Пример решения 3.2.

В качестве примера рассмотрим возможность протекания следующей

химической реакции:

Запишем под формулами веществ соответствующие значения энтальпии (∆ H⁰₂₉₈, кДж/моль) и энтропии (S⁰₂₉₈, Дж/моль*К). (Приложении 1)

По закону Гесса определяем ∆ H⁰_{298 х.р.}и ∆ S⁰_{298 х.р.}.

По закону Гесса тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния конечных продуктов и исходных веществ, но не зависит от пути протекания реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий, т.е., при расчете D H⁰ химической реакции (Δ H ):

Δ H = ∑ nΔ Н ⁰_{, продуктов реакции} − ∑ nΔ Н ⁰ _{исходных веществ}

Значения термодинамических параметров, приведенных в Приложении 1, даны для одного моля вещества. Стандартная энтальпия образования вещества обозначается Δ H⁰₂₉₈ /

Δ Н ⁰_{298, х.р.}= (Δ H + Δ H ) − (2 Δ H + 2Δ H ),

∆ H⁰_{298 х.р} = (-74, 85+ (-396, 3)) − (2× (-110, 5) + 2× 0) = -250, 15 кДж.

Так как энтальпия системы уменьшается (Δ Н < 0), то тепло выделяется. Следовательно, данная реакция является экзотермической.

Аналогично рассчитаем Δ S ⁰₂₉₈ химической реакции.

Энтропия вещества определяет меру беспорядка в системе S⁰₂₉₈. Единица измерения энтропии: Дж/моль·К.

Δ S =(S + S )− (2 S +2 S ),

∆ S⁰_{298 х.р} =(186, 19+213, 6)− (2× 197, 4 + 2× 130, 6) = -794, 59 Дж/К = -0, 795 кДж/К.

Так как энтропия системы уменьшается (Δ S < 0), следовательно, система стала обладать большей степенью упорядоченности.

Переходим к расчету ∆ G⁰_{298 х.р}. Значение ∆ G⁰_{298 х.р}. рассматривается как изменение свободной энергии системы (энергии Гиббса) – энергии, используемой для совершения полезной работы.

Δ G = Δ H − Т× Δ S - второй закон термодинамики

Если свободная энергия системы уменьшается (Δ G _х.р.< 0), значит химическая реакция термодинамически вероятна.

Реакция не может протекать самопроизвольно, если Δ G _х.р.> 0, т.е., если свободная энергия возрастает, то на совершение работы требуются затраты энергии извне.

При Δ G _х.р.=0 система находится в состоянии термодинамического равновесия.

Согласно вышеприведенной формуле,

Δ G = (-250, 15) − 298× (-0, 795) = +13, 24 кДж,

т.е. реакция при 298 К и Р = 101, 3 кПа термодинамически не возможна.

Рассчитаем температуру начала реакции, т.е. Т_равн.. Для этого исходим из условия термодинамического равновесия, при которомΔ G _х.р.=0:

Δ G = Δ H − Т× Δ S = 0.

Тогда Т = = = 314, 65 К,

ниже этой температуры реакция будет термодинамически возможной, так как Δ G примет значение меньше нуля.

Таблица III.1

Таблица III.2

Тема IV. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ