakcie
- Stechiometria s entalpiou vrátane problémových výpočtov
- Výpočet delta H pomocou kalorimetrie vrátane výpočtu problému
- Použitie formačných teplôt na určenie delta H
- Definícia entropie a jej konceptuálne príklady
- Výpočet delta G vzhľadom na delta H a delta S
- Predpovedanie spontánnosti reakcie
- Výpočet delta G vzhľadom na Gibbsove voľné energie formovania
- Predpovedanie teplôt, keď sa reakcia posunie zo spontánnej na nespontánnu
- Vzťah Gibbsovej voľnej energie k rovnovážnej konštante
- Výpočet delta G vzhľadom na rovnovážnu konštantu
- Výpočet nových hodnôt pre delta G za nerovnovážnych podmienok alebo Q
Zahŕňa vzorové problémy AP v rámci prezentácie PowerPoint vypracované do detailov!
Chemická rovnováha po hodnotení, časť 2 #29
Príspevok od Kelly Kiremidjian 1C » Pia 24. novembra 2017 22:00
Môže niekto vysvetliť #29 z hodnotenia chemickej rovnováhy časť 2 po hodnotení? Tu to je
29. Výskumník naplní 1,00 l reakčnú nádobu 1,84 x 10-4 mol plynného BrCl a zahreje ju na 500 K. V rovnováhe zostáva len 18,3 % plynného BrCl. Vypočítajte rovnovážnu konštantu za predpokladu, že prebieha nasledujúca reakcia.
2BrCl(g) ⇌Br2 (g) + Cl2(g)
Re: Chemická rovnováha po hodnotení, časť 2 #29
Príspevok od Ammar Amjad 1L » so 25. novembra 2017 22:51
ahoj
Takže v tomto probléme máte uvedenú počiatočnú koncentráciu BrCl, 1,84 x 10-4 mol/l. Otázka vám tiež hovorí, že v rovnováhe je molárna koncentrácia 18,3 % počiatočnej koncentrácie, čo by bolo 1,84x10^-4 mol/l krát 0,183, čo vám dáva 3,36x10^-5. Teraz, keď máte počiatočnú a rovnovážnu koncentráciu BrCl, nastavte tabuľku ICE a vyriešite pre X, aby ste našli rovnovážnu konštantu.
2BrCl(g) ⇌Br2 (g) + Cl2(g)
1,84 x 10^-4 0 0
-2x +x +x
3,36 x 10^-5 x x
Potom môžete nájsť hodnotu x, aby ste našli rovnovážnu konštantu. X = 7,52 x 10^-5.
Odtiaľ môžete vložiť hodnoty a skončíte s konečnou odpoveďou ako C.
Gibbs Voľná Energia a Keq
Pamätajte si z nášho pohľadu na gibbsovu voľnú energiu, že ak je uprednostňovaná tvorba produktov, potom je dg záporná. Výpočet k, keď poznáte štandardnú voľnú energiu reakcie.
Výpočty voľnej energie a základu Keq Ck 12
Rozumiem zdôvodneniu deltah 0 deltas 0 a deltag0, ale nerozumiem, ako môžete určiť, že keq je 1.
Gibbs voľná energia a keq. Interakcia medzi dvoma podjednotkami proteínu bola stanovená tak, že má delta g 5705 kjmol. 071 voľná energia a rovnovážna konštanta v tomto videu paul andersen vysvetľuje, ako môže byť termodynamické a rovnovážne uvažovanie spojené prostredníctvom zmeny. To znamená, že rovnovážna konštanta pre transesterifikáciu je približne 1.
Gibbsova voľná energia na výpočet keq. Ak vyhľadáte alebo vypočítate hodnotu štandardnej voľnej energie reakcie, skončíte s jednotkami kj mol 1, ale ak sa pozriete na jednotky na pravej strane rovnice, zahŕňajú j nie kj. Gibbsova voľná energia a chemická rovnováha r ako predpovedať chemické reakcie bez experimentov ocn 623 čítanie chemickej oceánografie.
Vzťah medzi štandardnou gibbsovou zmenou voľnej energie a rovnovážnou konštantou k. Výpočet k, keď poznáte štandardnú voľnú energiu reakcie. Aký je keq pre reakciu pri 25 stupňoch Celzia.
To znamená, že zmena voľnej energie pre transesterifikáciu je okolo 0. Výpočet rovnovážnej konštanty zo zmeny voľnej energie. Na druhej strane, ak je reakcia v rovnováhe, keď stále zostáva viac reaktantov ako produktov ležiacich naľavo, potom koncentrácie aab budú vždy väčšie ako koncentrácie c a d.
Prvá polovica kapitoly 3 snoeyink a jenkins 1980. Preskupenie dáva túto rovnicu. Ad a ae sú energia a entropia tela v jeho počiatočnom stave ab a ac jeho dostupná energia gibbs voľná energia a jeho kapacita entropie množstvo, o ktoré môže byť entropia tela zvýšená bez zmeny energie tela alebo zvýšenia jeho objem resp.
Vzťah medzi štandardnou gibbsovou zmenou voľnej energie a rovnovážnou konštantou k. Svoju štandardnú hodnotu voľnej energie musíte previesť na jouly vynásobením hodnoty kj číslom 1000. Ak vieme, že štandardná zmena stavu voľnej energie ide o chemický proces pri určitej teplote t, môžeme vypočítať rovnovážnu konštantu pre proces pri tejto teplote pomocou vzťah medzi go a k.
Gibbsova voľná energia g je definovaná ako. Gibbsova voľná energia je mierou potenciálu pre reverzibilnú alebo maximálnu prácu, ktorú môže systém vykonať pri konštantnej teplote a tlaku. Ide o termodynamickú vlastnosť, ktorú v roku 1876 definoval Josiah Willard Gibbs, aby predpovedal, či proces nastane spontánne pri konštantnej teplote a tlaku.
Výpočty voľnej energie a Keq Video Chémia
Gibbs Voľná energia Gibbs Voľná energia G je mierou
Získavanie Gibbsovej energie ako funkcie teploty
Riešenie problémov pomocou vzťahu Dg Nfe Cell Rt Ln Keq
Entropia a voľná energia Kotz Ch 20 Prednáška 2 Ppt
19 7 Voľná energia a rovnovážna konštanta
Výpočet Keq z voľnej energie
Vyriešené A If The Difference in the Gibbs Free Energy Ag I
Katedra chémie a biochémie Chem 4520
Gibbsove energetické a reakčné diagramy Chemická kinetika
Vyriešené 5 Uvažujme o reakcii 2 No2 G N2o4 G A
Iran University of Science Technology Ppt Stiahnuť
Gibbs Tréning termochémie voľnej energie Mcat General
Katedra chémie a biochémie Chem 4520
Voľná energia formácie Keq Študentská izba
Ppt Gibbs Free Energy G Powerpoint Prezentácia zadarmo
Štandardná zmena voľnej energie a rovnovážna konštanta
Chemická rovnováha časť 2 Libretexty Gibbsovej energetickej biológie
Vyriešené Uvažujme o reakcii 2 Nie 2 G N 2o 4 G A Usin
Life Sciences 1a Integrovaný úvod do Life Sciences
Entropia a chémia voľnej energie pre ostatných
Vzťah medzi voľnou energiou a rovnováhou
Zhrnutie kapitoly 18 Termodynamika
Ako vypočítať Keq z Delta G
Ako interpretovať termodynamiku organických reakcií
Kapitola 17 Lekcia 2 Voľná energia a termodynamika Ppt
Capitulo 3 Del Libro Termodinamica
Vyriešené po výpočte Keq a jeho zapojení do Gib
Prednáška 22. po 30. okt Profesor Alex Brown Chem371 Studocu
6 Termochémia Gibbsova entalpia voľnej energie
Vzťah medzi E Cell Keq a Gibbs Free Energy
Prednáška 21 Pia 27. okt Profesor Alex Brown Chem371 Studocu
Termodynamika Vid 3 Gibbs Rovnováha voľnej energie Keq
Pdf Bis 102q Modul 2 Gibbs Voľná energia Khan Xhan
Dipólové momenty D Rovnovážne konštanty Keq And The
Ako čiastočný tlak ovplyvňuje Gibbsovu voľnú energiu Socratic
Mcat Všeobecná chémia Kapitola 6 Rovnovážne kartičky
Ppt Bio 209 2. týždeň Termodynamika pre enzymológiu
Výpočty voľnej energie a Keq Prečítajte si chémiu
Vzťah medzi voľnou energiou a rovnováhou
Termodynamický rad reakcií odhadujúcich mol
Vyriešené A If The Difference in the Gibbs Free Energy Ag I
Chem II Gibbs Voľná energia a chemická rovnováha Ppt
Gibb S Voľná energia a povaha chemických reakcií
Odpovedal A, ktorá hodnota zodpovedá A Bartleby
Cheat Sheet pre chemickú rovnováhu
Heyunrei vypočítava Keq pre aktiváciu reverznej reakcie
Life Sciences 1a Integrovaný úvod do Life Sciences
Liu3304 jeseň 2018 prednáška 2 Pdf Gibbs Free Energy G The
Icp Enzymes And Energu Review Tutorial M1c122233 Gcu
16 4 Chémia voľnej energie
Ppt Gibbs Free Energy Change Powerpoint Prezentácia zadarmo
Vyhodnotenie termochémie reakcie pomocou vypočítaného Dft
6 6 Diagramy súradníc reakcií Libretexty chémie
Štúdium organickej reakcie Ako vieme, či ide o reakciu
Opis rýchlostí reakčných rovnováh a energetických zmien
Kapitola 19 Chemická termodynamika Ppt Download
Vyriešené pomocou štandardných Gibbsových voľných energií formovania
Odpovedal 23 Dôležitým krokom v glykolýze je Bartleby
Biochemické hodnotenie Termodynamika väzbových reakcií
Kvíz 10 Chémia 152 s cnosťou na Rio Salado College
Log rovnovážnej konštanty ako funkcia 1
01 146 295 Poznámky z prednášky jeseň 2016 Prednáška 4 Gibbs zadarmo
Fyzikálna chémia polymérov Ppt
Gibbs Free Energy Úvod Video Khan Academy
Mcat Všeobecná chémia Kapitola 7 Termochémia
Konštantná rovnováha Wikipedia
Vypočítajte štandardnú voľnú energiu tvorby oxidu ortuťového II pri 298 K vzhľadom na údaje nižšie A 58 5 Kj Mol 1 B 117 1 Kj Mol 1 C 58 5 Kj Mol 1 D 123 1 Kj Mol 1 E 117 1 Kj
Ch03 Doc Gibbs Termodynamika voľnej energie
56 Delta G Formation Formula G Delta Formula Formation
Capitulo 3 Del Libro Termodinamica
Life Sciences 1a Integrovaný úvod do Life Sciences
Kvíz 10 Chémia 152 s cnosťou na Rio Salado College
Korelácia medzi rovnovážnou konštantou a delta G
Bezplatný výpočet energie v simulácii Md Pdf na stiahnutie zadarmo
Termodynamická geochémia I Poznámky k prednáške Docsity
Vypočítajte rovnovážnu konštantu K pre reakciu pri 298 K N2o4 G 2 No2 G
Rovnovážna konštantná definícia a biológia výrazu
Ppt Thermodynamics Powerpoint Prezentácia na stiahnutie zadarmo
Gibbs Free Energy Uc Davis
Vyhodnotenie termochémie reakcie pomocou vypočítaného Dft
Libretexty voľnej energie a rovnovážnej chémie
Gibbs Voľná Energia G Pozri Strany 13 15 Horton Determine The
38 Termodynamika Rovnováha voľnej energie
Gibbs Rovnováha voľnej energie Konštantná Kc Spontánna
Vyriešený výpočet skutočnej zmeny voľnej energie Dg od
Bioenergetika Biol230w Fall09 Sútok
Krok 1: Skombinujte a vyvážte dve polovičné reakcie.
Oxidačná polovičná reakcia produkuje 2 elektróny a redukčná polovičná reakcia potrebuje 6 elektrónov. Na vyrovnanie náboja sa musí oxidačná reakcia vynásobiť faktorom 3.
3 SO2(g) + 6H20 (ℓ) → 3 SO4 - (aq) + 12H + (aq) + 6e -
+ Kr2O7 2- (aq) + 14H + (aq) + 6e - → 2 Cr3+ (aq) + 7 H2O (ℓ)
3 SO2(g) + Cr2O7 2-(aq) + 2H+ (aq) -> 3SO4 - (aq) + 2Cr3+ (aq) + H2O (ℓ)
Vyrovnaním rovnice teraz poznáme celkový počet elektrónov vymenených v reakcii. Táto reakcia vymenila šesť elektrónov.
Krok 2: Vypočítajte potenciál bunky.
Tento príklad EMF elektrochemického článku ukazuje, ako vypočítať potenciál článku zo štandardných redukčných potenciálov.**
E°bunka = E°vôl + E°červená
E°bunka = -0,20 V + 1,33 V
E°bunka = +1,13 V
Krok 3: Nájdite rovnovážnu konštantu K.
Keď je reakcia v rovnováhe, zmena voľnej energie sa rovná nule.
Zmena voľnej energie elektrochemického článku súvisí s bunkovým potenciálom rovnice:
AG = -nFEbunka
kde
ΔG je voľná energia reakcie
n je počet mólov elektrónov vymenených pri reakcii
F je Faradayova konštanta (96484,56 C/mol)
E je bunkový potenciál.
Príklad bunkového potenciálu a voľnej energie ukazuje, ako vypočítať voľnú energiu redoxnej reakcie.
Ak ΔG = 0:, vyriešte pre Ebunka
0 = -nFEbunka
Ebunka = 0 V
To znamená, že v rovnovážnom stave je potenciál bunky nulový. Reakcia postupuje dopredu a dozadu rovnakou rýchlosťou, čo znamená, že nedochádza k čistému toku elektrónov. Bez toku elektrónov neexistuje žiadny prúd a potenciál sa rovná nule.
Teraz je známych dostatok informácií na použitie Nernstovej rovnice na nájdenie rovnovážnej konštanty.
Nernstova rovnica je:
Ebunka = E°bunka - (RT/nF) x log10Q
kde
Ebunka je bunkový potenciál
E°bunka označuje štandardný bunkový potenciál
R je plynová konštanta (8,3145 J/mol·K)
T je absolútna teplota
n je počet mólov elektrónov prenesených reakciou bunky
F je Faradayova konštanta (96484,56 C/mol)
Q je reakčný kvocient
**Príklad Nernstovej rovnice ukazuje, ako použiť Nernstovu rovnicu na výpočet bunkového potenciálu neštandardnej bunky.**
V rovnováhe je reakčný kvocient Q rovnovážnou konštantou K. Z toho vyplýva rovnica:
Ebunka = E°bunka - (RT/nF) x log10K
Zhora vieme nasledovné:
Ebunka = 0 V
E°bunka = +1,13 V
R = 8,3145 J/mol.K
T = 25 & C = 298,15 K
F = 96484,56 C/mol
n = 6 (pri reakcii sa prenesie šesť elektrónov)
Riešenie pre K:
0 = 1,13 V - [(8,3145 J/mol·K x 298,15 K)/(6 x 96484,56 C/mol)]log10K
-1,13 V = - (0,004 V)log10K
log10K = 282,5
K = 10 282,5
K = 10 282,5 = 10 0,5 x 10 282
K = 3,16 x 10 282
odpoveď:
Rovnovážna konštanta redoxnej reakcie bunky je 3,16 x 10282.
Vitajte!
Toto je jeden z viac ako 2 400 kurzov na OCW. Preskúmajte materiály pre tento kurz na stránkach prepojených vľavo.
MIT OpenCourseWare je bezplatná a otvorená publikácia materiálov z tisícov kurzov MIT, ktorá pokrýva celé kurikulum MIT.
Žiadna registrácia ani registrácia. Voľne si prezerajte a používajte materiály OCW vlastným tempom. Neexistuje žiadna registrácia a žiadne dátumy začiatku alebo konca.
Vedomosti sú vašou odmenou. Použite OCW na vedenie svojho vlastného celoživotného vzdelávania alebo na učenie iných. Neponúkame kredit ani certifikáciu na používanie OCW.
Vyrobené na zdieľanie. Stiahnite si súbory na neskôr. Pošlite priateľom a kolegom. Upravte, remixujte a znova použite (len nezabudnite uviesť OCW ako zdroj.)
