Энтальпия (Н) — термодинамическая функция состояния химической системы, отвечающая тепловому (энергетическому) эффекту реакции в этой системе при постоянном давлении.
Энтальпия — энергосодержание — мера энергии, накапливаемой пpи образовании вещества, характеризует термодинамическую устойчивость, прочность вещества и является количественным выражением энергетических свойств соединения. Энтальпия вещества зависит от его состояния и от условий, поэтому все энтальпии образования отнесены к одинаковым состояниям и условиям, которые называются стандартными.
Стандартным состоянием вещества называется такое eго агрегатное состояние, которое устойчиво (т.е. обладает наименьшей энтальпией) при стандартных условиях. Стандартные условия протекания реакции отвечают постоянству термодинамической температуры и давления системы. Стандартное давление в системе 1·10 5 Па. Например, стандартное состояние кислорода — газ 02, воды — жидкая вода, углерода — графит. Переход из стандартного состояния в любое другое сопровождается увеличением энтальпии, т.е. эндотермическим тепловым эффектом.
Энтальпии (теплоты) образования простых веществ в стандартных состояниях и при стандартных условиях приняты равными нулю.
Энтальпией (теплотой) образования сложного вещества из простых веществ называется тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ, находящихся в стандартных состояниях. Ее называют стандартной энтальпией (теплотой) образования и обозначают ?H 0 f.
Изменение энтальпии ?H при переходе системы из состояния исходных веществ Н1 в состояние продуктов реакции Н2 определяется только начальным Н1 и конечным Н2 состояниями системы и не зависит от пути перехода. В реакциях с выделением теплоты (экзотермический эффект) энтальпия системы уменьшается и изменение энтальпии отрицательно (-?Н), т.к. Н2 Н1)и изменение энтальпии системы положительно (+?Н). Значения ?Н мало зависят от температуры, поэтому величину энтальпии реакции определяют в стандартных условиях при Т=298К и называют стандартной энтальпией (тепловым эффектом) химической реакции и обозначают ?Н 0 298 или ?Н 0 r.
Уравнения реакций с указанием значений ?Н 0 r в кДж называют термохимическими, в них число килоджоулей относится к 1 моль исходного или образующегося вещества.
Для вычисления величины стандартной энтальпии (теплового эффекта) реакции ?Н 0 r используют следствие из закона Гесса:
стандартная энтальпия (тепловой эффект) реакции ?Н 0 r равна сумме стандартных энтальпий (теплот) образования продуктов реакции Σ?Н 0 f(прод) за вычетом суммы стандартных энтальпий (теплот) образования исходных веществ Σ?Н 0 f(исх) с учетом стехиометрических количеств всех веществ и их агрегатных состояний:
Например, для реакции
Значения стандартных энтальпий (теплот образования) приведены в таблице (см. приложение, табл.2).
Стандартные энтальпии образования простых веществ, термодинамически более устойчивых полиморфных модификаций или аллотропных форм условно приняты равными нулю:
Определите энтальпию реакции Fe(т) + Cl2(г) = FeCl2(т), зная энтальпии следующих реакций:
Решение: По следствию из закона Гесса:
Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Т.е. термохимические уравнения можно складывать, вычитать и умножать на числовые множители.
∆ Н 0 р = (1)– (2) + 2* (3) + (4) = -88,0 – (-81,7) + 2*(-73,3) + (-184,4) =
Ответ: энтальпия реакции Fe(т) + Cl2(г) = FeCl2(т) равна – 264,0 кДж.
Изменение энтальпии системы не может служить единственным критерием самопроизвольного осуществления химической реакции, поскольку многие эндотермические процессы протекают самопроизвольно.
Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон термодинамики).
Л. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Поскольку число частиц в системе велико (число Авогадро NA = 6,02∙1023), то энтропия пропорциональна натуральному логарифму термодинамической вероятности состояния системы W:
Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж∙моль –1 ∙K –1 . Изменение энтропии в необратимых и обратимых процессах передается соотношениями:
ΔS > Q / T и ΔS = Q / T
Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии) плавления: ΔSпл = ΔHпл/Tпл
Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии:
Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж):
При ΔG 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен.
Расчет энтальпии и энтропии реакции горения ацетилена
Задача 1.
Реакция горения ацетилена протекает по уравнению: С2Н2(г) + 5/2О2(г) = 2СО2(г) + Н2О(ж).
Вычислите изменение энтропии системы в стандартных условиях и объясните причины её уменьшения.
Решение.
Согласно следствию из закона Гесса, изменение энтропии определяется как разность сумм энтропий продуктов и реагентов процесса с учетом стехиометрических коэффициентов реакции. Тогда
∆S 0 х.р. = [2·S 0 обрСО2(г) + S 0 обрН2О(ж)] – [S 0 обрС2Н2(г) + (5/2)·S 0 обрО2(г)].
По табличным данным найдем значения энтропии для требуемых веществ:
S 0 обрСО2(г) = 213,65Дж/моль·К;
S 0 обрН2О(ж) = 69,94Дж/моль·К;
S 0 обрС2Н2(г) = 219,45Дж/моль·К;
S 0 обрО2(г) = 205,03Дж/моль·К.
Подставив эти значения в уравнение изменения энтропии процесса, и произведя расчеты, получим:
∆S0х.р. = (2·213,65 + 69,94 — 219,45 – (5/2)·205,03)Дж/моль·К = -234,79 Дж/моль·К.
Уменьшение энтропии процесса объясняется ростом упорядоченности системы, так как количество вещества газов в продуктах реакции в 2,7 раза меньше, чем в реагентах (5,5/2).
Ответ: ∆S 0 х.р. = -234,79 Дж/моль·К; ∆S 0 х.р
Расчет энтальпии и энтропии реакции разложения нитрата магния
Задача 2.
Реакция разложения магния нитрата по уравнению:2Mg(NO3)2(т) = 2MgO(т) + 4NO2(г) + O2(г) сопровождается увеличением энтропии системы на 891 Дж/К и изменением энтальпии на 510 кДж. Рассчитайте стандартную энтальпию образования и энтропию образования магния нитрата. Определите, какой из факторов – энтальпийный или энтропийный – способствует самопроизвольному протеканию этого процесса.
Решение:
Расчеты ∆H 0 обр[Mg(NO3)2(т)] и S 0 обр[Mg(NO3)2(т)] произведем на основании 3-го следствия из закона Гесса, согласно которому:
а) ∆H 0 х.р. = 2·∆H 0 обр[MgO(т)] + 4·∆H 0 обр[NO2(г)] — 2·∆H 0 обр[Mg(NO3)2(т)]
б) ∆S 0 х.р. = 2·S 0 обр[MgO(т)] + 4·S 0 обр[NO2(г)] + S 0 обр[O2(г)] — 2·S 0 обр[Mg(NO3) 2 (т)],
S 0 обр[Mg(NO3)2(т)] = S 0 обр[MgO(т)] + 2·S 0 обр[NO2(г)] + 1/2S 0 обр[O2(г)] — 1/2∆S 0 х.р.
Используя данные таблицы, найдем значения энтальпий образования и энтропий продуктов реакции:
∆H 0 обр[MgO(т)] = -601,24 кДж/моль;
∆H 0 обр[NO2(г)] = 33,50 кДж/моль;
S 0 обр[MgO(т)] = 26,94 Дж/моль·К;
S 0 обр[NO2(г)] = 240,45 Дж/моль·К;
S 0 обр[O2(г)] = 205,04 Дж/моль·К.
Подставив найденные значения в уравнения а) и б), рассчитаем искомые величины:
∆H 0 обр[Mg(NO3)2(т)] = 1моль·(-601,24кДж/моль) +
+ [2 моль·33,50кДж/моль — ∆(510кДж)] = -789,24 кДж;
S 0 обр[Mg(NO3)2(т)] = (1моль·26,94Дж/моль·К + 2моль·240,45Дж/моль·К) +
+ [(1/2моль·205,04 Дж/моль·К — (1/2)·891 Дж/К)] = -164,87 Дж/К.
Как известно, самопроизвольному протеканию реакции способствует уменьшение её энтальпийного фактора (∆H 0 х.р. 0 х.р. > 0). Согласно данным условия задачи, энтропия во время процесса возрастает, и, следовательно, возрастает и произведение Т·∆S 0 х.р., что способствует его самопроизвольному протеканию. С другой стороны, возрастает и энтальпия реакции, что не способствует самопроизвольности процесса в прямом направлении.
Ответ: ∆H 0 обр[Mg(NO3)2(т)] = — 789,24 кДж; S 0 обр[Mg(NO3)2(т)] = -164,87 Дж/К. Самопроизвольности процесса разложения магния нитрата способствует энтропийный фактор этой реакции.
Большинство химических реакций сопровождаются выделением или поглощением тепла.
Количество тепла, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называют её тепловым эффектом. Раздел химии, в котором изучают тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией.
В дальнейшем тепловые эффекты химических реакций будем характеризовать величиной DH (кДж/моль). Особенности терминологии таковы, что величину DH называют энтальпией химической реакции (вместо более точного словосочетания – изменение энтальпии в ходе химической реакции).
Реакции, идущие с выделением тепла, называют экзотермическими, идущие с поглощением тепла – эндотермическими.
Принято, что энтальпия экзотермической реакции отрицательна (DH 0).
Уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии реакции и агрегатного состояния участвующих в реакции веществ, называют термохимическими уравнениями. Агрегатные состояния веществ обозначают подстрочными индексами: т – твёрдое, к – кристаллическое, ж – жидкое, г – газообразное, р – раствор. В термохимических уравнениях могут быть дробные коэффициенты:
В справочных таблицах термодинамических величин приводят не энтальпии конкретных реакций, а стандартные энтальпии образования веществ (DНобр).
Энтальпией образования называют энтальпию реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.
Энтальпии образования простых веществ приняты за ноль.
1.3. Закон Гесса. Следствие закона Гесса
Закон, сформулированный Германом Ивановичем Гессом в 1840 году (закон Гесса), – основной закон термохимии:
энтальпия химической реакции зависит только от природы и состояния исходных и конечных веществ и не зависит от числа и характера промежуточных стадий, т.е. от пути процесса.
Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать и вычитать так же, как и алгебраические.
Следствие закона Гесса:
энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.
Как правило, оперируют со стандартными величинами, т.е.
,
где , – стандартные энтальпии образования исходных веществ и продуктов реакции; , — стехиометрические коэффициенты.
Аналогичным образом можно рассчитывать изменение и других функций – энтропии (DS), энергии Гиббса (DG).
1.4. Энтропия
Энтропия (S) – количественная мера беспорядка в системе. Размерность — . Чем беспорядочней система, тем больше значение энтропии. В таблицах термодинамических величин приводятзначения стандартных энтропий веществS 0 . Стандартная энтропия простых веществ не равна нулю. За нуль принимают энтропию совершенного кристалла любого вещества при абсолютном нуле температуры.
Процессы и реакции, сопровождающиеся увеличением беспорядка в системе: нагревание, расширение, кипение, плавление, растворение, увеличение количества газообразных веществ, — приводят к увеличению энтропии. Процессы, связанные с уменьшением беспорядка в системе, приводят к уменьшению энтропии: охлаждение, конденсация, сжатие, кристаллизация, реакции, сопровождающиеся уменьшением количества газообразных веществ.
Например, оценим изменение энтропии системы в химической реакции:
В результате реакции возрастает количество газа, т.е. беспорядок возрастает, и энтропия должна увеличиваться.
1.3 РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ “ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И ТЕРМОХИМИЯ”
(для нехимических специальностей)
1. Рассчита й те Δ H o 298 химическо й реак ц ии Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т)
по значениям стандартных теплот образования веществ (, см. таблицу 1 приложения). Укажите тип реак ц и (экз о- или эндотермическая).
По данным таблицы 1 приложения, стандартные энтальпии образования Na2O(т), H2O(ж) и NaOH (т) при 298К равны соответственно –416, –286 и –427,8 кДж/моль. Используя следствие из закона Гесса, рассчитываем Δ H o 298 химическо й реак ц ии :
Δ H o 298 = 2( NaOH,т ) – [(Na2O,т) + (H2O,ж)] = 2 · (– 427,8) –
– [–416 + (–286)] = –153,6 кДж.
2. Определите, как изменяется энтропия при протекании химического процесса Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т).
В данном процессе при взаимодействии 1 моль кристаллического и 1 моль жидкого вещества образуется 2 моль кристаллического вещества. Следовательно, система переходит в состояние с меньшим беспорядком, и энтропия уменьшается ( Δ S 0).
3. Рассчита й те величину Δ S o 298 для про ц есса
Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т), используя значения стандартных энтропи й веществ (см. таблицу 1 приложения).
Используя справочные данные: S o ( NaOH,т ) = 64,16 Дж/(моль · К),
S o (Na2O,т) = 75,5 Дж/(моль · К), S o (H2O,ж) = 70 Дж/(моль · К), рассчитываем Δ S o 298 :
Δ S o 298 = 2 · S o ( NaOH , т ) – [ S o (Na2O, т ) + S o (H2O, ж )] = 2 · 64,16 – (75,5 + 70) =
= – 17,18 Дж / К .
4. Рассчита й те изменение энергии Гиббса ( Δ G o 298 ) для про ц есса
Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т) по значениям стандартных энергий Гиббса образования веществ (см. таблицу 1 приложения). Возможно ли самопроизвольное протекание реакции при стандартных условиях и 298К ?
При стандартных условиях и T=298К Δ G o 298 можно рассчитать как разность суммарной энергии Гиббса образования продуктов реакции и суммарной энергии Гиббса образования исходных веществ. Необходимые справочные данные: ( NaOH,т ) = –381,1 кДж/моль, (Na2O) = –378 кДж/моль, (H2O,ж) = –237 кДж/моль.
Δ G o 298 = 2 · ( NaOH,т ) – [(Na2O,т) + (H2O,ж)] = 2 · (–381,1) –
– [–378 + (–237)] = –147,2 кДж.
Значение Δ G o 298 отрицательно, поэтому самопроизвольное протекание реакции возможно.
Ответ: –147,2 кДж; возможно.
5. Определите, возможно ли при 95 o С самопроизвольное протекание про ц есса Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т). Ответ обосну й те, рассчитав величину изменения энергии Гиббса при данно й температуре.
Переведем температуру в шкалу Кельвина: Т=273+95=368К. Для расчета Δ G o 368 воспользуемся уравнением:
Воспользуемся изменениями энтальпии и энтропии, рассчитанными для данного процесса в предыдущих задачах. При этом величину изменения энтропии необходимо перевести из Дж /К в кДж/К, поскольку значения Δ H и Δ G обычно измеряют в кДж.
–17,18 Дж /К = –0,01718 кДж/К
Δ G o 368 = –153,6 – 368 · (–0,01718) = –147,3 кДж.
Таким образом, Δ G o 368 o С возможно.
Ответ: –147,3 кДж; возможно.
6. Составьте термохимическое уравнение реакции взаимодействия Na2O(т) и H2O(ж), если при этом образуется 1 моль NaOH (т). В ответе приведите количество теплоты, указанное в термохимическом уравнении.
Коэффициенты в термохимическом уравнении имеют смысл молей. Поэтому допустимы дробные значения коэффициентов. 1 моль гидроксида натрия может образоваться из 1/2 моля оксида натрия и 1/2 моля воды. В задании 1 (см. выше) рассчитано, что при образовании 2 моль NaOH в данной реакции выделяется 153,6 кДж теплоты ( Δ H o 298 = –153,6 кДж). Поэтому при образовании 1 моль NaOH количество выделившейся теплоты будет в 2 раза меньше, т.е. 76,8 кДж. В термохимическом уравнении количество выделяющейся теплоты указывают со знаком “плюс”: 1/2 Na2O(т) + 1/2 H2O(ж) → NaOH (т) + 76,8 кДж.
Важнейшим понятием химической термодинамики является стандартная энтальпия образования вещества.
Стандартной энтальпией образования вещества называется энтальпия реакции образования одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях.
Стандартными в химической термодинамике приняты следующие условия: температура 298 К (25 °С), давление 101325 Па, концентрация (если реакция проводится в растворе) 1 М.
Из определения следует, что энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю. Если простое вещество имеет несколько аллотропных модификаций, то равной нулю принимается энтальпия образования наиболее устойчивой из них при стандартных условиях. Например, энтальпии образования графита и кислорода О2 равны нулю, энтальпии образования алмаза и озона нулю не равны.
Энтальпия образования вещества имеет несколько обозначений. Наиболее распространенное в отечественной химической литературе обозначение – DНf(В), где В – формула соединения. ИЮПАК рекомендует символ DfН(В), который уже используется в многих учебниках.
Примечание. Следует иметь в виду, что в химической термодинамике используются понятия «стандартные условия» и «стандартное состояние». Это близкие, но различные понятия. Стандартные условия – это 298 К (25 °С), 101325 Па и 1 М. Стандартное состояние – это состояние при 101325 Па и 1 М, но при любой постоянной температуре.
Пример 1. При взаимодействии 9,0 г алюминия с кислородом выделяется 279,7 кДж тепла. Определите энтальпию образования оксида алюминия.
Решение. 1) Записываем уравнение реакции образования оксида алюминия из простых веществ и молярную массу алюминия:
2) Находим количество Al2O3 образующееся из 9 г алюминия по пропорции:
из 2·27 г алюминия образуется 1 моль Al2O3
3) Находим количество тепла, выделяющегося при образовании одного моля оксида алюминия по пропорции:
при образовании 1 /6 моль Al2O3 выделяется 279,7 кДж
х = 279,7·6 = 1678,2 кДж
Полученная величина является энтальпией образования оксида алюминия, но с отрицательным знаком, т.к. реакция экзотермическая: Поэтому DfН°(Al2O3) = –1678,2 кДж/моль.
Пример 2.Сколько тепла выделяется при сжигании 1 м 3 водорода (объем измерен при н.у.) с образованием жидкой воды?
Решение. 1) Записываем уравнение горения водорода, молярный объем водорода и энтальпию образования воды:
2) Из уравнения реакции следует, что на образование одного моль воды затрачивается 22,4 л водорода и при этом выделяется 285,3 кДж тепла. Для решения задачи составляем пропорцию:
при сжигании 22,4 л H2 выделяется 285,5 кДж
Таким образом, при сжигании 1 м 3 водорода выделяется тепло количеством 12745,5 кДж.
4. Термохимические уравнения и расчёты
Уравнение реакции, в котором указана энтальпия, называется термохимическим уравнением. Значение энтальпии указывается справа от уравнения реакции через точку с запятой. Оно приводится для стандартных условий, обозначается DН° и выражается в кДж. Слова «моль» в единице измерения энтальпии реакции не должно быть, так как она (энтальпия реакции) относится к тем количествам веществ, которые указаны в уравнении реакции. Если количества будут различными, то и значения энтальпии будут разными, например:
Буквенным индексом обозначается агрегатное состояние вещества: к – кристаллическое, ам – аморфное, ж – жидкое, г – газообразное, р – растворенное. Указание агрегатного состояния очень важно, так как энтальпия одной и той же реакции меняется в зависимости от того, в каком агрегатном состоянии находятся реагенты и продукты реакции.
Термохимические уравнения можно складывать, вычитать, умножать и делить; при этом соответствующие действия производятся над энтальпиями.
Термохимические расчёты проводятся по основному закону термохимии, который был установлен российским химиком Г.И. Гессом (1840 г). В современной терминологии этот закон формулируется так:
Энтальпия реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от пути, скорости и механизма реакции.
Из этого закона следует:
Энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования ее продуктов за вычетом суммы энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов.
Это следствие в математическом виде записывается равенством:
Кроме основного закона, необходимо иметь в виду закон (или постулат, поскольку он очевиден) Лавуазье – Лапласа.
Энтальпия разложения сложного вещества на простые равна, но противоположна по знаку энтальпии его образования из тех же простых веществ; энтальпии прямой и обратной реакции равны, но противоположны по знаку.
Пример 3. Определите энтальпию реакции гашения извести и вычислите, сколько тепла выделяется при получении одной тонны гашеной извести.
Решение. 1) Записываем уравнение реакции и выписываем из справочных таблиц энтальпии образования веществ:
| Реакция | СаО(к) + | Н2О(ж) = | Са(ОН)2(к) |
| DfН°, кДж/моль | –635,5 | –285,3 | –986,6 |
2) По следствию закона Гесса вычисляем энтальпию реакции:
DН° = –986,6 – (–635,5 – 285,3) = –986,6 + 920,8 = –65,8 кДж
3) Исходя из молярной массы гидроксида кальция (74 г/моль), составляем и решаем пропорцию:
при получении 74 г Са(ОН)2 выделяется 65,8 кДж
Таким образом, энтальпия данной реакции равна –65,8 кДж, а количество тепла, которое выделяется при получении одной тонны СаО, составляет 88919 кДж.
Пример 4. Исходя из энтальпии реакции:
и энтальпий образования СаО (–635,5 кДж/моль) и Р2О5 (–1492,0 кДж/моль), определите энтальпию образования ортофосфата кальция.
Решение. Обозначаем искомую величину х и находим ее по следствию закона Гесса:
–739,0 = х – [(–635,5)·3 + (–1492,0)]
–739,0 = х – ( –1906,5 – 1492,0)
Полученное число является энтальпией образования ортофосфата кальция:
Пример 5. Стандартную энтальпию образования алмаза из графита определить практически невозможно, т.к. этот процесс осуществляется при сверхвысоких давлениях. Определите эту величину, исходя из энтальпий реакций:
Решение. С термохимическими уравнениями можно производить алгебраические действия. Вычитая второе уравнение из первого, получаем:
С(графит) = С (aлмаз); DН° = –1,9 кДж/моль.
Полученная величина называется энтальпией фазового перехода графита в алмаз.
Энтальпии химических реакций зависят от температуры, но эта зависимость небольшая, поэтому можно пользоваться стандартными значениями энтальпий образования даже тогда, когда условия протекания процесса отличаются от стандартных.
Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет
Задача 1.Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298°К (прямом или обратном) будет протекать реакция Fe2O3(к) +3H2 =2Fe(к) +3H2O(г). Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.
ΔHр-ции = Σ∆H 0 прод – Σ∆H 0 исх. Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:
ΔHр-ции = (2·ΔH 0 Fe+3·ΔH 0 H2O)— (ΔH 0 Fe2O3+3·ΔH 0 H2) = 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16) — 3·0 = 96,7 кДж.
ΔSр-ции=ΣS 0 прод – ΣS 0 исх. Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:
ΔSр-ции = (2·S 0 Fe + 3·S 0 H2O) — (S 0 Fe2O3 + 3·S 0 H2) = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 — 3·131 = 137,44 Дж/K = 0,13744 кДж/K.
ΔG = ΔH – TΔS= 96,7 – 298 ·0,13744 = 55,75 кДж.
При Т=298°К, ΔG > 0 – реакция не идет самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении.
Чтобы рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, надо ΔG приравнять к нулю:
ΔH – TΔS = 0, тогда ΔH = TΔS и T= ΔH/ΔS= 96,7/0,13744 = 703,58 K.
При Т=703,58К реакция будет идти равновероятно как в прямом так и в обратном направлении.
Задача 2.Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 1000 и 3000 К. Cr2O3 (т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3CO (г).
| Cr2O3 | C | Cr | CO | |
| ΔH 0 , кДж/моль | — 1141 | — 110,6 | ||
| ΔS 0 , Дж/(моль∙К) | 81,2 | 5,7 | 23,6 | 197,7 |
Вычисления энергии Гиббса проводим согласно выражению:
Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции: ΔHр-ции = Σ∆H 0 прод – Σ∆H 0 исх и ΔSр-ции=Σ∆S 0 кон – Σ∆S 0 исх.
Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:
ΔHр-ции = (2·ΔH 0 Cr + 3·ΔH 0 CO) — (ΔH 0 Cr2O3 + 3·ΔH 0 C) = 2·0 + 3·(- 110,6) – (-1141) — 3·0 = 809,2 кДж.
Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:
ΔSр-ции= (2·S 0 Cr + 3·S 0 CO) — (S 0 Cr2O3 +3·S 0 C)=23,6+3·197,7– 81,2 — 3·5,7 = 542 Дж/K = 0,542 кДж/К.
Найдем энергию Гиббса при 1000 К:
ΔG1000 = ΔH – TΔS= 809,2 – 1000 · 0,542 = 267,2 кДж
ΔG1000 > 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.
Найдем энергию Гиббса при 3000 К:
ΔG3000= ΔH – TΔS = 809,2 – 3000 · 0,542 = — 816,8 кДж
ΔG3000 ˂0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.
Задача 3.Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция: СО2(г)+Н2(г) ↔ СО (г)+Н2О (ж)? Рассчитайте ΔG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной?
Рассчитаем ΔG данной реакции:
Для этого сначала определим ΔH и ΔS реакции:
ΔHр-ции = Σ∆H 0 прод – Σ∆H 0 исх и ΔSр-ции=ΣS 0 прод – ΣS 0 исх.
Используя справочные данные стандартных энтальпий и энтропий веществ, находим:
ΔHр-ции= (ΔH 0 H2O(ж) + ΔH 0 CO) — (ΔH 0 CО2 + ΔH 0 Н2) =-110,5 + (-285,8) – (393,5) — 0 = -2,8 кДж.
ΔSр-ции= S 0 H2O(ж) + S 0 CO — S 0 CО2 — S 0 Н2 = 197,5 + 70,1 — 213,7 — 130,52 = -76,6 Дж/K =0,0766 кДж/K.
Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях
ΔGр-ции= ΔH – TΔS= -2,8 + 298 · 0,0766=20 кДж
ΔG> 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.
Найдем, при каких температурах данная реакция становится самопроизвольной: T = ΔH/ΔS = -2,8/(-0,0766) = 36,6 К.
Задача 4.Рассчитав на основании табличных данных ΔG и ΔS, определите тепловой эффект реакции: 2NO (г) +Cl2(г) ↔ 2NOCl(г). С чем будет более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород (в расчете на 1 моль): с алюминием или с оловом? Ответ дайте, рассчитав ΔG 0 обеих реакций. Продуктами реакций являются твердая соль и газообразный водород.
Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с алюминием:
ΔG 0 р-ции = ΣΔG 0 прод — ΣΔG 0 исх
ΔG 0 р-ции1 =(2·ΔG 0 AlCl3 +3·ΔG 0 H2) — (2·ΔG 0 Al + 6·ΔG 0 HCl)
ΔG 0 р-ции1 = 2· (-636,8) + 3·0— 2·0— 6·(-95,27) = -701,98 кДж
В реакции принимает участие 2 моль Al, тогда ΔGр-ции1 1 моля Al равно ΔG 0 р-ции1 = -701,98 / 2 = -350,99 кДж.
Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с оловом:
ΔG 0 р-ции2 =(ΔG 0 SnCl2(т) + ΔG 0 H2) — (ΔG 0 Sn + ΔG 0 HCl)
ΔG 0 р-ции2 = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 кДж/моль
Обе реакции имеют ΔG0˂0, поэтому они протекают самопроизвольно в прямом направлении, но более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород будет с алюминием, т.к ΔG 0 р-ции1 ˂ ΔG 0 р-ции2
Задача 5.Не прибегая к вычислениям, определите, какие знаки (>0,
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
Описание файла
Документ из архива «Химическая термодинамика», который расположен в категории «курсовые работы». Всё это находится в предмете «химия» из раздела «Студенческие работы», которые можно найти в файловом архиве Студент. Не смотря на прямую связь этого архива с Студент, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе «курсовые/домашние работы», в предмете «химия» в общих файлах.
Онлайн просмотр документа «166045»
Текст 2 страницы из документа «166045»
Записываем уравнение реакции:
Тепловой эффект при постоянном объеме характеризуется изменением внутренней энергии (Qv = U). U в данной реакции можно рассчитать следующим образом:
U = Н – рV = Н — nRT,
U = -28610 3 -(-3)8,314298 Дж = 278567 Дж
Ответ: 278,56710 3 кДж
Пример 2-2
Рассчитайте энтальпию образования сульфата цинка из простых веществ при Т = 298 К на основании следующих данных:
ZnS = Zn + S, Н1 0 = 200,5 кДж моль -1 ,
2ZnS + 3О2 = 2ZnO + 2SO2, Н2 0 = -893,5 кДж моль -1 ,
ZnSO4 = ZnO + SO3, Н4 0 = 235,0 кДж моль -1 .
Закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими
ZnS = Zn + S, Н1 0 =200,5 кДж моль -1 -1
ZnSO4 = ZnO + SO3, Н4 0 =235,0кДж моль -1 –1
= 981,35кДж моль -1
Ответ: 981,35 кДж моль -1
Пользуясь справочными данными, рассчитайте энтальпию реакции:
Сокращенное ионное уравнение реакции имеет вид:
по закону Гесса, энтальпия реакции равна:
(энтальпии образования меди и иона Н + равны, по определению, нулю).
Подставляя значения энтальпии образования из справочника находим:
(в расчете на три моля меди).
Рассчитайте энтальпию сгорания метана при 1000 К, если даны энтальпии образования при 298 К:
Теплоемкости газов (в калмоль -1 К -1 ) в интервале от 298 до 1000 К равны:
Энтальпия реакции сгорания метана СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + Н2О(г) при 298 К равна:
Найдем разность теплоемкостей как функцию температуры:
Ср = 5,16 – 0,0094Т (калмоль -1 К -1 ).
Энтальпию реакции при 1000 К рассчитаем по уравнению Кирхгофа:
rH1000 = rH298 + ,
— 298 2 )/2) калмоль -1 = -192500 калмоль -1 .
Ответ: -192500 калмоль -1 .
Определите тепловой эффект реакции:
Al2Oкорунд + 3SO3 = Al2(SO4)3 кр +U, если реакция протекает при 298 К в автоклаве при постоянном объеме, а тепловой эффект реакции при р = const равен –573,4 кДж. (-566,010 3 кДж)
Стандартная энтальпия реакции:
протекающей в открытом сосуде при температуре 1000 К, равна 169 кДж моль -1 . Чему равна теплота этой реакции, протекающей при той же температуре, но в закрытом сосуде? (160,7 кДжмоль -1 )
Рассчитайте энтальпию образования N2О5(г) при
Т = 298 К на основании следующих данных:
2 NО(г) + О2(г) = 2NО2(г), Н1 0 = -114,2 кДж моль -1 ,
4NО2(г) + О2(г) = 2N2О5(г), Н2 0 = -110,2 кДж моль -1 ,
N2(г) + О2(г) = 2NО(г), Н3 0 = 182,6 кДж моль -1 .
Реакция горения ацетилена при стандартных условиях выражается уравнением:
С2Н2+2,5О2=2СО2+Н2Ож –1300кДж.
Определите теплоту образования ацетилена при постоянном давлении (226,5 кДж).
Стандартные энтальпии образования жидкой и газообразной воды при 298 К равны -285,8 и -241,8 кДж моль -1 соответственно. Рассчитайте энтальпию испарения воды при этой температуре. (44,0 кДж моль -1 )
Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции:
Известны тепловые эффекты следующих реакций:
Рассчитайте тепловой эффект реакции:
C2Н5ОН(ж) + О2(г) = СН3СООН(ж) + Н2О(ж), если энтальпия образования жидкой воды равна -285,8 кДж моль -1 .(-492,6 кДж моль -1 )
На сколько градусов повысится температура при растворении 0,5 моль серной кислоты в 400 г воды, если теплота растворения серной кислоты равна -74,94 кДж, а удельная теплоемкость раствора равна 3,77 Дж/г·град? (22,14С)
Тепловой эффект растворения безводного сульфата лития равен –26,71 кДж моль -1 . Тепловой эффект растворения кристаллогидрата Li2SO4H2O равен –14,31 кДж моль -1 при
298 К. Вычислите тепловой эффект образования Li2SO4H2O из безводной соли и воды. Определите процентное содержание воды в частично выветренном кристаллогидрате сульфата лития, если тепловой эффект растворения 1 кг этой соли равен –0,14610 3 кДж. (-12,40 кДж·моль -1 )
Рассчитайте изменение энтальпии при нагревании 2 кг
-SiO2 от 298 до 800 К, если зависимость теплоемкости от температуры выражается уравнением:
С 0 р = 46,94 +34,3110 -3 Т – 11,310 5 /Т 2 .
Зависимость теплового эффекта реакции Н2(г) + ½ О2(г) = Н2О(г) от температуры выражается уравнением:
rHТ (Дж/моль) = -237,6510 3 – 13,01Т + 2,8810 -3 Т 2 –1,71. Рассчитайте изменение теплоемкости Ср СV для этой реакции при 800 К. (Ср = -8,14 Дж моль -1 К -1 , СV = -3,98 Дж моль -1 К -1 )
Определите тепловой эффект химической реакции СН3ОН(г) + 3/2О2 = СО2 + 2Н2О(г) при 500 К и стандартном давлении. При расчете воспользуйтесь средними теплоемкостями веществ в интервале температур от 298 до 500 К. (-673,29 кДж)
Стандартная энтальпия образования формальдегида при 25С равна –108,6 кДж/моль. Рассчитайте стандартную энтальпию образования формальдегида при 150С, если известны теплоемкости: (-110,7 кДж моль -1 )