![]() Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
VIII. Энергетика химических процессов. Элементы химической термодинамики.⇐ ПредыдущаяСтр 12 из 12
Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии в виде тепла. Тепловой эффект зависит от природы исходных веществ и продуктов реакции, их агрегатного состояния и температуры. Термодинамика - наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Химическая термодинамика устанавливает направление самопроизвольного протекания химических реакций при определенных условиях, используя изменения термодинамических величин: внутренней энергии вещества (системы) U, энтальпии Н, энтропии S, свободной энергии Гиббса G. Термохимия - раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянной температуре и давлении, называют энтальпией (H) реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж). Реакции, идущие с выделением тепла, называются экзотермическими и для них ∆ H xp< 0. Реакции, идущие с поглощением тепла, называются эндотермическими и для них ∆ H xp> 0. Очевидно, что изменение энтальпии в химической реакции равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции при Р - const и T - const, т. е. ∆ H xp = - Q xp. Теплота образования (∆ Н °298) - количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля соединения из простых веществ при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ (Н2, O2, Cl2) условно приняты равными нулю. В качестве стандартных условий выбраны T =298 К и Р =101, 852 кПа (1 атм). Энтальпия образования зависит от агрегатного состояния вещества (газ, жидкость, кристалл), а ее значение характеризует стремление системы (вещества) к упорядочению, например, ∆ Н °298(H2Опар)=-241, 8 кДж/моль, ∆ Н °298(H2Ожид) =-285б8 кДж/моль. В основе всех термодинамических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути перехода. Для термохимических расчетов обычно используют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (∆ H xp) равен сумме теплот образования (∆ H обр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции: ∆ H xp = Σ ∆ Н прод - Σ ∆ Н исх. Для стандартных условий: ∆ H °298 хр = Σ ∆ H °298 прод - Σ ∆ H °298 исх. Энтропия (S) как функция состояния связана с числом равновероятных микроскопических состояний (W), которыми можно реализовать данное макро состояние системы, и выражается уравнением: S = k lg W, где k - коэффициент пропорциональности. Наименьшую энтропию имеют правильно построенные кристаллы. Возрастает энтропия для одного и того же вещества при переходе из кристаллического состояния в жидкое, но особенно при переходе от жидкого в газообразное. Энтропия определяет стремление системы к беспорядку и является мерой неупорядоченности системы. Изменения энтропии при протекании химических процессов рассчитываются по уравнению: S хр = Σ S прод - Σ S исх, или при стандартных условиях: ∆ S °298хр= Σ S °298прод - Σ S °298 исх. Для выяснения возможности самопроизвольного протекания химической реакции в ту или другую сторону необходимо учитывать две составляющие движущей силы реакции: стремление к порядку (∆ H °298 хр) и стремление к беспорядку (∆ S °298хр) при постоянных давлении и температуре. Общая движущая сила химической реакции определяется энергией Гиббса: ∆ G = ∆ Н - Т ∆ S. Энергия Гиббса, или изобарно-изотермический потенциал, также является функцией состояния системы и подчиняется следствию закона Гесса: ∆ G °298 хр = Σ ∆ G °298 прод - Σ ∆ G °298 исх. Самопроизвольно протекают процессы, если: ∆ G хр = Σ ∆ G прод - Σ ∆ G исх < 0. При состоянии равновесия ∆ G хр = 0, а ∆ Н хр = Т ∆ S xp. Пример. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии веществ вычислите ∆ G °298 реакции. Возможна ли эта реакция? Чем можно объяснить, что ∆ S xp < 0? NН3(г) + НСl(г) = NН4Сl(к) Решение. ∆ G °298 хр = ∆ H °298 хр - T ∆ S °298хр, где ∆ H °298 и S °298 - функции состояния. Поэтому ∆ H °298 хр = Σ ∆ H °298 прод - Σ ∆ H °298 исх, ∆ S °298хр= Σ S °298прод - Σ S °298 исх. Из таблицы стандартных теплот образования веществ и абсолютных энтропии образования веществ берем необходимые данные и рассчитываем: ∆ H °298 хр = -315, 39 - (-46, 19) - (-92, 31) = -176, 89 (кДж/моль), ∆ S °298хр = 94.5 - 192, 5 - 186, 68 = -284, 68 (Дж/моль-К). ∆ G °298 хр = -176, 89 - 298·(-0, 28468) = -92, 08 (кДж) Вывод: изменение ∆ G °298 хр < 0, следовательно, при стандартных, условиях эта реакция будет протекать самопроизвольно. Энтропия в процессе реакции уменьшается (∆ S °298хр < 0), так как из двух молей газообразных веществ (NH3(г) и НСl(г)), где возможность хаотического движения большая, получается 1 моль кристаллического веществ (NH4Cl(к)).
ЗАДАЧИ 1. Прямая или обратная реакция будут протекать при стандартных условиях в системе: СН4(г) + СО2(г) < => 2СО(г) + 2H2(г). Ответ дайте на основании изменения изобарно-изотермического потенциала. 2. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите изменение изобарно-изотермического потенциала при стандартных условиях реакции: C2Н4(г + 3О2(г) г) < => 2СО2 (г) + 2H2О(г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? 3. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моля метана, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. 4. Предскажите и проверьте расчетами знак изменения энтропии в 'следующих случаях: а) СаСО3(г) = СаО(г) + СО2(г), б) NН3(г) + НСl(г) = NН4Сl(к), в) С(графит) + О2(г) = СО2(г). 5. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите изменение стандартного изобарно-изотермического потенциала реакции: NО(г) + 1/2О2(г) = NO2(г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? 6. Сколько теплоты выделится при сгорании 5 л метана при н.у. до образования паров воды и диоксида углерода при стандартных условиях? 7. Реакция горения метилового спирта: СH3ОН(жид) + 3/2О2(г) = СО2(г) + Н2О(жид), ∆ H °298 хр = -726, 5 кДж. 8. Вычислите изменение энтропии и энтальпии образования 1 моля метана из водорода и углерода (графит). 9. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения ацетилена. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 литра ацетилена? C2H2(г) + 5/2О2 (г) = 2СО2(г) + Н2О(г). 10. Вычислите возможность протекания при стандартных условиях реакции: СО(г) + Н2О(жид) = СО2 (г) + H2 (г), ∆ H°298 хр = -2, 8 кДж. 11. Определить стандартную энтальпию (∆ H °298) образования РН3, исходя из уравнения: 2РН3(г) + 4О2 (г) = Р2О5(к) +3Н2О(ж), ∆ H ° = -2360 кДж. 12. Исходя из теплового эффекта реакции 3СаО(к) + Р2О5(к) = Са3(РО4)2(к), ∆ H ° = -739 кДж, определить ∆ H°298 образования ортофосфата кальция. 13. Исходя из уравнения реакции СН3ОН(ж) + 3/2О2(г) = СО2 (г) + Н2О(ж), ∆ H ° = -726, 5 кДж, вычислить ∆ H °298 образования метилового спирта 14. Рассчитать значения ∆ G °298 следующих реакций и установить, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях при 25°С: а) NiО(к) + Рb(к) = Ni(к) + РbО(к); б) Рb(к) + СuО(к) = РbО(к) + Сu(к); в) 8Аl(к) + 3Fе3О4(к) = 9Fe(к) + 4AlО3(к). 15. Пользуясь справочными данными, показать, что в стандартных условиях при 25°С реакция Сu(к) + ZnО(к) = СuО(к) + Zn(к) невозможна. 16. Установить, протекание каких из нижеследующих реакций возможно в стандартных условиях при 25° С: а)N2(г) + 1/2О2(г) = N2О(г); б) 4НСl(г) + О2 (г) = 2Cl2(г) + 2Н2О(ж); в) Fе2О3(к) + 3СО(г) = 2Fe(к) + 3СО2(г).
|