Задание1. Термодинамический расчет изменения стандартной энтальпии

Реакций. Оценка возможности самопроизвольного протекания процессов

Цель работы

∙ Усвоить основные положения химической термодинамики.

∙ Ознакомиться со способами определения и расчета тепловых эффектов химических реакций.

∙ Научиться решать вопрос о возможности протекания и направленности химических реакций.

Теоретические сведения

Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой описывают законы, которые изучаеттермодинамика. Согласно первому началу термодинамикитеплота Q, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии DUи на работу системы против действия внешних сил A:

Q = D U + A. (6.1)

Положительной считаются работа, совершаемая системой, и теплота, подводимая к системе.

Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, то есть единственным видом работы является работа расширения, то А = р ∙ D V, (6.2)

где р – давление;

D V – изменение объёма системы.

Следовательно, в изобарных процессах (при р = const)

Q _р = D U + р ∙ D V. (6.3)

Вводя величину Н = U + p ∙V ( D Н = D U + p ∙ D V), называемую энтальпией, получим

Q _р = D Н. (6.4)

Таким образом, в изобарном процессе теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы DН.

Согласно закону Гесса изменение энтальпии химической реакции (тепловой эффект реакции при постоянном давлении) определяется лишь конечным и начальным состоянием системы и не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Согласно следствию закона Гессаизменение энтальпии реакции D_rН равно разности между суммой энтальпий образования D_fН продуктов реакции и суммой энтальпий образования D_fН исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов n:

D _r Н = S n ∙ D _f Н_{продуктов реакции} – S n ∙ D _f Н_{исходных веществ}. (6.5)

Энтальпия образования соединения D_fН определяется как изменение энтальпии реакции образования 1 моль этого соединения из соответствующих простых веществ.

Обычно определяют изменение стандартной энтальпии реакции D_rН⁰ по стандартным энтальпиям образования веществ при 298 К, приведенным в справочниках и обозначаемым как D_fН⁰₂₉₈или просто D_fН⁰.

Химическое уравнение, в котором указано изменение энтальпии реакции D_rН(тепловой эффект) и агрегатные состояния веществ, называется термохимическим уравнением. Коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть как целыми, так и дробными.

Изменение энтальпии в ходе химической реакции не служит критерием ее самопроизвольного (без затраты работы) протекания. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические (D_rН< 0), так и эндотермические (D_rН> 0) процессы. В изолированных системах критерием, определяющим направление процесса, служит изменение энтропии Δ_rS.Энтропию системы S можно рассматривать как меру неупорядоченности ее состояния.

Согласно второму началу термодинамики в изолированных системах самопроизвольно протекают такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии (Δ_rS > 0).

Для химической реакции в стандартных условиях

Δ _r S ⁰ = S n ∙S⁰_{продуктов реакции}– S n ∙S⁰_{исходных веществ}, (6.6)

где S⁰ – стандартные энтропии веществ.

Движущей силой химических процессов, протекающих в неизолированных системах при постоянных давлении и температуре, является стремление к минимуму энергии (энтальпийный фактор) и максимуму энтропии (энтропийный фактор). Оба этих фактора учитывает энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал G).

При стандартных условиях для неизолированных закрытых систем

D _r G⁰ = D _r H⁰ – T ∙ D _r S⁰, (6.7)

где Т = 298 К.

Условие принципиальной возможности протекания процесса при Т=const и р= const в неизолированных системах:

D _r G < 0. (6.8)

Если D_rG < 0, протекание реакции принципиально возможно. Процесс принципиально невозможен в данных условиях, если D_rG > 0. В системе наступает термодинамическое равновесие, если D_rG = 0. Чем более отрицательно значение D_rG, тем дальше система находится от состояния равновесия, тем более она реакционноспособна.

Подготовка к работе

Изучите теоретические вопросы и решение типовой задачи:

∙ сущность понятий: термодинамические системы (изолированные и неизолированные, открытые и закрытые, гомогенные и гетерогенные); термодинамические параметры системы, термодинамические функции состояния – внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G;

∙ первое начало термодинамики, тепловые эффекты химических реакций, закон Гесса и его следствия, расчет D_rН при стандартных условиях, термохимические уравнения;

∙ второе начало термодинамики, энтропия и свободная энергия Гиббса как критерии направленности и равновесия процессов.

Типовая задача

Если в реакцию вступит 5,6 л аммиака, измеренных при нормальных условиях:

NH₃ _(газ) + HCl _(газ) = NH₄Cl _{(кристалл.)} , то ____________ теплоты

1) поглотится 177 кДж 2) выделится 177 кДж

3) поглотится 44,25 кДж 4) выделится 44,25 кДж

Ответ подтвердите расчётом.

Вещество	NH₃	HCl	NH₄Cl
Δ _f Н⁰, кДж / моль	– 46	– 92	–315

Решение. Вычислим тепловой эффект химической реакции в стандартных условиях по формуле (6.5):

D_rН⁰ = S n∙D_fН⁰_{продуктов реакции} – S n∙D_fН⁰_{исходных веществ} =

[1 моль ∙D_fН⁰ (NH₄Cl)] – [1 моль ∙D_fН⁰ (NH₃) + 1 моль ∙D_fН⁰ (HCl)] =

[1 моль∙(–315) кДж/моль] – [1 моль∙(– 46) кДж/моль + 1 моль∙(– 92) кДж/моль] =

= –315 кДж + 46 кДж + 92 кДж = – 177 кДж.

Согласно уравнению реакции, в процессе участвует 1 моль аммиака, который при нормальных условиях занимает объём 22,4 л. Если в реакцию вступит 5,6 л аммиака, что в четыре раза меньше (22,4 : 5,6 = 4), то и теплоты выделится (D_rН< 0) в четыре раза меньше: 177 : 4 = 44,25. Правильный ответ 4.

Рабочее задание

Задание1. Термодинамический расчет изменения стандартной энтальпии

Дата добавления: 2020-12-12; просмотров: 71; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 3 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!