Задачи за раздела по основи на термодинамиката с решения. Термодинамични изчисления в химичните технологии
Министерство на образованието и науката на Руската федерация
Държавен политехнически университет в Санкт Петербург
Факултет по технологии и изследване на материалите
Катедра "Физикохимия, микро- и нанотехнологии"
КУРСОВА РАБОТА
„Термодинамична оценка на възможността за протичане
химически процес"
Вариант номер 18
по дисциплината "Физикохимия"
Работата е извършена от ученик от група 2068/2
______________ / Дмитриева А.В.
Работата е проверена
______________ / Изкуство. учител Елизарова E.P.
Изчислението се извършва, като се използват следните приближения:
- Вземете топлинния капацитет на всички участници в реакцията.
- Да приеме.
- Да приеме.
По-долу са дадени таблични данни за всички участници в реакцията.
вещество |
kJ/mol∙K |
||||||
Накрая представете всички изчислени данни в таблица и въз основа на анализа на получените стойности отговорете на следните въпроси:
- Определете термодинамичната възможност за протичане на химична реакция при дадена температура.
- Определете вида на тази реакция от гледна точка на термохимията.
- Оценете ефекта на температурата и налягането върху големината и изместването на равновесието.
Ентропиен метод за изчисляване на промяната в енергията на Гибс и равновесната константа на химическа реакция
Този метод използва стойностите на ентропията на веществата, участващи в реакцията. Тя се основава на съотношението
(където е изменението на енергията на Гибс при температура Т;
топлинен ефект на реакцията при температура Т;
промяна в ентропията на реакцията при температура T),
получено от уравнението G = H – TS за реакция, протичаща при постоянна температура. Тъй като стандартните стойности на ентропиите и топлината на образуване на веществата са определени при стандартни условия (p = 1 atm, T = 298 K), е възможно да се изчисли стандартната промяна в енергията на Гибс по формулата:
Първо, при температура 298 K се определят топлинният ефект на реакцията и алгебричната сума на ентропиите на участниците в реакцията, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти:
Топлинният ефект на реакция при дадена температура се изчислява съгласно закона на Кирхоф: производната на топлинния ефект по отношение на температурата е равна на алгебричната сума на топлинните капацитети на веществата, участващи в реакцията
Ако, топлинният ефект се увеличава с повишаване на температурата; ако е така, намалява.
Алгебричната сума на ентропиите на реакцията се намира от уравненията
И накрая, за да изчислим промяната в енергията на Гибс, получаваме
Ако участниците в реакцията претърпят фазови трансформации в изследвания интервал, тогава промените в ентолпията и ентропията трябва да бъдат намерени чрез разделяне на интеграционния интервал на секции:
топлинни мощности, съответстващи на фазата в даден температурен диапазон;
ако топлината на образуване се отнася за продукта на реакцията, тогава се поставя знакът "+"; ако към първоначалното вещество, тогава знакът "".
В първото приближение уравнението (*) се опростява чрез приравняване на сбора от топлинните мощности към нула. Тоест пренебрегваме температурната зависимост на ентолпиите и ентропиите на веществата:
Във второто приближение топлинният капацитет се приема като постоянна стойност, равна на топлинния капацитет на веществата при T = 298 K и тяхната алгебрична сума се намира, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти:
Тогава от формулата (*) получаваме приблизителна формула:
Най-точното трето приближение отчита температурната зависимост на ентолпията и ентропията на веществата и изчислението се извършва по формулата (*).
Стандартната промяна в енергията на Гибс ви позволява да определите основната характеристика на химическата реакция - константата на химичното равновесие.
Всяка химическа реакция след известно време след началото си достига до равновесно състояние. Равновесието е състояние, при което съставът на системата не се променя с времето. Равновесието на реакцията ще се характеризира с равновесната константа. Константите, изразени чрез парциални налягания, са от най-голямо практическо значение.
Ако всички вещества, участващи в реакцията, са в стандартни състояния, тогава в този случай
Чрез изчисляване на числената стойност на равновесната константа може да се изчисли добивът на всеки реакционен продукт и да се оценят оптималните условия за реакцията (налягане и температура).
Освен това, знаейки знака на стандартната промяна в енергията на Гибс, може да се оцени термодинамичната вероятност на реакцията. Ако, тогава реакцията може да протече спонтанно при дадените условия. Ако, тогава реакцията не протича при дадените условия.
Селищна част
Топлинен ефект на реакцията при T=298 K:
Промяната в ентропията на реакцията при T=298 K:
Първи подход (:
Топлинните мощности на веществата, участващи в реакцията при T=298 K:
Алгебрична сума на топлинните мощности при T=298 K:
Тогава промяната в топлинния ефект и ентропията на реакцията при T=1800 K:
второ приближение (
В третото приближение ще вземем предвид фазовите преходи, в тази реакция, топенето на манган. След това разделяме целия температурен интервал 298-1800K на два сегмента: преди точката на топене и след нея и разглеждаме топлинния капацитет на веществата като функция в зависимост от температурата.
За температурен диапазон 298 - 1517 K:
За интервала 1517 - 1800 K:
Стойностите на промяната в топлинния ефект на реакцията и промяната в ентропията на реакцията, като се вземе предвид фазовият преход:
Трето приближение (
Нека определим константата на равновесието на реакцията за три приближения:
Таблица с изчислени данни.
- Във всички приближения изчислената стойност на промяната в енергията на Гибс е положителна. Това означава, че реакцията при температура 1800K не може да протече.
- Промяната в топлинния ефект на реакцията също е положителна във всички приближения, което означава, че реакцията е ендотермична и протича с поглъщане на топлина.
- а) Влияние на температурата върху константата на равновесие:
откъдето може да се види, че с повишаване на температурата равновесната константа ще се увеличи и съответно равновесието ще се измести към продуктите на реакцията.
б) Ефект на налягането върху константата на равновесие:
където Const е някаква стойност; промяна в моларния обем в резултат на реакция.
освен това, с увеличаване на налягането в системата, константата на равновесието ще се увеличи и равновесието ще се измести към продуктите на реакцията.
Разгледаните фактори обобщават принципа на изместване на равновесието, наричан още принцип на Льо Шателие: ако се окаже външно въздействие върху система в състояние на истинско равновесие, тогава в системата възниква спонтанен процес, който компенсира това влияние.
Литература:
- А. Г. Морачевски, И. Б. Сладков. Ръководство за извършване на термодинамични изчисления. – Л.: ЛПИ, 1975.
- А. П. Рузинов, Б. С. Гулницки. Равновесни трансформации на химичните реакции. - М .: Металургия, 1976.
Въведение.Термодинамичните изчисления позволяват да се заключи, че този процес е възможен, да се изберат условията за провеждане на химична реакция, да се определи равновесният състав на продуктите, да се изчислят теоретично постижимите степени на превръщане на изходните вещества и добивите на продуктите , както и енергийни ефекти (топлина на реакция, топлина на промяна на агрегатното състояние), което е необходимо за съставяне на енергийни баланси и определяне на енергийните разходи.
Най-важните понятия на термодинамиката са „топлина на процеса“ и „работа“. Величините, характеризиращи състоянието на една термодинамична система, се наричат термодинамични параметри. Те включват: температура, налягане, специфичен обем, плътност, моларен обем, специфична вътрешна енергия. Наричат се количества, пропорционални на масата (или количеството материя) на разглежданата термодинамична система обширен;това са обем, вътрешна енергия, енталпия, ентропия. Интензивенколичествата не зависят от масата на термодинамичната система и само те служат като термодинамични параметри като състояния. Това са температура, налягане и обширенколичества, свързани с единица маса, обем или количество вещество. Промяната на интензивни параметри с цел ускоряване на химико-технологичните процеси се нарича интензификация.
При екзотермични реакции запасът от вътрешна енергия на изходните вещества (U 1) е по-голям от този на получените продукти (U 2). Разликата ∆U = U 1 - U 2 се превръща под формата на топлина. Напротив, при ендотермични реакции, поради поглъщането на определено количество топлина, вътрешната енергия на веществата се увеличава (U 2 > U 1). ∆U се изразява в J / mol или в техническите изчисления те се отнасят за 1 kg или 1 m 3 (за газове). Изследването на топлинните ефекти на реакции или състояния на агрегиране, или смесване, разтваряне се занимава с раздела на физическата химия или химическата термодинамика - термохимия. В термохимичните уравнения се посочва топлинният ефект на реакцията. Например: C (графит) + O 2 \u003d CO 2 + 393,77 kJ / mol. Топлините на разлагане имат обратен знак. За тяхното дефиниране се използват таблици. Според D.P. Konovalov топлината на изгаряне се определя от съотношението: Q burn = 204.2n + 44.4m + ∑x (kJ / mol), където n е броят на моловете кислород, необходими за пълното изгаряне на 1 мол от дадено вещество, m е броят молове вода, образувани при изгарянето на 1 мол вещество, ∑x е постоянна корекция за дадена хомоложна серия. Колкото по-неограничено, толкова повече ∑x.
За ацетиленовите въглеводороди ∑x=213 kJ/mol. За етиленови въглеводороди ∑x=87,9 kJ/mol. За наситени въглеводороди ∑x=0. Ако молекулата на съединението има различни функционални групи и видове връзки, тогава топлинната характеристика се намира чрез сумиране.
Топлинният ефект на реакцията е равен на сумата от топлините на образуване на реакционните продукти минус сумата на топлините на образуване на изходните вещества, като се вземе предвид броят молове на всички вещества, участващи в реакцията. Например, за обща реакция: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x топлинен ефект: Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)
Топлинният ефект на реакцията е равен на сумата от топлините на изгаряне на изходните вещества минус сумата на топлините на изгаряне на реакционните продукти, като се вземе предвид броят молове на всички реагенти. За същата обща реакция:
Q x \u003d (n 1 Q A изгаряне + n 2 Q B изгаряне) - (n 3 Q C изгаряне + n 4 Q D изгаряне)
Вероятностпротичането на равновесните реакции се определя от константата на термодинамичното равновесие, която се определя от:
К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Анализът на този израз показва, че за ендотермичните реакции (Q< 0, ∆Hº > 0) с намаляване на ентропията (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. По-нататък термодинамичният подход към химичните реакции ще бъде разгледан по-подробно.
Лекция 4
Основни закони на термодинамиката. Първи закон на термодинамиката. Топлинен капацитет и енталпия. Енталпия на реакцията. Енталпия на образуване на съединението. Енталпия на горене. Законът на Хес и енталпията на реакцията.
Първи закон на термодинамиката:промяната във вътрешната енергия (∆E) на системата е равна на работата на външните сили (A′) плюс количеството пренесена топлина (Q): 1)∆E=A′+Q; или (2-ри тип) 2)Q=∆E+A – количеството топлина, предадено на системата (Q), се изразходва за промяна на нейната вътрешна енергия (∆E) и работата (A), извършена от системата. Това е един от видовете закон за запазване на енергията. Ако промяната в състоянието на системата е много малка, тогава: dQ=dE+δA - такъв запис за малки (δ) промени. За газ (идеален) δА=pdV. В изохорния процес δA=0, тогава δQ V =dE, тъй като dE=C V dT, тогава δQ V =C V dT, където C V е топлинният капацитет при постоянен обем. В малък температурен диапазон топлинният капацитет е постоянен, следователно Q V =C V ∆T. От това уравнение е възможно да се определи топлинният капацитет на системата и топлината на процесите. C V - според закона на Джаул-Ленц. В изобарен процес, протичащ без полезна работа, като се има предвид, че p е константа и може да бъде извадено от скобата под диференциалния знак, т.е. δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH, тук H е енталпията на системата. Енталпията е сумата от вътрешната енергия (E) на системата и произведението на налягането и обема. Количеството топлина може да се изрази чрез изобарен топлинен капацитет (С Р): δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = const) и Q P =∆H(p = const) - след обобщение. От това следва, че количеството топлина, получено от системата, се определя еднозначно от промяната на някаква функция на състоянието (енталпия) и зависи само от началното и крайното състояние на системата и не зависи от формата на пътя, по който протича процесът развити. Тази разпоредба е в основата на разглеждането на проблема с топлинните ефекти на химичните реакции.
Топлинен ефект на реакциятае свързано с промяната в химическата променлива количество топлина, получена от системата, в която протича химическата реакция и реакционните продукти заемат температурата на първоначалните реагенти (като правило Q V и Q P).
Реакции с отрицателен термичен ефект, т.е. с отделянето на топлина в околната среда, се нарича екзотермичен. Реакции с положителенсе наричат термичен ефект, т.е. протичащ с поглъщането на топлина от околната среда ендотермичен.
Стехиометричното уравнение на реакцията ще бъде: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i или ∆H=∑y i H i ; j са символи на продукти, i са символи на реагенти.
Тази позицияе наречен Законът на Хес: величините Е i , H i са функции на състоянието на системата и, следователно, ∆H и ∆Е, и по този начин топлинните ефекти Q V и Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) зависят само от това какво веществата реагират при дадени условия и какви продукти се получават, но не зависят от пътя, по който е протекъл химичният процес (реакционен механизъм).
С други думи, енталпията на химическа реакция е равна на сумата от енталпиите на образуване на реакционните компоненти, умножени по стехиометричните коефициенти на съответните компоненти, взети със знак плюс за продуктите и със знак минус за изходните вещества. Да намерим като пример∆H за реакцията PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl (2)
Табличните стойности на енталпиите на образуване на реакционния компонент са съответно за PCl 5 - 463 kJ / mol, за вода (течност) - 286,2 kJ / mol, за H 3 PO 4 - 1288 kJ / mol, за HCl (газ) - 92,4 kJ / mol. Замествайки тези стойности във формулата: Q V =∆E, получаваме:
∆H=-1288+5(-92.4)–(-463)–4(-286.2)=-142kJ/mol
За органичните съединения, както и за CO, е лесно да се извърши процесът на изгаряне до CO 2 и H 2 O. Стехиометричното уравнение за изгаряне на органично съединение със състав C m H n O p може да бъде записано като :
(3) C m H n O p + (p-m-n / 4) O 2 \u003d mCO 2 + n / 2 H 2 O
Следователно енталпията на горене съгласно (1) може да бъде изразена чрез енталпиите на нейното образуване и образуването на CO 2 и H 2 O:
∆H sg =m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp
След като се определи топлината на изгаряне на изследваното съединение с помощта на калориметър и се знае ∆H CO 2 и ∆H H 2 O, може да се намери енталпията на неговото образуване.
Законът на Хесви позволява да изчислите енталпиите на всякакви реакции, ако за всеки компонент на реакцията е известна една от неговите термодинамични характеристики - енталпията на образуване на съединение от прости вещества. Енталпията на образуване на съединение от прости вещества се разбира като ∆H на реакция, водеща до образуването на един мол съединение от елементи, взети в техните типични състояния на агрегиране и алотропни модификации.
Лекция 5
Вторият закон на термодинамиката. Ентропия. Функция на Гибс. Промени във функцията на Гибс по време на химични реакции. Константа на равновесие и функция на Гибс. Термодинамична оценка на вероятността от реакция.
Вторият закон на термодинамикатанаречено твърдението, че е невъзможно да се построи вечен двигател от втори вид. Законът е получен емпирично и има две формулировки, еквивалентни една на друга:
а) невъзможен е процес, чийто единствен резултат е превръщането на цялата топлина, получена от определено тяло, в еквивалентна на него работа;
б) невъзможен е процес, единственият резултат от който е преносът на енергия под формата на топлина от по-малко нагрято тяло към по-горещо тяло.
Функцията δQ/T е общият диференциал на някаква функция S: dS=(δQ/T) arr (1) – тази функция S се нарича ентропия на тялото.
Тук Q и S са пропорционални един на друг, тоест с увеличаване на (Q) (S) - се увеличава и обратно. Уравнение (1) съответства на равновесен (обратим) процес. Ако процесът е неравновесен, тогава ентропията се увеличава, тогава (1) се трансформира:
dS≥(δQ/T)(2) Така, когато протичат неравновесни процеси, ентропията на системата се увеличава. Ако (2) се замести в първия закон на термодинамиката, получаваме: dE≤TdS-δA. Прието е да се записва във формата: dE≤TdS-δA'-pdV, следователно: δA'≤-dE+TdS-pdV, тук pdV е равновесната разширителна работа, δA' е полезната работа. Интегрирането на двете части на това неравенство за изохорно-изотермичен процес води до неравенството: A'V≤-∆E+T∆S(3). А интегрирането за изобарно-изотермичния процес (Т=const, p=const) води до неравенството:
A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)
Десните части (3 и 4) могат да бъдат записани съответно като промени на някои функции:
F=E-TS(5) и G=E-TS+pV; или G=H-TS (6)
F е енергията на Хелмхолц и G е енергията на Гибс, тогава (3 и 4) могат да бъдат записани като A’ V ≤-∆F (7) и A’ P ≤-∆G (8). Законът за равенството съответства на равновесен процес. В този случай се извършва най-полезната работа, тоест (A’ V) MAX = -∆F и (A’ P) MAX = -∆G. F и G се наричат съответно изохорно-изотермични и изобарно-изотермични потенциали.
Равновесие на химичните реакциихарактеризиращ се с процес (термодинамичен), при който системата преминава през непрекъсната серия от равновесни състояния. Всяко от тези състояния се характеризира с неизменност (във времето) на термодинамичните параметри и отсъствието на материя и топлинни потоци в системата. Равновесното състояние се характеризира с динамичния характер на равновесието, т.е. равенството на преките и обратните процеси, минималната стойност на енергията на Гибс и енергията на Хелмхолц (т.е. dG=0 и d 2 G>0; dF =0 и d 2 F>0). При динамично равновесие скоростите на правата и обратната реакция са еднакви.Трябва да се спазва и уравнението:
µ J dn J =0, където µ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J е химичният потенциал на компонент J; n J е количеството на компонент J (mol). Голяма стойност на µ J показва висока реактивност на частиците.
∆Gº=-RTLnK p(9)
Уравнение (9) се нарича уравнение на изотермата на van't Haff. Стойността на ∆Gº в таблици в справочната литература за много хиляди химически съединения.
K p \u003d e - ∆ G º / (RT) \u003d e - ∆ H º / RT ∙ e ∆ S º / R (11). От (11) може да се даде термодинамична оценка на вероятността за протичане на реакцията. И така, за екзотермични реакции (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1 и ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) с намаляване на ентропията (∆Sº>0) спонтанното протичане на процеса е невъзможно.
Ако ∆Hº и ∆Sº имат един и същ знак, термодинамичната вероятност за протичане на процеса се определя от специфичните стойности на ∆Hº, ∆Sº и Tº.
Помислете, използвайки примера на реакцията на синтез на амоняк, комбинирания ефект на ∆Н o и ∆S o върху възможността за осъществяване на процеса:
За тази реакция ∆Н o 298 = -92,2 kJ / mol, ∆S o 298 = -198 J / (mol * K), T∆S o 298 = -59 kJ / mol, ∆G o 298 = -33, 2kJ/mol.
От дадените данни се вижда, че изменението на ентропията е отрицателно и не е в полза на реакцията, но в същото време процесът се характеризира с голям отрицателен енталпийски ефект ∆Hº, поради което процесът е възможен. С повишаване на температурата реакцията, както се вижда от калориметричните данни, става още по-екзотермична (при T=725K, ∆H=-113kJ/mol), но при отрицателна стойност на ∆Sо, повишаването на температурата значително намалява вероятността за възникване на процеса.
Един от най-важните въпроси в химията е въпросът за възможността за химична реакция. Количествен критерий за фундаменталната осъществимост на химическа реакция е по-специално характеристичната функция на състоянието на системата, наречена енергия на Гибс (G). Преди да пристъпим към разглеждането на този критерий, нека се спрем на редица определения.
спонтанни процеси.Спонтанните процеси са процеси, протичащи без захранване с енергия от външен източник. Много химични процеси са спонтанни, като разтварянето на захарта във вода, окисляването на металите във въздуха (корозия) и др.
Обратими и необратими процеси.Много химични реакции протичат в една посока до пълното изчерпване на реагентите. Такива реакции се наричат химически необратими. Пример за това е взаимодействието на натрий и вода.
Други реакции протичат първо в права посока, а след това в права и обратна посока поради взаимодействието на реакционните продукти. В резултат на това се образува смес, съдържаща както изходните материали, така и реакционните продукти. Такива реакции се наричат химически обратими.В резултат на химически обратим процес, истинско (стабилно) химично равновесие, който се характеризира със следните характеристики:
1) при липса на външни влияния състоянието на системата остава непроменено за неопределено време;
2) всяка промяна на външните условия води до промяна в състоянието на системата;
3) състоянието на равновесие не зависи от коя страна е достигнато.
Пример за система в истинско равновесие е еквимолекулна смес
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g).
Всяка промяна в температурата или други условия предизвиква промяна в равновесието, т.е. промяна в състава на системата.
В допълнение към истинските равновесия много често се срещат привидни (лъжливи, възпрепятствани) равновесия, когато състоянието на системата се запазва във времето за много дълго време, но малко въздействие върху системата може да доведе до силна промяна в нейното състояние. Пример за това е смес от водород и кислород, която при стайна температура при липса на външни влияния може да остане непроменена за неопределено време. Достатъчно е обаче да се въведе платинизиран азбест (катализатор) в тази смес, тъй като ще започне енергична реакция.
H 2 (g) + O 2 (g) \u003d H 2 O (g),
което води до пълно изчерпване на изходните материали.
Ако същият катализатор се въведе при същите условия в течна вода, тогава е невъзможно да се получи първоначалната смес.
Ентропия.Състоянието на всяка система може да се характеризира със стойностите на директно измерените параметри (p, T и др.). то характеристика на макросъстоянието на системата.Състоянието на системата може да се опише и чрез характеристиките на всяка частица от системата (атом, молекула): координата, честота на вибрация, честота на въртене и др. то характеристика на микросъстоянието на системата.Системите се състоят от много голям брой частици, така че едно макросъстояние ще съответства на огромен брой различни микросъстояния. Това число се нарича термодинамична вероятност на състоянието и се означава като У.
Термодинамичната вероятност е свързана с друго свойство на материята - ентропия (S, J / (mol. K)) -Формула на Болцман
където R е универсалната газова константа и N A е константата на Авогадро.
Физическото значение на ентропията може да се обясни чрез следния мисловен експеримент. Нека идеален кристал от някакво вещество, като натриев хлорид, се охлади до абсолютна нула. При тези условия натриевите и хлорните йони, които изграждат кристала, стават практически неподвижни и това макроскопично състояние се характеризира с едно микросъстояние, т.е. W=1, а в съответствие с (3.13) S=0. С повишаване на температурата йоните започват да се колебаят около равновесните позиции в кристалната решетка, броят на микросъстоянията, съответстващи на едно макросъстояние, се увеличава и следователно S>0.
По този начин, ентропията е мярка за разстройството на състоянието на системата.Ентропията на системата се увеличава при всички процеси, придружени от намаляване на реда (нагряване, разтваряне, изпарение, реакции на разлагане и др.). Процесите, протичащи с увеличаване на реда (охлаждане, кристализация, компресия и т.н.), водят до намаляване на ентропията.
Ентропията е функция на състоянието, но за разлика от повечето други термодинамични функции е възможно експериментално да се определи абсолютната стойност на ентропията на дадено вещество. Тази възможност се основава на постулата на М. Планк, според който при абсолютна нула ентропията на идеален кристал е нула(трети закон на термодинамиката).
Температурната зависимост на ентропията на веществото е представена качествено на фиг. 3.1.
На фиг. 3.1 може да се види, че при температура, равна на 0 K, ентропията на веществото е нула. С повишаване на температурата ентропията нараства плавно, а в точките на фазовите преходи се извършва рязко нарастване на ентропията, което се определя от съотношението
(3.14)
където Δ f.p S, Δ f.p H и T f.p са съответно промените в ентропията, енталпията и температурата на фазов преход.
Ентропията на вещество B в стандартно състояние се означава като . За много вещества се определят абсолютните стойности на стандартните ентропии и се дават в справочници.
Ентропията, подобно на вътрешната енергия и енталпията, е функция на състоянието, така че промяната в ентропията на система в даден процес не зависи от нейния път и се определя само от началното и крайното състояние на системата. Промяната в ентропията по време на химическа реакция (3.10) може да се намери като разликата между сумата от ентропиите на реакционните продукти и сумата от ентропиите на изходните материали:
В една от формулировките се използва понятието ентропия втори закон на термодинамиката: в изолирани системи могат спонтанно да протичат само процеси, протичащи с увеличаване на ентропията (ΔS>0).Изолираните системи се разбират като системи, които не обменят нито материя, нито енергия с околната среда. Системите, в които протичат химични процеси, не принадлежат към изолирани системи, т.к те обменят енергия с околната среда (топлинния ефект на реакцията) и в такива системи могат да протичат процеси и с намаляване на ентропията.
SO 2 (g) + 2H 2 S (g) \u003d 3S (t) + 2H 2 O (l), ако стандартните ентропии на серен оксид (IV), сероводород, сяра и вода са 248,1; 205,64; 31,88 и 69,96 J/(mol K), съответно.
Решение.Въз основа на уравнение (3.15), можем да запишем:
Ентропията при тази реакция намалява, което е свързано с образуването на твърди и течни продукти от газообразни вещества.
Пример 3.8.Без да правите изчисления, определете знака на промяната на ентропията в следните реакции:
1) NH 4 NO 3 (c) \u003d N 2 O (g) + 2H 2 O (g),
2) 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g),
3) 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g).
Решение.В реакция (1) 1 mol NH 4 NO 3 в кристално състояние образува 3 mol газове, следователно D r S 1 >0.
В реакции (2) и (3) както общият брой молове, така и броят молове газообразни вещества намаляват. Следователно D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).
Енергия на Гибс(изобарно-изотермичен потенциал). В много случаи спонтанните процеси в природата протичат при наличие на потенциална разлика, например разликата в електрическите потенциали предизвиква пренос на заряд, а разликата в гравитационните потенциали причинява падане на тялото. Тези процеси приключват при достигане на минималния потенциал. Движещата сила на химичните процеси, протичащи при постоянно налягане и температура, е изобарно-изотермичният потенциал, т.нар. Енергия на Гибси означено Ж. Промяната в енергията на Гибс в химичен процес се определя от отношението
ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)
където ΔG е промяната в енергията на Гибс на химичния процес; ΔH е промяната в енталпията на химичния процес; ΔS е промяната в ентропията на химичния процес; Т е температура, K.
Уравнение (3.16) може да бъде представено в следната форма:
∆H = ∆G + T∆S. (3.17)
Значението на уравнение (3.17) е, че част от топлинния ефект на реакцията се изразходва за извършване на работа (ΔG), а част се разсейва в околната среда (TΔS).
Енергията на Гибс е критерий за фундаменталната възможност за спонтанна реакция. Ако енергията на Гибс намалее по време на реакцията, тогава процесът може да протече спонтанно при следните условия:
ΔG< 0. (3.18)
Процесът при тези условия не е осъществим, ако
ΔG > 0. (3.19)
Изразите (3.18) и (3.19) едновременно означават, че обратната реакция не може (3.18) или може (3.19) да протече спонтанно.
Реакцията е обратима, т.е. може да тече както в права, така и в обратна посока, ако
Уравнение (3.20) е термодинамично условие за химично равновесие.
Съотношения (3.18) – (3.20) са приложими и за фазови равновесия, т.е. до случаите, когато две фази (агрегатни състояния) на едно и също вещество са в равновесие, например лед и течна вода.
Фактори на енталпия и ентропия.От уравнения (3.16) и (3.18) следва, че процесите могат да протичат спонтанно (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Ако енталпията на системата нараства (ΔH>0), а ентропията намалява (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). При други признаци на ΔS и ΔН принципната възможност за протичане на процеса се определя от съотношението на факторите енталпия (ΔH) и ентропия (ТΔS).
Ако ΔН>0 и ΔS>0, т.е. Тъй като енталпийният компонент противодейства, а ентропийният компонент благоприятства хода на процеса, реакцията може да протече спонтанно благодарение на ентропийния компонент, при условие че |ΔH|<|TΔS|.
Ако енталпийният компонент благоприятства, а ентропията противодейства на процеса, тогава реакцията може да протече спонтанно поради енталпийния компонент, при условие че |ΔH|>|TΔS|.
Влияние на температурата върху посоката на реакцията.Температурата влияе на компонентите на енталпията и ентропията на енергията на Гибс, което може да бъде придружено от промяна на знака на енергията на Гибс на тези реакции, а оттам и на посоката на реакциите. За груба оценка на температурата, при която се променя знакът на енергията на Гибс, можем да пренебрегнем зависимостта на ΔН и ΔS от температурата. Тогава от уравнение (3.16) следва, че знакът на енергията на Гибс ще се промени при температурата
Очевидно е, че промяната на знака на енергията на Гибс с промяна на температурата е възможна само в два случая: 1) ΔН>0 и ΔS>0 и 2) ΔН<0 и ΔS<0.
Стандартната енергия на Гибс на образуване е промяната в енергията на Гибс на реакцията на образуване на 1 mol съединение от прости вещества, които са стабилни при стандартни условия. Енергията на Гибс за образуване на прости вещества се приема за нула. Стандартните енергии на Гибс за образуване на вещества могат да бъдат намерени в съответните справочници.
Енергия на Гибс на химическа реакция.Енергията на Гибс е функция на състоянието, т.е. изменението му в процеса не зависи от пътя на протичането му, а се определя от началното и крайното състояние на системата. Следователно енергията на Гибс на химическата реакция (3.10) може да се изчисли от формулата
Обърнете внимание, че заключенията за фундаменталната възможност за протичане на реакцията по отношение на Δ r G са приложими само за тези условия, за които е изчислена промяната в енергията на Гибс на реакцията. Ако условията се различават от стандартните, тогава уравнението може да се използва за намиране на Δ r G изотерми на Вант Хоф, което за реакцията (3.10) между газове се записва като
(3.23)
и между разтворените вещества
(3.24)
където са парциалните налягания на съответните вещества; c A, c B, c D , c E са концентрациите на съответните разтворени вещества; a, b, d, e са съответните стехиометрични коефициенти.
Ако реагентите са в стандартно състояние, тогава уравненията (3.23) и (3.24) стават уравнението
Пример 3.9.Определете възможността за реакция NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) при стандартни условия при температура 298,15 K, като използвате данни за стандартните енталпии на образуване и ентропии.
Решение.Въз основа на първото следствие от закона на Хес намираме стандартната енталпия на реакцията:
; реакцията е екзотермична, следователно енталпийният компонент благоприятства реакцията.
Изчисляваме промяната в ентропията на реакцията съгласно уравнението
Реакцията е придружена от намаляване на ентропията, което означава, че ентропийният компонент противодейства на реакцията.
Намираме промяната в енергията на Гибс на процеса съгласно уравнение (3.16):
Така тази реакция може да протече спонтанно при стандартни условия.
Пример 3.10.Използвайки данни за стандартните енталпии на образуване и ентропии, определете при каква температура ще настъпи равновесие в системата N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).
Решение.Условието за равновесие на системата е ΔG=0. За да направим това, използвайки съотношението (3.21), намираме температурата, при която ΔG=0. Изчислете стандартната енталпия и ентропия на реакцията:
Енталпийният компонент благоприятства, а ентропийният компонент противодейства на реакцията, което означава, че при определена температура е възможно да се промени знакът на енергията на Гибс, т.е. да се промени посоката на реакцията.
Условието за равновесие ще бъде написано, както следва:
∆G = ∆H –T∆S,
или замествайки числови стойности, получаваме
0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.
Следователно реакцията ще бъде в равновесие при температура
ДА СЕ.
Под тази температура реакцията ще протича в права посока, а над тази температура в обратна посока.
Пример 3.11.При определена температура T ендотермичната реакция A®B практически завършва. Определете: а) знака D r S на реакцията; б) знак DG на реакцията В ® А при температура Т; в) възможността за реакция B ® A при ниски температури.
Решение.а) Спонтанното възникване на реакцията A ® B показва, че DG<0. Поскольку DН>0, след това от уравнението
DG = DH - TDS предполага, че DS>0; за обратна реакция B ® A DS<0.
b) За реакцията A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.
в) Реакцията A ® B е ендотермична (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.
Пример 3.12.Изчислете стойността на енергията на Гибс и определете дали реакцията CO + Cl 2 ÛCOCl 2 е възможна при температура 700 K, ако равновесната константа на реакцията при тази температура е 10,83 atm -1 и парциалните налягания на всички компоненти са еднакви и равни на едно.
Решение.Връзката D r G 0 и K r на реакцията A + B Û C + D се дава от уравнението на изотермата (3.22)
При стандартни условия, когато парциалното налягане на всеки реагент е 1 atm, това съотношение ще приеме формата
Следователно, реакцията при T=700 K може да протече спонтанно в посока напред.
Въпроси и задачи за самоподготовка
1. Дайте числените стойности на налягането и температурата в международната система от единици, както и в атмосфери, милиметри живак и градуси по Целзий, съответстващи на стандартни и нормални условия.
2. На какво условие отговарят държавните функции? Какво определя промяната в стойността на функцията на състоянието в процеса?
3. Постоянността на какви параметри характеризира изобарно-изотермичните и изохорно-изотермичните процеси?
4. Формулирайте първия закон на термодинамиката.
5. При какви условия топлинният ефект на процеса ще бъде: а) равен на изменението на енталпията на този процес; б) е равна на изменението на вътрешната енергия на процеса?
6. Химическата реакция протича в затворен реактор. Промяната в коя функция на състоянието ще определи топлинния ефект на реакцията?
7. По време на химическа реакция температурата на системата се повишава. Екзотермичен или ендотермичен е този процес? Какъв знак (+) или (-) има промяната на енталпията на този процес?
8. Формулирайте закона на Хес.
9. Дефинирайте термина "стандартна енталпия на образуване на вещество".
10. Какви са стандартните енталпии на образуване на молекулярен хлор и стабилна при температура 298 K модификация на желязо α-Fe?
11. Стандартната енталпия на образуване на бял фосфор е нула, а червеният - (-18,41) kJ / mol. Коя от алотропните модификации е по-стабилна при температура 25 o C?
12. Формулирайте 1-во следствие от закона на Хес.
13. Дефинирайте понятието "стандартна енталпия на изгаряне на вещество".
14. Как са стабилни стандартната енталпия на образуване на въглероден диоксид и стандартната енталпия на изгаряне при T = 298 K модификация на въглерод - графит?
15. Дайте 3 примера за спонтанни химични процеси.
16. Избройте признаците на химичното (истинско) равновесие.
17. Дайте примери за процеси, придружени от: а) нарастване на ентропията; б) намаляване на ентропията.
18. Какъв знак трябва да има изменението на ентропията на спонтанно протичаща реакция, ако Δ r Н=0?
19. Какъв знак трябва да има промяната в ентропията на реакцията на термично разлагане на калциев карбонат? Защо? Напишете уравнението на реакцията.
20. Какви термодинамични свойства на участниците в реакцията трябва да знаете, за да разрешите въпроса за възможността за реакция?
21. Екзотермичната реакция между газовете е придружена от увеличаване на обема. Какво може да се каже за възможността от такава реакция?
22. В кой от следните случаи е възможно да се промени посоката на реакцията с промяна на температурата: а) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; в) DH<0, DS>0; г) DH>0, DS<0?
23. Намерете стандартната енталпия за окисление на газообразен серен (IV) оксид с кислород до газообразен серен (VI) оксид. Стандартни енталпии на образуване SO 2 - (-297 kJ / mol) и SO 3 - (-395 kJ / mol).
Отговор: -196 kJ.
24. Посочете знака на промяната на ентропията в следните реакции:
а) CO (G) + H 2 (G) \u003d C (T) + H 2 O (G);
б) CO 2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);
в) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO 2 (G);
d) H2O (W) \u003d H2O (G);
Отговор: а) (-); б) (+); c)(~0); г) (+); д) (-).
25. Намерете стандартната ентропия на реакцията на окисление на газообразен серен (IV) оксид с кислород до газообразен серен (VI) оксид. Стандартна ентропия на образуване на SO 2 - (248 J / (мол K), SO 3 - (256 J / (mol K)), O 2 - (205 J / (mol K)).
Отговор: -189 J/K.
26. Намерете енталпията на реакцията за синтез на бензен от ацетилен, ако енталпията на изгаряне на бензен е (-3302 kJ / mol), а ацетилен - (-1300 kJ / mol).
Отговор: - 598 kJ.
27. Намерете стандартната енергия на Гибс на реакцията на разлагане на натриев бикарбонат. Възможно ли е при тези условия реакцията да протече спонтанно?
Отговор: 30,88 kJ.
28. Намерете стандартната енергия на Гибс на реакцията 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (реакции на корозия на въглеродна стомана с водна пара). Възможно ли е при тези условия реакцията да протече спонтанно?
Отговор: -54,45 kJ.
29. При каква температура ще настъпи химично равновесие в системата 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?
Отговор: 777 K.
30. Намерете топлинния ефект от процеса на изпаряване на 1 g вода (специфична топлина на изпарение) при температура 298 K, ако стандартната енталпия на образуване на H 2 O (l) е (-285,84 kJ / mol), и газообразни - (-241,84 kJ / mol).
Отговор: 2,44 kJ / g.
3.4.Задачи за текущ и междинен контрол
Раздел I
1. Процесът на образуване на въглероден диоксид по време на изгарянето на графит в кислород може да протече по два начина:
I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O 2 \u003d 2CO 2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
II. C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), D r H ° \u003d -393 kJ.
Намерете D f H°(CO).
Отговор: -110 kJ / mol.
2. Изчислете енталпията на образуване и енталпията на изгаряне на въглероден окис (CO) въз основа на следните реакции:
I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° \u003d -220 kJ.
II. 2CO (g) + O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
Отговор: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.
3. Намерете стандартната енталпия на образуване на натриев сулфит от термохимичното уравнение
4Na 2 SO 3 (cr) \u003d 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) - 181,1 kJ,
ако 
kJ/mol и 
kJ/mol.
Отговор: -1090 kJ / mol.
4. Намерете стандартната енталпия на изгаряне на метан въз основа на реакцията CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ.
Отговор: -802 kJ / mol.
5. Прогнозирайте дали ще бъде положителен или отрицателен
промяна в ентропията на системата в реакциите:
а) H 2 O (g) ® H 2 O (g) (при температура 25 ° C);
b) CaCO 3 (t) ® CaO (t) + CO 2 (g);
c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);
d) N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g);
д) Ag + (разтвор) + Cl - (разтвор) = AgCl (t).
Давайте обяснения, без да правите изчисления.
Отговор: а) +; б) +; в) -; г) ~0; д) -.
6. Предскажете знака на системата DS във всяко от следните
процеси:
а) изпаряване на 1 mol CCl 4(g);
b) Br 2(g) → Br 2(g);
в) утаяване на AgCl(t) чрез смесване на NaCl(aq.) и AgNO3 (aq.).
Давайте обяснения.
Отговор: а) +; б) -; в)-.
7. Използвайки табличните стойности на абсолютните стойности на ентропиите на веществата при стандартни условия (S °), сравнете стойностите на абсолютните ентропии на веществата при температура 298 K във всяка от следните двойки :
а) O 2 (g) и O 3 (g);
б) C (диамант) и C (графит);
c) NaCl (t) и MgCl 2 (t).
Обяснете причината за разликата в S° във всеки случай.
8. Изчислете D r S° за реакции
а) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); б) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g),
използвайки таблични стойности на абсолютните ентропии на веществата при стандартни условия.
Отговор: а) -197,74 J/K; б) -188,06 J/K.
9. Използване на табличните стойности на абсолютните en-
тропий (S°), изчислете D r S° за следните процеси:
а) CO (g) + 2H 2 (g) \u003d CH 3 OH (g);
b) 2HCl (g) + Br 2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl 2 (g);
в) 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g).
Знакът на D r S° съгласува ли се във всеки случай с това, което трябва да се очаква въз основа на качествени представяния? Обяснете отговорите.
Отговор: а) -218,83 J/K; б) 94,15 J/K; в) -175,77 J/K.
10. Стандартната енталпия на образуване на CO (g) е -110,5 kJ/mol. Изгарянето на 2 mol CO (g) отделя 566 kJ топлина. Изчисли
Отговор: -393,5 kJ / mol.
11. Определете количеството топлина, отделена при гасене на 100 kg вар с вода: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), ако стандартните топлини на образуване CaO (k), H2O (l), Ca(OH)2(k) са съответно -635.14; -285.84; -986,2 kJ/mol.
Отговор: -1165357,2 kJ.
12. Определете енталпията на разлагане на водороден пероксид (H 2 O 2) във вода и кислород, като използвате данните по-долу:
SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + H 2 O 2 (p) \u003d SnCl 4 (p) + 2H 2 O (l), D r H ° \u003d -393,3 kJ;
SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + 1 / 2O 2 (g) \u003d SnCl 4 (p) + H 2 O (l), D r H ° \u003d -296,6 kJ.
Отговор: - 96,7 kJ.
13. Изчислете количеството топлина, което се отделя при производството на 10 6 kg амоняк на ден, ако
Отговор: -2,7. 10 9 kJ.
14. Определете въз основа на следните данни:
P 4 (cr) + 6Cl 2 (g) \u003d 4PCl 3 (l), D r H ° \u003d -1272,0 kJ;
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (cr), D r H ° \u003d -137,2 kJ.
Отговор: -455,2 kJ / mol.
15. Изчислете промяната в енталпията на реакцията при стандартни условия: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), въз основа на следните данни:
2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,
kJ/mol.
Отговор: -289,95 kJ.
16. Изчислете стандартната енталпия на реакцията на образуване на PbO, като използвате следните данни:
1) 2Pb (cr) + O 2 (g) \u003d 2PbO 2 (cr) - 553,2 kJ;
2) 2PbO 2 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117,48 kJ.
Отговор: -217,86 kJ / mol.
17. Изчислете стандартната енталпия на реакцията на образуване на CuCl, като използвате следните данни:
1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;
2) Cu (cr) + Cl 2 (g) = CuCl 2 (cr) - 205,9 kJ.
Отговор: 134,7 kJ / mol.
18. Изчислете Δ f H° на метилов алкохол в течно състояние, като знаете следните данни:
H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d H 2 O (g), D r H ° \u003d -285,8 kJ;
C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), D r H ° \u003d -393,7 kJ;
CH 3 OH (l) + 3 / 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (l), D r H ° \u003d -715,0 kJ.
Отговор: -250,3 kJ / mol.
19. Стандартните енталпии на изгаряне на бензен и ацетилен са съответно -3270 и -1302 kJ / mol. Определете D r H ° на превръщането на ацетилен в бензен: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).
Отговор: -636 kJ.
20. Определете стандартната енталпия на образуване на железен оксид (III), ако при окисляването на 20 g желязо се отделят 146,8 kJ топлина.
Отговор: -822 kJ / mol.
21. Изчислете количеството топлина, което се отделя при получаване на 22,4 литра амоняк (н.о.), ако
N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.
Отговор: -46 kJ.
22. Определете Δ f H° на етилен, като използвате следните данни.
C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g) + 2H 2 O (g) -1323 kJ;
C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) -393,7 kJ;
H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d H 2 O (g) -241,8 kJ.
Отговор: 52 kJ / mol.
23. Изчислете енталпията на реакцията F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),
ако F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;
Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.
Отговор: 198 kJ.
24. Изчислете стандартната енталпия на образуването на Hg 2 Br 2, като използвате следните данни:
1) HgBr 2 (cr) + Hg (g) = Hg 2 Br 2 (cr) - 37,32 kJ;
2) HgBr 2 (cr) \u003d Hg (l) + Br 2 (l) + 169,45 kJ.
Отговор: -206,77 kJ / mol.
25. Изчислете стандартната енталпия на образуване на натриев бикарбонат, като използвате следните данни:
2NaHCO 3 (cr) \u003d Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,
ако 
kJ/mol;
C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) - 393,7 kJ; H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d H 2 O (g) -241,8 kJ.
Отговор: -947,4 kJ / mol.
26. Изчислете стандартната енталпия на образуването на CaCO 3 (cr), като използвате следните данни:
Ca (OH) 2 (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (cr) + 173,9 kJ;
C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) - 393,7 kJ;
kJ/mol.
Отговор: -1206 kJ / mol.
27. Определете стандартната енталпия на образуване на железен оксид (III), ако по време на реакцията
2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2Al
за всеки 80 g Fe 2 O 3 се абсорбира 426,5 kJ топлина, 
kJ/mol.
Отговор: -823 kJ / mol.
28. Колко топлина трябва да се изразходва, за да се получат 11,2 kg желязо, ако в съответствие с термохимичното уравнение FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .
Отговор: 4600 kJ.
29. Намерете топлината на изгаряне на диаманта, ако стандартната топлина на изгаряне на графита е -393,51 kJ / mol, а топлината е
а фазовият преход С(графит) ® С(диамант) е
1,88 kJ/mol.
Отговор: -395,39 kJ / mol.
30. Колко топлина се отделя, когато 1 kg червен фосфор се превръща в черен фосфор, ако е известно,
че стандартните енталпии на образуване на червен и черен фосфор са съответно -18,41 и -43,20 kJ/mol.
Отговор: -800 kJ.
Раздел II
Изчислете стандартната промяна в енергията на Гибс на химическа реакция при температура 25 ° C от стойностите на стандартните енталпии на образуване и абсолютните ентропии на химичните съединения и установете възможността за спонтанна реакция:
1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2 O g.
Отговор: -955,24 kJ; реакция е възможна.
2. SO 2g + 2H 2 S g \u003d 3S до + 2H 2 O ямка.
Отговор: -107,25 kJ; реакция е възможна.
3. 2H 2 S g + 3O 2g = 2H 2 O g + 2SO 2g.
Отговор: -990,48 kJ; реакция е възможна.
4. 2NO g + O 3g + H 2 O добре \u003d 2HNO 3g.
Отговор: - 260,94 kJ; реакция е възможна.
5. 3Fe 2 O 3k + CO g \u003d 2Fe 3 O 4k + CO 2g.
Отговор: - 64,51 kJ; реакция е възможна.
6. 2CH 3 OH w + 3O 2g \u003d 4H 2 Og + 2CO 2g.
Отговор: - 1370,46 kJ; реакция е възможна.
7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H 2 O g.
Отговор: 228,13 kJ; реакция не е възможна.
8. Fe 2 O 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.
Отговор: -31,3 kJ; реакция е възможна.
9. C 2 H 4g + 3O 2g \u003d 2CO 2g + 2H 2 O g.
Отговор: -1313,9 kJ; реакция е възможна.
10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H 2 O g + 2N 2g.
Отговор: -1305,69 kJ; реакция е възможна.
11. 4NO 2g + O 2g + 2H 2 O x = 4HNO 3g.
Отговор: -55,08 kJ; реакция е възможна.
12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.
Отговор: -7,71 kJ; реакция е възможна.
13. 2C 2 H 2g + 5O 2g \u003d 4CO 2g + 2H 2 O g.
Отговор: -2452,81 kJ; реакция е възможна.
14. Fe 3 O 4k + 4H 2g \u003d 3Fe до + 4H 2 O g.
Отговор: 99,7 kJ; реакция не е възможна.
15. 2Fe 2 O 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.
Отговор: 297,7 kJ; реакция не е възможна.
16. Fe 3 O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.
Отговор: -14,88 kJ; реакция е възможна.
17. 2H 2 S g + O 2 g \u003d 2H 2 O ямка + 2S c.
Отговор: -407,4 kJ; реакция е възможна.
18. Fe 2 O 3k + 3H 2g \u003d 2Fe до + 3H 2 O g.
Отговор: 54,47 kJ; реакция не е възможна.
Изчислете стандартната промяна в енергията на Гибс на химическа реакция при температура 25 ° C от стойностите на стандартните енталпии на образуване и абсолютните ентропии на химичните съединения и определете при каква температура ще настъпи равновесие в системата.
19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O f.
Отговор: -93,1 kJ; ~552 К.
20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.
Отговор: -194,0 kJ; ~1632 К.
21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.
Отговор: -214,24 kJ; ~1462 К.
22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.
Отговор: 113,8 kJ; ~959 К.
23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.
Отговор: -142,36 kJ; ~ 963 K.
Изчислете промяната в енергията на Гибс на химическа реакция при температура 350 °C от стандартните енталпии на образуване и абсолютните ентропии на химичните съединения. Игнорирайте температурната зависимост на D f H° и S°. Задайте възможността за спонтанни реакции:
24. 2РН 3g + 4O 2g \u003d P 2 O 5k + 3H 2 O g.
Отговор: 1910,47 kJ; реакция е възможна.
25. Cl 2 g + SO 2 g + 2H 2 O w = H 2 SO 4 w + 2HCl g.
Отговор: -80,0 kJ; реакция е възможна.
26. P 2 O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.
Отговор: 860,0 kJ; реакция не е възможна.
27. 2CO g + SO 2g \u003d S до + 2CO 2g.
Отговор: -154,4 kJ; реакция е възможна.
28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H 2 O g.
Отговор: -57,9 kJ; реакция е възможна.
29. NO g + O 3 g = O 2 g + NO 2 g.
Отговор: -196,83 kJ; реакция е възможна.
30. CH 4g + 2O 2g \u003d CO 2g + 2H 2 O g.
Отговор: -798,8 kJ; реакция е възможна.
Възможността за спонтанна реакция;
ентропия;
Изобарна - изотермична потенциална или свободна енергия на Гибс.
Спонтаненнаричат се процеси, в резултат на които може да се получи полезна работа, неспонтаненса процесите, които трябва да изразходват работа.
Помислете за два спонтанни процеса - разтварянето на натриев хидроксид и разтварянето на амониев нитрат:
Това са спонтанни процеси, но единият от тях е съпроводен с отделяне на топлина, а другият с поглъщане на топлина. Както виждаме, знакът на топлинния ефект на процеса (коефициент на енталпия) не определя еднозначно възможността за спонтанен процес. Има 2-ри фактор за спонтанността на процеса - ентропиен фактор.
Какво е ентропия?
Състоянието на всяка система може да се опише, от една страна, чрез стойността на измерените параметри на системата (макросъстояния на системата), от друга страна, състоянието на системата може да се опише чрез набор от моментни микросъстояния , които съответстват на различни енергийни нива на микрочастиците, изграждащи нашата система.
Броят на микросъстоянията, който съответства на дадено макросъстояние на материята, се нарича термодинамична вероятностнеговите състояния (W), т.е. W е броят на начините, по които молекулите могат да бъдат разпределени между различни енергийни нива.
Свързана с вероятността за термодинамично състояние е функцията на състоянието на системата, наречена ентропия (S).
S = k ln W, където k е константата на Болцман, k ≈ 1,38∙10 -23 J/K,
W е термодинамичната вероятност за състоянието на системата.
За 1 мол вещество:
S = R ln W, където R е универсалната газова константа, тук S се измерва в .
Вероятност на състоянието максимумпри максимално разстройство на системата, т.е. ентропията е максимална, когато системата е в най-неподредено състояние. Към това се стреми системата спонтанно.
Всяка система има тенденция да премине в състояние на най-голямо безредие, тоест спонтанно всяка система има тенденция да увеличава ентропията. И ентропия е мярка за разстройството в системата. Увеличава се при такива физични процеси като топене, кипене, разширяване на газове. В химичните процеси ентропията се увеличава, ако се получат газообразни реакционни продукти от изходните вещества, взети в твърдо или течно състояние, или ако броят на молекулите се увеличи по време на реакцията.
Тоест, ентропията расте, защото се увеличава броят на движещите се частици.
Д.С.< 0 , - энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.
Помислете за промяната на ентропията в системата по време на прехода от едно състояние, характеризиращо се с обем V 1, към друго - с обем V 2:
Ако V 2 > V 1, тогава DS > 0, ако V 2< V 1 , то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.
Ентропията на идеален кристал при абсолютна нула е нула, така че можете да изчислите абсолютната стойност на ентропията за всяко вещество. Таблиците показват стандартната стойност на ентропията (S°) при стандартни условия.
Ентропияе функция на състоянието на материята, което означава, че не зависи от пътя на преминаване на системата от едно състояние в друго. За обратими изотермични процеси ( фазови преходи), промяната в ентропията е равна на промяната в енталпията, разделена на температурата:
Ентропията зависи от температурата:
Където CP е моларният топлинен капацитет при постоянно налягане.
Теоретична информация
Химическият процес може да се разглежда като първата стъпка в изкачването от химически обекти - електрон, протон, атом - към жива система.
Учението за химичните процеси- това е областта на науката, в която има най-дълбоко взаимопроникване на физиката, химията, биологията. Тази теория се основава на химичната термодинамика и кинетика.
Способността на веществото да претърпява химични трансформации се определя от тяхната реактивност, т.е. естеството на реагиращите вещества - състав, структура, характер на химичната връзка; енергийни фактори, които определят възможността за протичане на процеса и кинетични фактори, които определят скоростта на неговото протичане.
Почти всички химични процеси са съпроводени с отделяне или поглъщане на енергия, най-често под формата на топлина и работа.
топлина -количествена мярка за произволното, хаотично движение на частици, които образуват дадена система.
работа -количествена мярка за подреденото движение на частици в насочено силово поле.
Разделът от химията, който изучава преходите на енергия от една форма в друга по време на химични реакции и установява посоката и границите на техния спонтанен поток при определени условия, се нарича химическа термодинамика .
Обектът на изследване на химическата термодинамика е химическа система.
Система -това е изследваното тяло или група от тела, които взаимодействат помежду си и са мислено или реално отделени от околната среда чрез граници, които провеждат или не провеждат топлина.
В зависимост от характера на взаимодействието на системата с околната среда съществуват отворени, затворени и изолиранисистеми.
отворени системиможе да обменя енергия и материя с околната среда. Например, воден разтвор на натриев хлорид в отворен съд. Когато водата се изпари от разтвора и по време на топлообмен, масата на системата и нейната температура ще се променят, а следователно и енергията.
Затворени системине обменят материя с околната среда. Например разтвор на натриев хлорид в затворен съд. Ако разтворът и околната среда имат различни температури, тогава разтворът ще се нагрее или охлади и следователно неговата енергия ще се промени.
Изолирани системине може да обменя материя или енергия с околната среда. Изолираната система е идеализация. В природата няма такива системи. Но въпреки невъзможността за практическа реализация, изолираните системи позволяват да се определят максималните теоретични енергийни разлики между системата и нейната среда.
Състоянието на системата се определя от набор от свойства и се характеризира с термодинамични параметри : температура (), налягане (), обем (), плътност (), количество вещество (), извършена работа (), топлина (). Промяната в поне един термодинамичен параметър води до промяна в състоянието на системата като цяло. Ако всички параметри са постоянни във времето и пространството, тогава това състояние на системата се нарича равновесие .
В термодинамиката свойствата на системата се разглеждат в нейните равновесни състояния: начално и крайно, независимо от пътя на прехода на системата от едно състояние в друго. Преминаването на системата от едно състояние в друго при , = констНаречен изобарно-изотермичен,при , = конст– изохорно-изотермичен.
Най-важните задачи на химичната термодинамика са да изясни възможността или невъзможността за спонтанен процес на определена химична реакция при определени условия и в дадена посока; задаване на стойността на термодинамичните параметри, при които се постига максимална производителност на процеса; определяне на характеристиките на енергийната промяна, настъпваща в системата. Намерете го с термодинамични функции ().
Държавната функция характеризира вътрешна енергия на системата – сумата от потенциалната енергия на взаимодействието на всички частици на тялото една с друга и кинетичната енергия на тяхното движение. Зависи от агрегатното състояние – вид, маса, агрегатно състояние. Абсолютната стойност на вътрешната енергия не може да бъде измерена. За изучаване на химичните процеси е важно да се знае само промяната на вътрешната енергия по време на прехода на системата от едно състояние в друго.
(27)
При което 
вътрешната енергия на системата намалява, когато 
- се увеличава. Всички промени във вътрешната енергия възникват поради хаотичния сблъсък на молекули (мярката за енергията, пренесена по този начин, е топлина) и движението на маси, състоящи се от голям брой частици под действието на всякакви сили (мярката за енергия, пренесена в този начин е работа). По този начин преносът на вътрешна енергия може да се извърши отчасти под формата на топлина и отчасти под формата на работа:
(28)
Горното уравнение е математически израз I закон на термодинамиката : Ако към системата се подава топлина, тогава доставената топлина се изразходва за увеличаване на вътрешната енергия на системата и за извършване на работа за нея.
При изохорно-изотермичен процес цялата топлина, подадена към системата, се изразходва за промяна на вътрешната енергия:
(29)
В изобарно-изотермичен процес единственият вид работа, извършена от системата, е работата на разширение:
(30)
където е налягането в системата, е промяната в обема
Тогава математическият израз на първия закон на термодинамиката приема формата: 
(31)
Обозначаване 
, получаваме 
Функция за състояние на системата H - енталпия е общият енергиен резерв на системата, т.е. е енергийното съдържание на системата. Енталпията на системата е по-голяма от вътрешната енергия с количеството работа.
За да характеризира енергийните прояви в хода на реакцията, понятието топлинен ефект.
топлинен ефект- това е количеството топлина, което се отделя или поглъща по време на необратимото протичане на реакцията, когато единствената работа е работата на разширението. В този случай температурите на изходните материали и реакционните продукти трябва да бъдат еднакви. топлинен ефект ендотермична реакция(потоци с поглъщане на топлина) ще бъде положителен: 
, 
. топлинен ефект екзотермична реакция(тече с отделяне на топлина) ще бъде отрицателна: 
, 
.
Клонът на химията, посветен на изучаването на топлинните ефекти на химичните реакции, се нарича термохимия .
Всяка химическа реакция е придружена от промени в енергийния резерв на реагиращите вещества. Колкото повече енергия се отделя по време на образуването на химично съединение, толкова по-стабилно е това съединение и, обратно, веществото, получено в резултат на ендотермична реакция, е нестабилно.
В химичните уравнения, в които е посочена топлината на реакцията, те се наричат термохимичен.Те са съставени въз основа на законите за запазване на масата и енергията.
За да се сравнят топлинните ефекти на различни процеси, условията за тяхното възникване са стандартизирани. Стандартни условия - T 0 \u003d 298 K, p 0 \u003d 101,313 kPa, n - 1 mol чисто вещество, промяна на енталпията ( 
) се отнася до единицата количество на веществото, kJ/mol. Всички стандартни термодинамични функции са таблични стойности, които зависят от агрегатното състояние на веществото.
Количествените закони на термохимията следват от I закон на термодинамиката.
Закон на Лавоазие-Лаплас(1780 - 1784) - за всяко химично съединение топлината на разпадане е равна на топлината на образуването му, но има обратен знак.
Закон G.I. Хес(1840) - топлинният ефект на химичната реакция зависи от естеството и агрегатното състояние на изходните вещества и крайните продукти, но не зависи от естеството и пътя на реакцията, т.е. от последователността на отделните междинни етапи.Този закон е теоретичната основа на термохимията. От това произтичат редица последствия:
При термохимичните изчисления топлината на образуване (енталпията) на прости вещества при стандартни условия се приема за нула.
(просто вещество) = 0
Количеството енергия, което се освобождава или абсорбира по време на образуването на 1 mol сложно вещество от прости при стандартни условия, се нарича стандартна енталпия на образуване ( 
, kJ/mol).
Количеството енергия, което се освобождава или абсорбира от 1 мол органична материя, разлагаща се до въглероден диоксид и вода при стандартни условия, се нарича стандартна енталпия на горене ( 
, kJ/mol).
Топлинният ефект на химическа реакция е равен на разликата между сумата от топлините на образуване на реакционните продукти и сумата от топлините на образуване на изходните вещества, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти:
където е топлинният ефект на химична реакция при стандартни условия; 
- сумата от стандартните топлини на образуване на реакционните продукти; 
- сумата от стандартните топлини на образуване на изходните вещества; 
, 
- стехиометрични коефициенти, съответно, на реакционните продукти и изходните материали.
Законът на Хес ви позволява да изчислите топлинните ефекти на различни реакции. Но знакът и големината на топлинния ефект не позволява да се прецени способността на процесите да протичат спонтанно и не съдържа информация за посоката и пълнотата на процесите.
Спонтанни процеси(естествени или положителни) - протичат в системата без намеса от външната среда и са придружени от намаляване на вътрешната енергия на системата и пренос на енергия към околната среда под формата на топлина и работа. Ендотермичните спонтанни процеси не противоречат на това определение, тъй като те могат да протичат в неизолирана система и да произвеждат работа поради топлината на околната среда.
Наричат се процеси, които не могат да протичат сами (без външно въздействие). неспонтанен , неестествено или отрицателно. Такива процеси се осъществяват чрез прехвърляне на енергия от външната среда към системата под формата на топлина или работа.
Според втория закон на термодинамиката спонтанните процеси протичат в посока на намаляване на запаса от вътрешна енергия или енталпията на системата. Но са известни такива процеси, които протичат спонтанно, без да променят вътрешната енергия на системата. Движещата сила на такива процеси е ентропията на системата.
Ентропия(свързана енергия) (
С)
- това е мярка за необратимостта на процеса, мярка за прехода на енергията във форма, от която тя не може да се отдели самостоятелно в друга енергия. Ентропията характеризира безпорядъка в системата, колкото по-висок е безпорядъкът, толкова по-висока е ентропията. Тя се увеличава с увеличаване на движението на частиците. В системи, изолирани от външната среда, процесите протичат спонтанно в посока на увеличаване на ентропията (). Процеси, при които ентропията намалява ( 
) не са осъществими в изолирани системи. Ако процесът е възможен в права и обратна посока, тогава в изолирана система той ще протича в посока на нарастване на ентропията. Протичането на спонтанен процес в изолирана система завършва със състояние на равновесие. Следователно в равновесие системна ентропия максимум
.
Болцман извежда уравнение, според което
(34) където е константата на Болцман, W е вероятността за състояние, определя броя на микросъстоянията, съответстващи на дадено микросъстояние.
Тази връзка показва, че ентропията може да се разглежда като мярка за молекулярното разстройство на дадена система.
Според II закон на термодинамиката за изотермичен процес промяната в ентропията е:
; [J/(mol K] (35)
Ентропията на простите вещества не е равна на нула. За разлика от енталпията, абсолютната стойност на ентропията може да бъде измерена. „При абсолютна нула ентропията на идеален кристал е нула“ - този постулат на М. Планк (1911) се нарича III закон на термодинамиката.
Промяната в ентропията на химичен процес се определя от уравнението на баланса:
Всяка система се характеризира с ред () и безпорядък (). Съотношението им определя посоката на реакцията.
Така по време на спонтанното движение на системата към стабилно състояние се появяват две тенденции: намаляване на енталпията 
и увеличаване на ентропията. Комбинираният ефект на двете тенденции при постоянна температура и налягане отразява изобарно-изотермичен потенциал или енергия на Гибс ()
.
Статусна функция
характеризира общата движеща сила на процеса, максимално възможната полезна работа ("безплатна енергия"), извършена от системата; 
- част от енергията, която не може да се превърне в полезна работа ("свързана енергия").
Химичните реакции протичат в отворен съд с промяна на обема, така че възможността (спонтанността) и посоката на процеса характеризира функцията, определена от уравнението на баланса при стандартни условия:
; 
(38)
Спонтанният ход на процеса съответства на намаляване на енергията на Гибс, 
. Колкото повече намалява, толкова по-необратимо протича процесът към образуване на крайните реакционни продукти. Увеличаване на изобарния потенциал 
е знак за неприложимостта на процеса при дадени условия. Значение 
характеризира състоянието на равновесие, т.е. състояние, в което системата не произвежда полезна работа.
Анализът на стойностите и в уравнението на Гибс показа, че възможността за обратим процес се дължи на същите знаци и . При определена температура стойностите и стават равни. Следователно от уравнението на Гибс може да се определи "равновесната" температура или температурата на началото на процеса ():
; = 0
; 
; 
(39)
Така спонтанно протичат реакции, при които промяната на свободната енергия е отрицателна. реакции, при които , протичат само при условие, че върху системата се извършва работа от външни сили или енергията се пренася към системата отвън. Условията за спонтанно протичане на процеса са показани на фиг. 3.
Химични реакции, Химични реакции,
течащ спонтанно течащ не спонтанно
екзотермични реакции, екзотермични реакции,
придружаващ придружаващ
увеличаване на ентропията намаляване на ентропията
при всякаквитемператури при Високотемператури
ендотермични реакции
придружен
увеличаване на ентропията
при нискотемператури
Ориз. 3. Условия за спонтанно протичане на процеса.
3.2. Контролни въпроси и задачи
1. Какво се нарича система? Какви са параметрите на системата?
2. Опишете вътрешната енергия на системата, концепцията за изохорни и изобарни процеси.
3. Какво се нарича енталпия?
4. Опишете енталпията на образуване на съединения, стандартни енталпии на изгаряне и образуване на вещества.
5. Законът на Хес и неговите последствия, приложението му в термохимичните изчисления.
6. Определяне на топлината (енталпиите) на неутрализация, разтваряне, хидратация.
7. Ентропия. Уравнение на Болцман. Как се променя ентропията с температурата?
8. Енергия на Гибс. Критерии за спонтанно протичане на процеса.
9. Използвайки референтните данни в Приложение 3, изчислете промяната в стандартната енталпия на реакцията ():
10. Използвайки референтните данни в Приложение 3, изчислете промяната в стандартната ентропия на реакцията ( 
):
11. Изчислете реакциите при 846 0 С, ако = 230 kJ, = 593 J/K.
Примери за решаване на проблеми
Пример 1Реакцията на горене на етилов алкохол се изразява чрез термохимичното уравнение C 2 H 5 OH (L) + 3O 2 (G) \u003d 2CO 2 (G) + 3H 2 O (L). Изчислете топлинния ефект на реакцията, ако е известно, че моларната топлина на изпаряване на C 2 H 5 OH (L) е +42,36 kJ, а топлината на образуване на C 2 H 5 OH (G) = -235,31 kJ, CO 2 (G) \u003d -393,51 kJ, H 2 O (L) \u003d -285,84 kJ.
Решение.За да се определи ΔΗ на реакцията, е необходимо да се знае топлината на образуване C 2 H 5 OH (L). Последното намираме от данните:
C2H5OH (F) \u003d C2H5OH (G); ΔΗ = +42,36 kJ
42.36 \u003d -235.31 - ΔΗ (C 2 H 5 OH (W))
ΔΗ (C 2 H 5 OH (W)) \u003d -235,31-42,36 \u003d -277,67 kJ
Изчисляваме ΔΗ на реакцията, прилагайки следствията от закона на Хес:
ΔΗ H.R. \u003d 2 (-393,51) + 3 (-285,84) + 277,67 \u003d -1366,87 kJ.
Топлинният ефект на реакцията е 1366,87 kJ.
а) Fe 2 O 3 (K) + 3H 2 (G) \u003d 2Fe (K) + 3H 2 O (G)
б) Fe 2 O 3 (K) + 3CO (G) \u003d 2Fe (K) + 3CO 2 (G)
Кой процес изисква повече енергия?
Решение.За да изчислим ΔΗ XP, използваме формулата на следствието от закона на Хес и стандартните енталпии на образуване на всяко вещество [Приложение 3]:
а) ΔΗ XP = 2ΔΗ (Fe) + 3ΔΗ (H 2 O) - (ΔΗ (Fe 2 O 3) + 3ΔΗ (H 2)) = 2 (0) + 3 (-241,8) - ((-822 .2) + 3(0)) = -725,4 + 822,2 = 96,8 kJ.
b) ΔΗ XP = 2ΔΗ (Fe) + 3ΔΗ (CO 2) - (ΔΗ (Fe 2 O 3) + 3ΔΗ (CO)) = 2 (0) + 3 (-393,5) - ((-822,2 ) + 3(-110,5)) = -1180,5 + 822,2 + 331,5 = -26,5 kJ.
Според изчисленията процес а) - редукцията на железен оксид (III) с водород, изисква повече енергия от процес б). В процес b) реакцията е дори екзотермична (енергията се освобождава под формата на топлина).
Пример 3Водният газ е смес от равни обеми водород и въглероден оксид (II). Намерете количеството топлина, отделено при изгарянето на 112 литра воден газ, (н.о.).
Решение.Нека съставим термохимичното уравнение на процеса:
H 2 (G) + CO (G) + O 2 (G) \u003d H 2 O (G) + CO 2 (G) ΔΗ XP \u003d - Q.
Нека изчислим ΔΗ XP при изгаряне на 2 mol воден газ (1 mol H 2 и 1 mol CO), т.е. 22,4 l / mol 2 mol \u003d 44,8 l. Изчислението се извършва съгласно формулата на следствието от закона на Хес и стандартните енталпии на образуване на всяко вещество [Add. 3]:
ΔΗ XP = ΔΗ (H 2 O) + ΔΗ (CO 2) - (ΔΗ (H 2) + ΔΗ (CO) + ΔΗ (O 2)) \u003d -241,8 - 393,5 - (0 - 110,5 + 0) = - 635,3 + 110,5 = - 524,8 kJ
Правим пропорция:
Горят 44,8 литра воден газ - отделя се 524,8 kJ топлина
112 l - X kJ
X \u003d 112 524,8 / 44,8 \u003d 1312 kJ
При изгаряне на 112 литра воден газ се отделя 1312 kJ топлина.
Пример 4Дайте термодинамична характеристика на процеса Ga + HCl) ↔ GaCl 3 (t) + H 2 (g) според плана:
1. Запишете стехиометричното уравнение.
2. Запишете термодинамичните функции на участващите вещества.
3. Изчислете промяната в стандартната енталпия на химическа реакция и начертайте диаграмата на енталпията.
4. Определете дали реакцията е екзотермична или ендотермична; температурата в системата се повишава или намалява в резултат на тази реакция.
5. Изчислете промяната в стандартната ентропия на реакцията, обяснете промяната в ентропията по време на реакцията.
6. Изчислете стандартната промяна в енергията на Гибс от уравнението на баланса и уравнението на Гибс. Дайте анализ на получените данни.
7. Свържете знаците на количествата 
. и 
Заключете, че реакцията е обратима.
8. За обратима реакция изчислете равновесната температура по уравнението на Гибс, като приемете, че максимално допустимата температура е 3000 K. Направете заключение: Tp - осъществимо или неосъществимо.
9. Изчислете стойността 
при три температури (500, 1000 и 1500 K). Начертайте графична зависимост 
..
10. Направете заключение за спонтанността на химичната реакция. Определете условията, при които реакцията е възможна
Решение.
1 Запишете стехиометричното уравнение.
2. Изписваме стандартните термодинамични функции за образуване на реакционни компоненти (Таблица 21) (термодинамични параметри на вещества от [Приложение 3]).
