Zadaci za dio o osnovama termodinamike sa rješenjima. Termodinamički proračuni u hemijskoj tehnologiji
Ministarstvo obrazovanja i nauke Ruske Federacije
Državni politehnički univerzitet u Sankt Peterburgu
Fakultet za tehnologiju i istraživanje materijala
Katedra za "fizičku hemiju, mikro- i nanotehnologije"
NASTAVNI RAD
„Termodinamička procjena mogućnosti protoka
hemijski proces"
Opcija broj 18
u disciplini "Fizička hemija"
Rad je uradio učenik grupe 2068/2
______________ / Dmitrieva A.V.
Rad provjeren
______________ / čl. nastavnik Elizarova E.P.
Izračun se vrši korištenjem sljedećih aproksimacija:
- Uzmite toplotne kapacitete svih učesnika u reakciji.
- Da prihvatim.
- Da prihvatim.
Tabelarni podaci za sve učesnike u reakciji su dati u nastavku.
Supstanca |
kJ/mol∙K |
||||||
Na kraju sve izračunate podatke predstavite u tabeli i na osnovu analize dobijenih vrednosti odgovorite na sledeća pitanja:
- Odredite termodinamičku mogućnost da se hemijska reakcija odvija na datoj temperaturi.
- Odredite vrstu ove reakcije sa gledišta termohemije.
- Procijenite uticaj temperature i pritiska na veličinu i pomak ravnoteže.
Entropijska metoda za izračunavanje promjene Gibbsove energije i konstante ravnoteže kemijske reakcije
Ova metoda koristi vrijednosti entropije tvari uključenih u reakciju. Zasnovan je na omjeru
(gdje je promjena Gibbsove energije na temperaturi T;
termički efekat reakcije na temperaturi T;
promjena entropije reakcije na temperaturi T),
izvedeno iz jednačine G = H – TS za reakciju koja se odvija na konstantnoj temperaturi. Budući da su standardne vrijednosti entropije i topline stvaranja tvari određene u standardnim uvjetima (p = 1 atm, T = 298 K), moguće je izračunati standardnu promjenu Gibbsove energije pomoću formule:
Prvo, na temperaturi od 298 K, određuje se termički efekat reakcije i algebarski zbir entropija učesnika reakcije, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente:
Toplotni efekat reakcije pri datoj temperaturi izračunava se prema Kirchhoffovom zakonu: derivacija toplotnog efekta u odnosu na temperaturu jednaka je algebarskom zbiru toplotnih kapaciteta supstanci uključenih u reakciju
Ako, tada se toplinski učinak povećava s povećanjem temperature; ako je tako, smanjuje se.
Algebarski zbir entropija reakcije nalazi se iz jednačina
Konačno, da bismo izračunali promjenu Gibbsove energije, dobijamo
Ako sudionici reakcije prolaze kroz fazne transformacije u intervalu koji se proučava, tada se promjene entolpije i entropije moraju pronaći dijeljenjem integracijskog intervala na dijelove:
toplotni kapaciteti koji odgovaraju fazi u datom temperaturnom opsegu;
ako se toplina formiranja odnosi na proizvod reakcije, onda se stavlja znak "+"; ako na originalnu supstancu, onda znak “”.
U prvoj aproksimaciji, jednačina (*) je pojednostavljena izjednačavanjem sume toplotnih kapaciteta na nulu. Odnosno, zanemarujemo temperaturnu ovisnost entolpija i entropija tvari:
U drugoj aproksimaciji, toplinski kapacitet se uzima kao konstantna vrijednost jednaka toplinskom kapacitetu tvari na T = 298 K i njihov algebarski zbir se nalazi uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente:
Tada iz formule (*) dobijamo približnu formulu:
Najpreciznija treća aproksimacija uzima u obzir temperaturnu ovisnost entolpije i entropije tvari, a proračun se provodi prema formuli (*).
Standardna promjena Gibbsove energije omogućava vam da odredite glavnu karakteristiku kemijske reakcije - konstantu kemijske ravnoteže.
Svaka hemijska reakcija nakon nekog vremena nakon početka dolazi u ravnotežno stanje. Ravnoteža je stanje u kojem se sastav sistema ne mijenja tokom vremena. Ravnoteža reakcije će biti okarakterisana konstantom ravnoteže. Konstante izražene u parcijalnim pritiscima su od najveće praktične važnosti.
Ako su sve tvari uključene u reakciju u standardnim stanjima, onda u ovom slučaju
Izračunavanjem numeričke vrijednosti konstante ravnoteže, može se izračunati prinos bilo kojeg produkta reakcije i procijeniti optimalne uslove za reakciju (pritisak i temperatura).
Također, znajući predznak standardne promjene Gibbsove energije, može se procijeniti termodinamička vjerovatnoća reakcije. Ako, onda se reakcija može odvijati spontano pod datim uslovima. Ako, onda se reakcija ne odvija pod datim uslovima.
Naseobinski dio
Toplotni efekat reakcije na T=298 K:
Promjena entropije reakcije pri T=298 K:
Prvi pristup (:
Toplotni kapaciteti supstanci uključenih u reakciju na T=298 K:
Algebarski zbir toplotnih kapaciteta pri T=298 K:
Zatim promjena termičkog efekta i entropije reakcije na T=1800 K:
druga aproksimacija (
U trećoj aproksimaciji ćemo uzeti u obzir fazne prelaze, u ovoj reakciji, topljenje mangana. Zatim cijeli temperaturni interval 298-1800K podijelimo na dva segmenta: prije tačke topljenja i nakon nje, a toplinski kapacitet tvari razmatramo kao funkciju ovisno o temperaturi.
Za temperaturni opseg 298 - 1517 K:
Za interval 1517 - 1800 K:
Vrijednosti promjene toplinskog efekta reakcije i promjene entropije reakcije, uzimajući u obzir fazni prijelaz:
Treća aproksimacija (
Odredimo konstantu ravnoteže reakcije za tri aproksimacije:
Tabela izračunatih podataka.
- U svim aproksimacijama, izračunata vrijednost promjene Gibbsove energije je pozitivna. To znači da se reakcija na temperaturi od 1800K ne može nastaviti.
- Promjena toplinskog efekta reakcije je također pozitivna u svim aproksimacijama, što znači da je reakcija endotermna i da se odvija uz apsorpciju topline.
- a) Utjecaj temperature na konstantu ravnoteže:
odakle se može vidjeti da kako temperatura raste, konstanta ravnoteže će se povećavati i, shodno tome, ravnoteža će se pomjeriti prema produktima reakcije.
b) Uticaj pritiska na konstantu ravnoteže:
gdje je Const neka vrijednost; promjena molarnog volumena kao rezultat reakcije.
štaviše, to jest, sa povećanjem pritiska u sistemu, konstanta ravnoteže će se povećati, a ravnoteža će se pomeriti prema produktima reakcije.
Razmatrani faktori generalizuju princip pomeranja ravnoteže, koji se naziva i Le Chatelierov princip: ako se na sistem u stanju prave ravnoteže izvrši spoljni uticaj, tada se u sistemu javlja spontani proces koji kompenzuje ovaj uticaj.
književnost:
- A.G. Morachevsky, I.B. Sladkov. Vodič za izvođenje termodinamičkih proračuna. – L.: LPI, 1975.
- A.P. Ruzinov, B.S. Gulnitsky. Ravnotežne transformacije hemijskih reakcija. - M.: Metalurgija, 1976.
Uvod. Termodinamički proračuni omogućavaju da se zaključi da je ovaj proces moguć, da se izaberu uslovi za sprovođenje hemijske reakcije, da se odredi ravnotežni sastav proizvoda, da se izračunaju teoretski ostvarivi stepeni konverzije početnih supstanci i prinosi proizvoda. , kao i energetski efekti (toplota reakcije, toplota promjene agregatnog stanja), što je neophodno za sastavljanje energetskih bilansa i određivanje troškova energije.
Najvažniji koncepti termodinamike su "toplina procesa" i "rad". Veličine koje karakterišu stanje termodinamičkog sistema nazivaju se termodinamičkim parametrima. To uključuje: temperaturu, pritisak, specifičnu zapreminu, gustinu, molarni volumen, specifičnu unutrašnju energiju. Količine proporcionalne masi (ili količini materije) razmatranog termodinamičkog sistema nazivaju se opsežna; to su zapremina, unutrašnja energija, entalpija, entropija. Intenzivno veličine ne zavise od mase termodinamičkog sistema, i samo one služe kao termodinamički parametri kao stanja. To su temperatura, pritisak i opsežna količine koje se odnose na jedinicu mase, zapremine ili količine supstance. Promjena intenzivnih parametara u cilju ubrzanja kemijsko-tehnoloških procesa naziva se intenziviranje.
U egzotermnim reakcijama zaliha unutrašnje energije početnih supstanci (U 1) je veća od one nastalih proizvoda (U 2). Razlika ∆U = U 1 - U 2 pretvara se u oblik topline. Naprotiv, u endotermnim reakcijama, zbog apsorpcije određene količine topline, povećava se unutrašnja energija tvari (U 2 > U 1). ∆U se izražava u J/mol ili se u tehničkim proračunima odnosi na 1 kg ili 1 m 3 (za plinove). Proučavanjem toplotnih efekata reakcija ili agregatnih stanja, odnosno mešanja, rastvaranja bavi se deo fizičke hemije ili hemijske termodinamike - termohemija. U termohemijskim jednačinama je naznačen toplotni efekat reakcije. Na primjer: C (grafit) + O 2 \u003d CO 2 + 393,77 kJ / mol. Toplote raspadanja imaju suprotan predznak. Za njihovo definiranje koriste se tabele. Prema D.P. Konovalovu, toplina sagorijevanja se određuje iz omjera: Q sagorijevanje = 204,2n + 44,4m + ∑x (kJ/mol), gdje je n broj molova kisika potrebnih za potpuno sagorijevanje 1 mola datu supstancu, m je broj molova vode nastalih tokom sagorevanja 1 mola supstance, ∑x je konstantna korekcija za dati homologni niz. Što je više neograničeno, to je više ∑x.
Za acetilenske ugljovodonike ∑x=213 kJ/mol. Za etilen ugljovodonike ∑x=87,9 kJ/mol. Za zasićene ugljovodonike ∑x=0. Ako molekula spoja ima različite funkcionalne grupe i vrste veza, tada se termička karakteristika nalazi sumiranjem.
Toplinski učinak reakcije jednak je zbroju toplina stvaranja produkta reakcije minus zbroju toplina formiranja početnih tvari, uzimajući u obzir broj molova svih tvari koje sudjeluju u reakciji. Na primjer, za opću reakciju: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x toplinski učinak: Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)
Toplinski učinak reakcije jednak je zbroju toplina sagorijevanja polaznih tvari minus zbroju toplina izgaranja produkta reakcije, uzimajući u obzir broj molova svih reaktanata. Za istu opštu reakciju:
Q x \u003d (n 1 Q A spali + n 2 Q B spali) - (n 3 Q C spali + n 4 Q D spali)
Vjerovatnoća tok ravnotežnih reakcija određen je termodinamičkom konstantom ravnoteže, koja je određena:
K r = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Analiza ovog izraza pokazuje da za endotermne reakcije (Q< 0, ∆Hº > 0) sa smanjenjem entropije (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. U nastavku će se detaljnije razmotriti termodinamički pristup hemijskim reakcijama.
Predavanje 4
Osnovni zakoni termodinamike. Prvi zakon termodinamike. Toplotni kapacitet i entalpija. Entalpija reakcije. Entalpija formiranja jedinjenja. Entalpija sagorevanja. Hesov zakon i entalpija reakcije.
Prvi zakon termodinamike: promjena unutrašnje energije (∆E) sistema jednaka je radu vanjskih sila (A′) plus količina prenesene topline (Q): 1)∆E=A′+Q; ili (2. tip) 2)Q=∆E+A – količina toplote preneta sistemu (Q) se troši na promenu unutrašnje energije (∆E) i rada (A) koji sistem obavlja. Ovo je jedna od vrsta zakona održanja energije. Ako je promjena stanja sistema vrlo mala, onda: dQ=dE+δA - takav zapis za male (δ) promjene. Za plin (idealno) δA=pdV. U izohoričnom procesu δA=0, zatim δQ V =dE, pošto je dE=C V dT, onda je δQ V =C V dT, gdje je C V toplinski kapacitet pri konstantnoj zapremini. U malom temperaturnom rasponu, toplinski kapacitet je konstantan, stoga Q V =C V ∆T. Iz ove jednačine moguće je odrediti toplinski kapacitet sistema i toplinu procesa. C V - prema Joule-Lenzovom zakonu. U izobaričnom procesu koji se odvija bez korisnog rada, s obzirom da je p konstantan i da se može izvaditi iz zagrade pod diferencijalnim predznakom, tj. δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH, ovdje je H entalpija sistem. Entalpija je zbir unutrašnje energije (E) sistema i proizvoda pritiska i zapremine. Količina toplote se može izraziti u terminima izobarnog toplotnog kapaciteta (S R): δQ P =S R dT, Q V =∆E(V = const) i Q P =∆H(p = const) - nakon generalizacije. Iz toga slijedi da je količina topline koju sistem prima jednoznačno određena promjenom neke funkcije stanja (entalpije) i ovisi samo o početnom i konačnom stanju sistema i ne ovisi o obliku puta kojim se proces odvija. razvijen. Ova odredba je u osnovi razmatranja problema toplotnih efekata hemijskih reakcija.
Toplotni efekat reakcije je povezan sa promjenom hemijske varijable količina toplote, dobijen sistemom u kojem se odvijala hemijska reakcija, a produkti reakcije poprimaju temperaturu početnih reagensa (po pravilu Q V i Q P).
Reakcije sa negativan toplotni efekat, odnosno sa oslobađanjem toplote u okolinu, naziva se egzotermnim. Reakcije sa pozitivno termalni efekat, tj. koji ide sa apsorpcijom toplote iz okoline, nazivaju se endotermni.
Stehiometrijska jednačina reakcije će biti: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i ili ∆H=∑y i H i ; j su simboli proizvoda, i su simboli reagensa.
Ova pozicija se zove Hesov zakon: veličine E i , H i su funkcije stanja sistema i, sledstveno, ∆H i ∆E, a samim tim i toplotni efekti Q V i Q r (Q V =∆E, Q r =∆H) zavise samo od toga šta supstance reaguju pod datim uslovima i koji proizvodi se dobijaju, ali ne zavise od putanje na kojoj se odvijao hemijski proces (reakcioni mehanizam).
Drugim riječima, entalpija kemijske reakcije jednaka je zbroju entalpija formiranja komponenti reakcije pomnoženih sa stehiometrijskim koeficijentima odgovarajućih komponenti, uzetih sa predznakom plus za proizvode i sa predznakom minus za početne tvari. Nađimo kao primjer∆H za reakciju PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl (2)
Tabelarne vrijednosti entalpija formiranja reakcione komponente su za PCl 5 - 463 kJ / mol, za vodu (tečnost) - 286,2 kJ / mol, za H 3 PO 4 - 1288 kJ / mol, za HCl (gas) - 92,4 kJ /mol. Zamjenom ovih vrijednosti u formulu: Q V =∆E, dobijamo:
∆H=-1288+5(-92,4)–(-463)–4(-286,2)=-142kJ/mol
Za organska jedinjenja, kao i za CO, lako je izvesti proces sagorevanja do CO 2 i H 2 O. Stehiometrijska jednačina za sagorevanje organskog jedinjenja sastava C m H n O p može se napisati kao :
(3) C m H n O p + (p-m-n / 4) O 2 \u003d mCO 2 + n / 2 H 2 O
Prema tome, entalpija sagorevanja prema (1) može se izraziti entalpijama njenog formiranja i stvaranja CO 2 i H 2 O:
∆H sg =m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp
Odredivši toplotu sagorevanja proučavanog jedinjenja uz pomoć kalorimetra i znajući ∆H CO 2 i ∆H H 2 O , može se pronaći entalpija njegovog formiranja.
Hesov zakon omogućava vam da izračunate entalpije bilo koje reakcije, ako je za svaku komponentu reakcije poznata jedna od njenih termodinamičkih karakteristika - entalpija formiranja spoja iz jednostavnih supstanci. Entalpija formiranja jedinjenja iz jednostavnih supstanci shvata se kao ∆H reakcije koja dovodi do stvaranja jednog mola jedinjenja iz elemenata uzetih u svojim tipičnim stanjima agregacije i alotropskim modifikacijama.
Predavanje 5
Drugi zakon termodinamike. Entropija. Gibbsova funkcija. Promjene Gibbsove funkcije tijekom kemijskih reakcija. Konstanta ravnoteže i Gibbsova funkcija. Termodinamička procjena vjerovatnoće reakcije.
Drugi zakon termodinamike nazvao tvrdnju da je nemoguće izgraditi vječni motor druge vrste. Zakon je dobijen empirijski i ima dvije formulacije koje su jedna drugoj ekvivalentne:
a) proces je nemoguć, čiji je jedini rezultat pretvaranje sve topline primljene od određenog tijela u njemu ekvivalentan rad;
b) nemoguć je proces čiji je jedini rezultat prijenos energije u obliku topline sa tijela koje je manje zagrijano na tijelo koje je toplije.
Funkcija δQ/T je ukupni diferencijal neke funkcije S: dS=(δQ/T) arr (1) – ova funkcija S se zove entropija tijela.
Ovdje su Q i S proporcionalni jedni drugima, odnosno s povećanjem (Q) (S) - raste, i obrnuto. Jednačina (1) odgovara ravnotežnom (reverzibilnom) procesu. Ako je proces neravnotežan, onda se entropija povećava, tada se (1) transformira:
dS≥(δQ/T)(2) Dakle, kada dođe do neravnotežnih procesa, entropija sistema raste. Ako se (2) zameni u prvi zakon termodinamike, dobijamo: dE≤TdS-δA. Uobičajeno je da se zapiše u obliku: dE≤TdS-δA'-pdV, dakle: δA'≤-dE+TdS-pdV, ovdje je pdV rad ekspanzije ravnoteže, δA' je koristan rad. Integracija oba dijela ove nejednakosti za izohorno-izotermni proces dovodi do nejednakosti: A' V≤-∆E+T∆S(3). A integracija za izobarično-izotermni proces (T=const, p=const) dovodi do nejednakosti:
A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)
Desni dijelovi (3 i 4) mogu se napisati kao promjene nekih funkcija, redom:
F=E-TS(5) i G=E-TS+pV; ili G=H-TS (6)
F je Helmholtzova energija, a G Gibbsova energija, tada (3 i 4) možemo zapisati kao A’ V ≤-∆F (7) i A’ P ≤-∆G (8). Zakon jednakosti odgovara ravnotežnom procesu. U ovom slučaju se obavlja najkorisniji rad, odnosno (A’ V) MAX = -∆F, i (A’ P) MAX = -∆G. F i G se respektivno nazivaju izohorično-izotermni i izobarično-izotermni potencijali.
Ravnoteža hemijskih reakcija karakterizira proces (termodinamički) u kojem sistem prolazi kroz kontinuirani niz ravnotežnih stanja. Svako od ovih stanja karakteriše nepromenljivost (u vremenu) termodinamičkih parametara i odsustvo tokova materije i toplote u sistemu. Stanje ravnoteže karakteriše dinamička priroda ravnoteže, odnosno jednakost direktnih i reverznih procesa, minimalna vrijednost Gibbsove energije i Helmholtzove energije (tj. dG=0 i d 2 G>0; dF =0 i d 2 F>0). U dinamičkoj ravnoteži, brzine prednjih i reverznih reakcija su iste. Jednačina se takođe mora poštovati:
µ J dn J =0, gdje je µ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J je hemijski potencijal komponente J; n J je količina komponente J (mol). Velika vrijednost µ J ukazuje na visoku reaktivnost čestica.
∆Gº=-RTLnK str(9)
Jednačina (9) se naziva jednačina van't Haffove izoterme. Vrijednost ∆Gº u tabelama u referentnoj literaturi za hiljade hemijskih jedinjenja.
K p = e - ∆ G º / (RT) = e - ∆ H º / RT ∙ e ∆ S º / R (11). Iz (11) može se dati termodinamička procjena vjerovatnoće da će reakcija nastupiti. Dakle, za egzotermne reakcije (∆Nº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1, i ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) sa smanjenjem entropije (∆Sº>0), spontani tok procesa je nemoguć.
Ako ∆Hº i ∆Sº imaju isti predznak, termodinamička vjerovatnoća odvijanja procesa određena je specifičnim vrijednostima ∆Hº, ∆Sº i Tº.
Uzmimo u obzir, na primjeru reakcije sinteze amonijaka, kombinirani učinak ∆N o i ∆S o na mogućnost implementacije procesa:
Za ovu reakciju, ∆N 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.
Iz datih podataka se vidi da je promjena entropije negativna i ne ide u prilog reakciji, ali istovremeno proces karakteriše veliki negativni entalpijski efekat ∆Hº, zbog čega je proces moguć. Sa porastom temperature, reakcija, kako pokazuju kalorimetrijski podaci, postaje još egzotermnija (na T=725K, ∆H=-113kJ/mol), ali sa negativnom vrijednošću ∆So, povećanje temperature uvelike smanjuje vjerovatnoća da se proces desi.
Jedno od najvažnijih pitanja u hemiji je pitanje mogućnosti hemijske reakcije. Kvantitativni kriterijum za fundamentalnu izvodljivost hemijske reakcije je, posebno, karakteristična funkcija stanja sistema, nazvana Gibbsova energija (G). Prije nego što pređemo na razmatranje ovog kriterija, zadržimo se na nizu definicija.
spontani procesi. Spontani procesi su procesi koji se odvijaju bez opskrbe energijom iz vanjskog izvora. Mnogi hemijski procesi su spontani, kao što je otapanje šećera u vodi, oksidacija metala u vazduhu (korozija) itd.
Reverzibilni i ireverzibilni procesi. Mnoge kemijske reakcije se odvijaju u jednom smjeru sve dok se reaktanti potpuno ne iscrpe. Takve reakcije se nazivaju hemijski nepovratan. Primjer je interakcija natrijuma i vode.
Ostale reakcije teku prvo u smjeru naprijed, a zatim u smjeru naprijed i nazad zbog interakcije produkta reakcije. Kao rezultat, formira se smjesa koja sadrži i početne materijale i produkte reakcije. Takve reakcije se nazivaju hemijski reverzibilan. Kao rezultat hemijski reverzibilnog procesa, istinska (stabilna) hemijska ravnoteža, koju karakterišu sledeće karakteristike:
1) u odsustvu spoljnih uticaja, stanje sistema ostaje nepromenjeno u nedogled;
2) svaka promena spoljašnjih uslova dovodi do promene stanja sistema;
3) stanje ravnoteže ne zavisi od toga sa koje strane se dolazi.
Primjer sistema u pravoj ravnoteži je ekvimolekularna smjesa
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g).
Svaka promjena temperature ili drugih uvjeta uzrokuje promjenu ravnoteže, tj. promjena u sastavu sistema.
Pored pravih ravnoteža, vrlo često se susreću i prividne (lažne, otežane) ravnoteže, kada stanje sistema traje veoma dugo u vremenu, ali mali uticaj na sistem može dovesti do jake promene njegovog stanja. Primjer je mješavina vodonika i kisika, koja na sobnoj temperaturi u odsustvu vanjskih utjecaja može ostati nepromijenjena neograničeno. Međutim, dovoljno je u ovu smjesu uvesti platinizirani azbest (katalizator) jer će započeti energična reakcija.
H 2 (g) + O 2 (g) \u003d H 2 O (g),
što dovodi do potpunog iscrpljivanja polaznih materijala.
Ako se isti katalizator unese pod istim uvjetima u tečnu vodu, tada je nemoguće dobiti početnu smjesu.
Entropija. Stanje bilo kojeg sistema može se okarakterizirati vrijednostima direktno izmjerenih parametara (p, T, itd.). to karakteristika makrostanja sistema. Stanje sistema se može opisati i karakteristikama svake čestice sistema (atoma, molekula): koordinata, frekvencija vibracija, frekvencija rotacije itd. to karakteristika mikrostanja sistema. Sistemi se sastoje od veoma velikog broja čestica, tako da će jedno makrostanje odgovarati ogromnom broju različitih mikrostanja. Ovaj broj se naziva termodinamička vjerovatnoća stanja i označava se kao W.
Termodinamička vjerovatnoća je povezana s drugim svojstvom materije - entropija (S, J / (mol. K)) - Boltzmannova formula
gdje je R univerzalna plinska konstanta, a N A Avogadrova konstanta.
Fizičko značenje entropije može se objasniti sljedećim misaonim eksperimentom. Neka se idealni kristal neke supstance, kao što je natrijum hlorid, ohladi na apsolutnu nultu temperaturu. U tim uslovima, joni natrijuma i hlora koji čine kristal postaju praktično nepokretni, a ovo makroskopsko stanje karakteriše jedno mikrostanje, tj. W=1, au skladu sa (3.13) S=0. Kako temperatura raste, joni počinju da osciliraju oko ravnotežnih pozicija u kristalnoj rešetki, povećava se broj mikrostanja koja odgovaraju jednom makrostanju i, posljedično, S>0.
Na ovaj način, entropija je mjera poremećaja stanja sistema. Entropija sistema raste u svim procesima praćenim smanjenjem reda (zagrijavanje, otapanje, isparavanje, reakcije raspadanja itd.). Procesi koji se javljaju sa povećanjem reda (hlađenje, kristalizacija, kompresija, itd.) dovode do smanjenja entropije.
Entropija je funkcija stanja, ali za razliku od većine drugih termodinamičkih funkcija, moguće je eksperimentalno odrediti apsolutnu vrijednost entropije supstance. Ova mogućnost se zasniva na postulatu M. Plancka, prema kojem na apsolutnoj nuli, entropija idealnog kristala je nula(treći zakon termodinamike).
Temperaturna zavisnost entropije supstance kvalitativno je prikazana na Sl. 3.1.
Na sl. 3.1 može se vidjeti da je na temperaturi jednakoj 0 K, entropija supstance nula. S porastom temperature entropija raste glatko, a u tačkama faznih prijelaza dolazi do naglog povećanja entropije, određenog relacijom
(3.14)
gdje su Δ f.p S, Δ f.p H i T f.p promjene entropije, entalpije i temperature faznog prijelaza, respektivno.
Entropija supstance B u standardnom stanju označava se kao . Za mnoge tvari određuju se apsolutne vrijednosti standardnih entropija i daju se u referentnim knjigama.
Entropija je, kao i unutrašnja energija i entalpija, funkcija stanja, tako da promjena entropije sistema u procesu ne ovisi o njegovom putu i određena je samo početnim i konačnim stanjem sistema. Promjena entropije tijekom kemijske reakcije (3.10) može se naći kao razlika između zbira entropija produkta reakcije i zbira entropija polaznih materijala:
Koncept entropije se koristi u jednoj od formulacija drugi zakon termodinamike: u izolovanim sistemima, samo procesi koji se javljaju sa povećanjem entropije (ΔS>0) mogu spontano da se odvijaju. Izolovani sistemi se shvataju kao sistemi koji ne razmenjuju ni materiju ni energiju sa okolinom. Sistemi u kojima se odvijaju hemijski procesi ne spadaju u izolovane sisteme, jer oni razmjenjuju energiju sa okolinom (termički efekat reakcije), a u takvim sistemima se procesi mogu odvijati i sa smanjenjem entropije.
SO 2 (g) + 2H 2 S (g) \u003d 3S (t) + 2H 2 O (l), ako su standardne entropije sumpor-oksida (IV), vodonik sulfida, sumpora i vode 248,1; 205.64; 31,88 i 69,96 J/(mol K), respektivno.
Rješenje. Na osnovu jednačine (3.15) možemo napisati:
Entropija u ovoj reakciji se smanjuje, što je povezano s stvaranjem čvrstih i tekućih proizvoda iz plinovitih tvari.
Primjer 3.8. Bez izračunavanja odredite predznak promjene entropije u sljedećim reakcijama:
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).
Rješenje. U reakciji (1), 1 mol NH 4 NO 3 u kristalnom stanju formira 3 mola gasova, dakle, D r S 1 >0.
U reakcijama (2) i (3) smanjuje se i ukupan broj molova i broj molova gasovitih supstanci. Dakle, 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)).
Gibbsova energija(izobarično-izotermni potencijal). U mnogim slučajevima spontani procesi u prirodi nastaju u prisustvu razlike potencijala, na primjer, razlika u električnim potencijalima uzrokuje prijenos naboja, a razlika u gravitacijskim potencijalima uzrokuje pad tijela. Ovi procesi se završavaju kada se dostigne minimalni potencijal. Pokretačka snaga hemijskih procesa koji se odvijaju pri konstantnom pritisku i temperaturi je izobarično-izotermni potencijal, tzv. Gibbsova energija i označeno G. Promjena Gibbsove energije u kemijskom procesu određena je relacijom
ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)
gdje je ΔG promjena Gibbsove energije hemijskog procesa; ΔH je promjena entalpije kemijskog procesa; ΔS je promjena entropije hemijskog procesa; T je temperatura, K.
Jednačina (3.16) se može predstaviti u sljedećem obliku:
∆H = ∆G + T∆S. (3.17)
Značenje jednačine (3.17) je da se dio toplotnog efekta reakcije troši na rad (ΔG), a dio se raspršuje u okolinu (TΔS).
Gibbsova energija je kriterij za fundamentalnu mogućnost spontane reakcije. Ako se Gibbsova energija smanji tokom reakcije, tada se proces može odvijati spontano pod ovim uvjetima:
ΔG< 0. (3.18)
Proces pod ovim uslovima nije izvodljiv ako
ΔG > 0. (3.19)
Izrazi (3.18) i (3.19) istovremeno znače da obrnuta reakcija ne može (3.18) ili može (3.19) da se odvija spontano.
Reakcija je reverzibilna, tj. može teći i u naprijed i u obrnutom smjeru, ako
Jednačina (3.20) je termodinamički uslov za hemijsku ravnotežu.
Relacije (3.18) – (3.20) su primjenjive i na fazne ravnoteže, tj. na slučajeve kada su dvije faze (agregatna stanja) iste supstance u ravnoteži, na primjer led i tečna voda.
Entalpija i faktori entropije. Iz jednačina (3.16) i (3.18) slijedi da se procesi mogu odvijati spontano (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Ako se entalpija sistema poveća (ΔH>0), a entropija se smanji (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Kod ostalih znakova ΔS i ΔN, osnovna mogućnost odvijanja procesa određena je odnosom faktora entalpije (ΔH) i entropije (TΔS).
Ako je ΔN>0 i ΔS>0, tj. Pošto se entalpijska komponenta suprotstavlja, a entropijska komponenta favorizuje tok procesa, reakcija se može odvijati spontano zbog entropijske komponente, pod uslovom da |ΔH|<|TΔS|.
Ako komponenta entalpije favorizuje, a entropija suprotstavlja procesu, onda reakcija može teći spontano zbog komponente entalpije, pod uslovom da |ΔH|>|TΔS|.
Utjecaj temperature na smjer reakcije. Temperatura utiče na entalpijske i entropijske komponente Gibbsove energije, što može biti praćeno promjenom predznaka Gibbsove energije ovih reakcija, a time i smjera reakcija. Za grubu procjenu temperature na kojoj se mijenja predznak Gibbsove energije, možemo zanemariti ovisnost ΔN i ΔS o temperaturi. Tada iz jednačine (3.16) slijedi da će se predznak Gibbsove energije promijeniti na temperaturi
Očigledno je da je promjena predznaka Gibbsove energije s promjenom temperature moguća samo u dva slučaja: 1) ΔN>0 i ΔS>0 i 2) ΔN<0 и ΔS<0.
Standardna Gibbsova energija formiranja je promjena Gibbsove energije reakcije stvaranja 1 mol jedinjenja iz jednostavnih supstanci koje su stabilne u standardnim uvjetima. Pretpostavlja se da je Gibbsova energija formiranja jednostavnih supstanci nula. Standardne Gibbsove energije formiranja supstanci mogu se naći u relevantnim referentnim knjigama.
Gibbsova energija hemijske reakcije. Gibbsova energija je funkcija stanja, tj. njegova promjena u procesu ne zavisi od putanje njegovog toka, već je određena početnim i konačnim stanjem sistema. Stoga se Gibbsova energija kemijske reakcije (3.10) može izračunati iz formule
Imajte na umu da su zaključci o fundamentalnoj mogućnosti odvijanja reakcije u smislu Δ r G primjenjivi samo na one uvjete za koje se izračunava promjena Gibbsove energije reakcije. Ako se uvjeti razlikuju od standardnih, onda se jednačina može koristiti za pronalaženje Δ r G van't Hoffove izoterme, što se za reakciju (3.10) između gasova zapisuje kao
(3.23)
i između otopljenih tvari
(3.24)
gdje su parcijalni pritisci odgovarajućih supstanci; c A, c B, c D , c E su koncentracije odgovarajućih rastvorenih supstanci; a, b, d, e su odgovarajući stehiometrijski koeficijenti.
Ako su reaktanti u standardnom stanju, tada jednačine (3.23) i (3.24) postaju jednadžbe
Primjer 3.9. Odrediti mogućnost reakcije NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) u standardnim uvjetima na temperaturi od 298,15 K, koristeći podatke o standardnim entalpijama formiranja i entropijama.
Rješenje. Na osnovu prve posledice Hessovog zakona, nalazimo standardnu entalpiju reakcije:
; reakcija je egzotermna, stoga komponenta entalpije favorizira reakciju.
Promjenu entropije reakcije izračunavamo prema jednačini
Reakcija je praćena smanjenjem entropije, što znači da komponenta entropije suprotstavlja reakciju.
Promjenu Gibbsove energije procesa nalazimo prema jednačini (3.16):
Dakle, ova reakcija može teći spontano pod standardnim uslovima.
Primjer 3.10. Koristeći podatke o standardnim entalpijama formiranja i entropijama, odredite pri kojoj će temperaturnoj ravnoteži nastupiti u sistemu N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).
Rješenje. Uslov ravnoteže za sistem je ΔG=0. Da bismo to učinili, koristeći relaciju (3.21), nalazimo temperaturu na kojoj je ΔG=0. Izračunajte standardnu entalpiju i entropiju reakcije:
Entalpijska komponenta favorizuje, a entropijska komponenta suprotstavlja reakciji, što znači da je na određenoj temperaturi moguće promijeniti predznak Gibbsove energije, odnosno promijeniti smjer reakcije.
Uslov ravnoteže biće zapisan na sledeći način:
∆G = ∆H –T∆S,
ili, zamjenom numeričkih vrijednosti, dobijamo
0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.
Dakle, reakcija će biti u ravnoteži na temperaturi
TO.
Ispod ove temperature, reakcija će se odvijati u smjeru naprijed, a iznad ove temperature u suprotnom smjeru.
Primjer 3.11. Na određenoj temperaturi T endotermna reakcija A®B se praktično završava. Odrediti: a) predznak D r S reakcije; b) znak DG reakcije B ® A na temperaturi T; c) mogućnost reakcije B ® A na niskim temperaturama.
Rješenje. a) Spontana pojava reakcije A ® B ukazuje da je DG<0. Поскольку DН>0, zatim iz jednačine
DG = DH - TDS implicira da je DS>0; za obrnutu reakciju B ® A DS<0.
b) Za reakciju A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.
c) Reakcija A ® B je endotermna (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.
Primjer 3.12. Izračunajte vrijednost Gibbsove energije i odredite da li je reakcija CO + Cl 2 ÛCOCl 2 moguća na temperaturi od 700 K, ako je konstanta ravnoteže reakcije na ovoj temperaturi 10,83 atm -1 i parcijalni pritisci svih komponenti su isto i jednako jednom.
Rješenje. Odnos D r G 0 i K r reakcije A + B Û C + D je dat izotermnom jednadžbom (3.22)
U standardnim uslovima, kada je parcijalni pritisak svakog reaktanta 1 atm, ovaj odnos će poprimiti oblik
Prema tome, reakcija na T=700 K može se odvijati spontano u smjeru naprijed.
Pitanja i zadaci za samostalno učenje
1. Navedite numeričke vrijednosti pritiska i temperature u međunarodnom sistemu jedinica, kao i u atmosferama, milimetrima žive i stepenima Celzijusa, koje odgovaraju standardnim i normalnim uslovima.
2. Koji uslov ispunjavaju funkcije države? Šta određuje promjenu vrijednosti funkcije stanja u procesu?
3. Konstantnost kojih parametara karakterizira izobarično-izotermne i izohorno-izotermne procese?
4. Formulirajte prvi zakon termodinamike.
5. Pod kojim uslovima će toplotni efekat procesa biti: a) jednak promeni entalpije ovog procesa; b) jednaka je promjeni unutrašnje energije procesa?
6. Hemijska reakcija se odvija u zatvorenom reaktoru. Promjena u kojoj funkciji stanja će odrediti toplinski učinak reakcije?
7. Tokom hemijske reakcije, temperatura sistema raste. Da li je ovaj proces egzoterman ili endoterman? Koji predznak (+) ili (-) ima promjena entalpije ovog procesa?
8. Formulirajte Hessov zakon.
9. Definirajte pojam "standardna entalpija stvaranja tvari".
10. Koje su standardne entalpije formiranja molekularnog hlora i stabilne na temperaturi od 298 K modifikacije željeza α-Fe?
11. Standardna entalpija formiranja bijelog fosfora je nula, a crvenog - (-18,41) kJ/mol. Koja od alotropskih modifikacija je stabilnija na temperaturi od 25 o C?
12. Formulirajte 1. posljedica Hessovog zakona.
13. Definirajte pojam "standardne entalpije sagorijevanja tvari."
14. Kako su standardna entalpija stvaranja ugljičnog dioksida i standardna entalpija sagorijevanja stabilne pri T = 298 K modifikacija ugljika - grafita?
15. Navedite 3 primjera spontanih hemijskih procesa.
16. Navedite znakove hemijske (prave) ravnoteže.
17. Navedite primjere procesa praćenih: a) povećanjem entropije; b) smanjenje entropije.
18. Kakav bi predznak trebala imati promjena entropije spontano nastale reakcije ako je Δ r N=0?
19. Koji predznak treba da ima promena entropije reakcije termičke razgradnje kalcijum karbonata? Zašto? Napišite jednačinu reakcije.
20. Koja termodinamička svojstva učesnika u reakciji morate znati da biste riješili pitanje mogućnosti reakcije?
21. Egzotermna reakcija između gasova je praćena povećanjem zapremine. Šta se može reći o mogućnosti takve reakcije?
22. U kojem od sljedećih slučajeva je moguće promijeniti smjer reakcije promjenom temperature: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?
23. Nađite standardnu entalpiju za oksidaciju gasovitog sumpor(IV) oksida kiseonikom u gasoviti sumpor(VI) oksid. Standardne entalpije formiranja SO 2 - (-297 kJ / mol) i SO 3 - (-395 kJ / mol).
Odgovor: -196 kJ.
24. Označite predznak promjene entropije u sljedećim reakcijama:
a) CO (G) + H 2 (G) \u003d C (T) + H 2 O (G);
b) CO 2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);
c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO 2 (G);
d) H 2 O (W) \u003d H 2 O (G);
Odgovor: a) (-); b) (+); c)(~0); d) (+); e) (-).
25. Naći standardnu entropiju reakcije oksidacije gasovitog sumpor(IV) oksida kiseonikom u gasoviti sumpor(VI) oksid. Standardna entropija formiranja SO 2 - (248 J/(mol K), SO 3 - (256 J / (mol K)), O 2 - (205 J / (mol K)).
Odgovor: -189 J/K.
26. Naći entalpiju reakcije za sintezu benzena iz acetilena, ako je entalpija sagorevanja benzena (-3302 kJ/mol), a acetilena - (-1300 kJ/mol).
Odgovor: - 598 kJ.
27. Pronađite standardnu Gibbsovu energiju reakcije raspadanja natrijum bikarbonata. Da li je moguće da se reakcija odvija spontano u ovim uslovima?
Odgovor: 30,88 kJ.
28. Pronađite standardnu Gibbsovu energiju reakcije 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (reakcije korozije ugljičnog čelika s vodenom parom). Da li je moguće da se reakcija odvija spontano u ovim uslovima?
Odgovor: -54,45 kJ.
29. Na kojoj temperaturi će nastupiti hemijska ravnoteža u sistemu 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?
Odgovor: 777 K.
30. Odrediti toplotni efekat procesa isparavanja 1 g vode (specifična toplota isparavanja) na temperaturi od 298 K, ako je standardna entalpija stvaranja H 2 O (l) (-285,84 kJ/mol), i gasoviti - (-241,84 kJ /mol).
Odgovor: 2,44 kJ/g.
3.4 Zadaci za tekuće i međukontrole
Odjeljak I
1. Proces stvaranja ugljičnog dioksida prilikom sagorijevanja grafita u kisiku može se odvijati na dva načina:
I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O 2 = 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.
Pronađite D f H°(CO).
Odgovor: -110 kJ / mol.
2. Izračunajte entalpiju stvaranja i entalpiju sagorijevanja ugljičnog monoksida (CO) na osnovu sljedećih reakcija:
I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° = -220 kJ.
II. 2CO (g) + O 2 (g) \u003d 2CO2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
Odgovor: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.
3. Naći standardnu entalpiju stvaranja natrijum sulfita iz termohemijske jednačine
4Na 2 SO 3 (cr) \u003d 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) - 181,1 kJ,
ako 
kJ/mol i 
kJ/mol.
Odgovor: -1090 kJ / mol.
4. Pronađite standardnu entalpiju izgaranja metana na osnovu reakcije CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° = -802 kJ.
Odgovor: -802 kJ / mol.
5. Predvidite da li će biti pozitivan ili negativan
promjena entropije sistema u reakcijama:
a) H 2 O (g) ® H 2 O (g) (na temperaturi od 25 °C);
b) CaCO 3 (t) ® CaO (t) + CO 2 (g);
c) N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g);
d) N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g);
e) Ag + (rastvor) + Cl - (rastvor) = AgCl (t).
Dajte objašnjenja bez kalkulacija.
Odgovor: a) +; b) +; in) -; d) ~0; e) -.
6. Predvidite predznak DS sistema u svakom od sledećih
procesi:
a) isparavanje 1 mol CCl 4(g);
b) Br 2(g) → Br 2(g);
c) taloženje AgCl(t) miješanjem NaCl(aq.) i AgNO 3 (aq.).
Dajte objašnjenja.
Odgovor: a) +; b) -; in)-.
7. Koristeći tabelarne vrijednosti apsolutnih vrijednosti entropija tvari u standardnim uvjetima (S°), uporedite vrijednosti apsolutnih entropija tvari na temperaturi od 298 K u svakom od sljedećih parova :
a) O 2 (g) i O 3 (g);
b) C (dijamant) i C (grafit);
c) NaCl (t) i MgCl 2(t).
Objasnite razlog za razliku u S° u svakom slučaju.
8. Izračunajte D r S° za reakcije
a) N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g),
koristeći tabelarne vrijednosti apsolutnih entropija tvari u standardnim uvjetima.
Odgovor: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.
9. Koristeći tabelarne vrijednosti apsolutne en-
tropij (S°), izračunaj D r S° za sljedeće procese:
a) CO (g) + 2H 2 (g) \u003d CH 3 OH (g);
b) 2HCl (g) + Br 2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl 2 (g);
c) 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g).
Da li se znak D r S° u svakom slučaju slaže sa onim što bi trebalo očekivati na osnovu kvalitativnih predstava? Objasnite odgovore.
Odgovor: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.
10. Standardna entalpija stvaranja CO (g) je -110,5 kJ/mol. Sagorevanjem 2 mol CO (g) oslobađa se 566 kJ toplote. Izračunati
Odgovor: -393,5 kJ / mol.
11. Odredite količinu topline koja se oslobađa pri gašenju 100 kg vapna vodom: CaO (k) + H 2 O (l) = Ca (OH) 2 (k), ako su standardne toplote stvaranja CaO (k), H 2 O (l) , Ca(OH) 2(k) su -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.
Odgovor: -1165357,2 kJ.
12. Odredite entalpiju raspadanja vodikovog peroksida (H 2 O 2) u vodu i kisik koristeći sljedeće podatke:
SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + H 2 O 2 (p) \u003d SnCl 4 (p) + 2H 2 O (l), D r H ° = -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.
Odgovor: - 96,7 kJ.
13. Izračunajte količinu toplote koja se oslobađa pri proizvodnji 10 6 kg amonijaka dnevno, ako
Odgovor: -2.7. 10 9 kJ.
14. Odredite na osnovu sljedećih podataka:
P 4 (cr) + 6Cl 2 (g) \u003d 4PCl 3 (l), D r H ° = -1272,0 kJ;
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (cr), D r H ° \u003d -137,2 kJ.
Odgovor: -455,2 kJ / mol.
15. Izračunajte promjenu entalpije reakcije pod standardnim uvjetima: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), na osnovu sljedećih podataka:
2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,
kJ/mol.
Odgovor: -289,95 kJ.
16. Izračunajte standardnu entalpiju reakcije stvaranja PbO koristeći sljedeće podatke:
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.
Odgovor: -217,86 kJ / mol.
17. Izračunajte standardnu entalpiju reakcije stvaranja CuCl koristeći sljedeće podatke:
1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;
2) Cu (cr) + Cl 2 (g) = CuCl 2 (cr) - 205,9 kJ.
Odgovor: 134,7 kJ / mol.
18. Izračunajte Δ f H° metil alkohola u tečnom stanju, znajući sljedeće podatke:
H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d H 2 O (g), D r H ° \u003d -285,8 kJ;
C (gr) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r H ° = -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.
Odgovor: -250,3 kJ / mol.
19. Standardne entalpije sagorevanja benzena i acetilena su -3270 i -1302 kJ/mol, respektivno. Odredite D r H ° konverzije acetilena u benzen: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).
Odgovor: -636 kJ.
20. Odrediti standardnu entalpiju stvaranja željeznog oksida (III), ako se pri oksidaciji 20 g željeza oslobodilo 146,8 kJ toplote.
Odgovor: -822 kJ / mol.
21. Izračunajte količinu toplote koja se oslobađa pri prijemu 22,4 litara amonijaka (n.o.) ako
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.
Odgovor: -46 kJ.
22. Odredite Δ f H° etilena koristeći sljedeće podatke.
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.
Odgovor: 52 kJ / mol.
23. Izračunajte entalpiju reakcije F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),
ako je F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;
Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.
Odgovor: 198 kJ.
24. Izračunajte standardnu entalpiju stvaranja Hg 2 Br 2 koristeći sljedeće podatke:
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.
Odgovor: -206,77 kJ / mol.
25. Izračunajte standardnu entalpiju formiranja natrijum bikarbonata koristeći sljedeće podatke:
2NaHCO 3 (cr) \u003d Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,
ako 
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.
Odgovor: -947,4 kJ / mol.
26. Izračunajte standardnu entalpiju stvaranja CaCO 3 (cr) koristeći sljedeće podatke:
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.
Odgovor: -1206 kJ / mol.
27. Odrediti standardnu entalpiju stvaranja željezovog oksida (III), ako je u toku reakcije
2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2Al
na svakih 80 g Fe 2 O 3 apsorbuje se 426,5 kJ toplote, 
kJ/mol.
Odgovor: -823 kJ / mol.
28. Koliko toplote treba potrošiti da se dobije 11,2 kg željeza, ako je, u skladu s termohemijskom jednadžbom, FeO (t) + H 2 (g) = Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .
Odgovor: 4600 kJ.
29. Nađite toplinu sagorijevanja dijamanta ako je standardna toplina sagorijevanja grafita -393,51 kJ/mol, a toplina je
a fazni prelaz S(grafit) ® S(dijamant) je
1,88 kJ/mol.
Odgovor: -395,39 kJ / mol.
30. Koliko se topline oslobađa kada se 1 kg crvenog fosfora pretvori u crni fosfor, ako je poznato,
da su standardne entalpije formiranja crvenog i crnog fosfora -18,41 i -43,20 kJ/mol, respektivno.
Odgovor: -800 kJ.
Odjeljak II
Izračunajte standardnu promjenu Gibbsove energije kemijske reakcije na temperaturi od 25 °C iz vrijednosti standardne entalpije nastanka i apsolutne entropije kemijskih spojeva i utvrdite mogućnost spontane reakcije:
1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2 O g.
Odgovor: -955,24 kJ; moguća reakcija.
2. SO 2g + 2H 2 S g \u003d 3S do + 2H 2 O bunar.
Odgovor: -107,25 kJ; moguća reakcija.
3. 2H 2 S g + 3O 2g = 2H 2 O g + 2SO 2g.
Odgovor: -990,48 kJ; moguća reakcija.
4. 2NO g + O 3g + H 2 O bunar \u003d 2HNO 3g.
Odgovor: - 260,94 kJ; moguća reakcija.
5. 3Fe 2 O 3k + CO g \u003d 2Fe 3 O 4k + CO 2g.
Odgovor: - 64,51 kJ; moguća reakcija.
6. 2CH 3 OH w + 3O 2g \u003d 4H 2 Og + 2CO 2g.
Odgovor: - 1370,46 kJ; moguća reakcija.
7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H 2 O g.
Odgovor: 228,13 kJ; reakcija nije moguća.
8. Fe 2 O 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.
Odgovor: -31,3 kJ; moguća reakcija.
9. C 2 H 4g + 3O 2g \u003d 2CO 2g + 2H 2 O g.
Odgovor: -1313,9 kJ; moguća reakcija.
10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H 2 O g + 2N 2g.
Odgovor: -1305,69 kJ; moguća reakcija.
11. 4NO 2g + O 2g + 2H 2 O x = 4HNO 3g.
Odgovor: -55,08 kJ; moguća reakcija.
12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.
Odgovor: -7,71 kJ; moguća reakcija.
13. 2C 2 H 2g + 5O 2g \u003d 4CO 2g + 2H 2 O g.
Odgovor: -2452,81 kJ; moguća reakcija.
14. Fe 3 O 4k + 4H 2g \u003d 3Fe do + 4H 2 O g.
Odgovor: 99,7 kJ; reakcija nije moguća.
15. 2Fe 2 O 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.
Odgovor: 297,7 kJ; reakcija nije moguća.
16. Fe 3 O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.
Odgovor: -14,88 kJ; moguća reakcija.
17. 2H 2 S g + O 2g \u003d 2H 2 O bunar + 2S c.
Odgovor: -407,4 kJ; moguća reakcija.
18. Fe 2 O 3k + 3H 2g \u003d 2Fe do + 3H 2 O g.
Odgovor: 54,47 kJ; reakcija nije moguća.
Izračunajte standardnu promjenu Gibbsove energije kemijske reakcije na temperaturi od 25 °C iz vrijednosti standardnih entalpija stvaranja i apsolutnih entropija kemijskih spojeva i odredite pri kojoj će temperaturnoj ravnoteži nastupiti u sistemu.
19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O f.
Odgovor: -93,1 kJ; ~552 K.
20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.
Odgovor: -194,0 kJ; ~1632 K.
21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.
Odgovor: -214,24 kJ; ~1462 K.
22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.
Odgovor: 113,8 kJ; ~959 K.
23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.
Odgovor: -142,36 kJ; ~ 963 K.
Izračunajte promjenu Gibbsove energije kemijske reakcije na temperaturi od 350 °C iz standardnih entalpija formiranja i apsolutnih entropija kemijskih spojeva. Zanemarite temperaturnu zavisnost D f H° i S°. Postavite mogućnost spontanih reakcija:
24. 2RN 3g + 4O 2g \u003d P 2 O 5k + 3H 2 O g.
Odgovor: 1910,47 kJ; moguća reakcija.
25. Cl 2 g + SO 2 g + 2H 2 O w = H 2 SO 4 w + 2HCl g.
Odgovor: -80,0 kJ; moguća reakcija.
26. P 2 O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.
Odgovor: 860,0 kJ; reakcija nije moguća.
27. 2CO g + SO 2g \u003d S do + 2CO 2g.
Odgovor: -154,4 kJ; moguća reakcija.
28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H 2 O g.
Odgovor: -57,9 kJ; moguća reakcija.
29. NO g + O 3 g = O 2 g + NO 2 g.
Odgovor: -196,83 kJ; moguća reakcija.
30. CH 4g + 2O 2g \u003d CO 2g + 2H 2 O g.
Odgovor: -798,8 kJ; moguća reakcija.
Mogućnost spontane reakcije;
Entropija;
Izobarski - izotermni potencijal ili Gibbsova slobodna energija.
Spontano nazivaju se procesi, kao rezultat kojih se može dobiti koristan rad, nespontano su procesi koji trebaju utrošiti rad.
Razmotrimo dva spontana procesa - otapanje natrijum hidroksida i otapanje amonijum nitrata:
To su spontani procesi, ali jedan od njih prati oslobađanje topline, a drugi apsorpcija topline. Kao što vidimo, predznak toplotnog efekta procesa (faktor entalpije) ne određuje jednoznačno mogućnost spontanog procesa. Postoji i drugi faktor spontanosti procesa - faktor entropije.
Šta je entropija?
Stanje bilo kojeg sistema može se opisati, s jedne strane, vrijednošću izmjerenih parametara sistema (makrostanja sistema), s druge strane, stanje sistema se može opisati skupom trenutnih mikrostanja. , koji odgovaraju različitim nivoima energije mikročestica koje čine naš sistem.
Broj mikrostanja koji odgovara datom makro stanju materije se naziva termodinamička verovatnoća njegova stanja (W), tj. W je broj načina na koje se molekuli mogu distribuirati između različitih energetskih nivoa.
Povezana sa vjerovatnoćom termodinamičkog stanja je funkcija stanja sistema, nazvana entropija(S).
S = k ln W, gdje je k Boltzmannova konstanta, k ≈ 1,38∙10 -23 J/K,
W je termodinamička vjerovatnoća stanja sistema.
Za 1 mol supstance:
S = R ln W, gdje je R univerzalna plinska konstanta, ovdje se S mjeri u .
Vjerovatnoća stanja maksimum pri maksimalnom neuređenju sistema, tj. entropija je maksimalna kada je sistem u najneuređenijem stanju. To je ono čemu sistem spontano teži.
Svaki sistem teži da pređe u stanje najvećeg poremećaja, to jest, spontano, svaki sistem teži povećanju entropije. I entropija je mjera poremećaja u sistemu. Povećava se u fizičkim procesima kao što su topljenje, ključanje, širenje plinova. U hemijskim procesima, entropija se povećava ako se iz početnih supstanci uzetih u čvrstom ili tekućem stanju dobiju gasoviti produkti reakcije, ili ako se broj molekula povećava tokom reakcije.
To jest, entropija raste, jer se povećava broj pokretnih čestica.
D.S.< 0 , - энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.
Razmotrimo promjenu entropije u sistemu tokom tranzicije iz jednog stanja karakteriziranog zapreminom V 1 u drugo - sa zapreminom V 2:
Ako je V 2 > V 1, onda je DS > 0, ako je V 2< V 1 , то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.
Entropija idealnog kristala na apsolutnoj nuli je nula, tako da možete izračunati apsolutnu vrijednost entropije za svaku supstancu. Tabele pokazuju standardnu vrijednost entropije (S°) pod standardnim uvjetima.
Entropija je funkcija agregatnog stanja, što znači da ne zavisi od putanje prelaska sistema iz jednog stanja u drugo. Za reverzibilne izotermne procese ( fazni prelazi), promjena entropije jednaka je promjeni entalpije podijeljenoj s temperaturom:
Entropija zavisi od temperature:
Gdje je C P molarni toplinski kapacitet pri konstantnom pritisku.
Teorijske informacije
Hemijski proces se može smatrati prvim korakom u usponu od hemijskih objekata - elektrona, protona, atoma - do živog sistema.
Doktrina hemijskih procesa- ovo je oblast nauke u kojoj postoji najdublja međuprožimanja fizike, hemije, biologije. Ova teorija se zasniva na hemijskoj termodinamici i kinetici.
Sposobnost supstance da se podvrgne hemijskim transformacijama određena je njihovom reaktivnošću, tj. priroda reagujućih supstanci - sastav, struktura, priroda hemijske veze; energetski faktori koji određuju mogućnost procesa i kinetički faktori koji određuju brzinu njegovog toka.
Gotovo svi kemijski procesi su praćeni oslobađanjem ili apsorpcijom energije, najčešće u obliku topline i rada.
toplina - kvantitativna mjera nasumičnog, haotičnog kretanja čestica koje formiraju dati sistem.
posao - kvantitativna mjera uređenog kretanja čestica u usmjerenom polju sila.
Deo hemije koji proučava prelaze energije iz jednog oblika u drugi tokom hemijskih reakcija i utvrđuje pravac i granice njihovog spontanog toka u datim uslovima naziva se hemijska termodinamika .
Predmet proučavanja hemijske termodinamike je hemijski sistem.
Sistem - ovo je tijelo koje se proučava ili grupa tijela koja međusobno djeluju i koja su mentalno ili stvarno odvojena od okoline granicama koje provode ili ne provode toplinu.
U zavisnosti od prirode interakcije sistema sa okolinom, postoje otvorene, zatvorene i izolovane sistemima.
otvoreni sistemi mogu da razmenjuju energiju i materiju sa okolinom. Na primjer, vodeni rastvor natrijum hlorida u otvorenom sudu. Kada voda isparava iz rastvora i tokom razmene toplote, menja se masa sistema i njegova temperatura, a samim tim i energija.
Zatvoreni sistemi ne razmjenjuju materiju sa okolinom. Na primjer, otopina natrijum hlorida u zatvorenoj posudi. Ako otopina i okolina imaju različite temperature, tada će se otopina zagrijati ili ohladiti, a samim tim i njegova energija će se promijeniti.
Izolovani sistemi ne mogu razmjenjivati materiju ili energiju sa okolinom. Izolovani sistem je idealizacija. U prirodi ne postoje takvi sistemi. Ali, uprkos nemogućnosti praktične implementacije, izolovani sistemi omogućavaju određivanje maksimalnih teoretskih energetskih razlika između sistema i njegovog okruženja.
Stanje sistema određeno je skupom svojstava i karakteriše ga termodinamičkih parametara : temperatura (), pritisak (), zapremina (), gustina (), količina supstance (), obavljeni rad (), toplota (). Promjena barem jednog termodinamičkog parametra dovodi do promjene stanja sistema u cjelini. Ako su svi parametri konstantni u vremenu i prostoru, onda se ovo stanje sistema naziva ravnoteža .
U termodinamici se svojstva sistema razmatraju u njegovim ravnotežnim stanjima: početnom i konačnom, bez obzira na put prelaska sistema iz jednog stanja u drugo. Prijelaz sistema iz jednog stanja u drugo na , = konst pozvao izobarno-izotermni, na , = konst– izohorno-izotermni.
Najvažniji zadaci hemijske termodinamike su da razjasni mogućnost ili nemogućnost spontanog procesa određene hemijske reakcije pod datim uslovima i u datom pravcu; postavljanje vrijednosti termodinamičkih parametara pri kojima se postiže maksimalni učinak procesa; određivanje karakteristika promene energije koja se dešava u sistemu. Pronađite ga sa termodinamičke funkcije ().
Funkcija stanja karakteriše unutrašnja energija sistema – zbir potencijalne energije interakcije svih čestica tijela jedna s drugom i kinetičke energije njihovog kretanja. Zavisi od agregatnog stanja - vrste, mase, agregatnog stanja. Apsolutna vrijednost unutrašnje energije ne može se izmjeriti. Za proučavanje hemijskih procesa važno je poznavati samo promenu unutrašnje energije tokom prelaska sistema iz jednog stanja u drugo.
(27)
Gde 
unutrašnja energija sistema se smanjuje kada 
- povećava. Sve promjene unutrašnje energije nastaju zbog haotičnog sudara molekula (mjera energije koja se prenosi na ovaj način je toplina) i kretanja masa koje se sastoji od velikog broja čestica pod djelovanjem bilo koje sile (mjera energije koja se prenosi u ovaj način je rad). Dakle, prijenos unutrašnje energije može se vršiti dijelom u obliku topline, a dijelom u obliku rada:
(28)
Gornja jednačina je matematički izraz I zakon termodinamike : Ako se toplota dovodi u sistem, tada se dovedena toplota troši na povećanje unutrašnje energije sistema i na obavljanje posla za njega.
U izohorično-izotermnom procesu, sva toplota koja se dovodi u sistem troši se na promenu unutrašnje energije:
(29)
U izobarično-izotermnom procesu, jedina vrsta rada sistema je rad ekspanzije:
(30)
gde je pritisak u sistemu, je promena zapremine
Tada matematički izraz prvog zakona termodinamike ima oblik: 
(31)
Označavanje 
, dobijamo 
Funkcija stanja sistema H - entalpija je ukupna rezerva energije sistema, tj. je energetski sadržaj sistema. Entalpija sistema je veća od unutrašnje energije za količinu rada.
Za karakterizaciju energetskih manifestacija u toku reakcije, koncept termalni efekat.
termalni efekat- to je količina toplote koja se oslobađa ili apsorbuje tokom ireverzibilnog toka reakcije, kada je jedini rad rad ekspanzije. U ovom slučaju, temperature polaznih materijala i produkta reakcije trebaju biti iste. termalni efekat endotermna reakcija(protoci sa apsorpcijom toplote) će biti pozitivni: 
, 
. termalni efekat egzotermna reakcija(protoci sa oslobađanjem toplote) će biti negativan: 
, 
.
Grana hemije koja se bavi proučavanjem toplotnih efekata hemijskih reakcija naziva se termohemija .
Svaka kemijska reakcija je praćena promjenama u energetskim rezervama supstanci koje reaguju. Što se više energije oslobađa tijekom formiranja kemijskog spoja, to je ovo jedinjenje stabilnije, i obrnuto, tvar dobivena kao rezultat endotermne reakcije je nestabilna.
U hemijskim jednačinama u kojima je naznačena toplota reakcije nazivaju se termohemijska. Oni su sastavljeni na osnovu zakona održanja mase i energije.
Za poređenje toplotnih efekata različitih procesa standardizovani su uslovi za njihovo nastupanje. Standardni uvjeti - T 0 = 298 K, p 0 = 101,313 kPa, n - 1 mol čiste tvari, promjena entalpije ( 
) se odnosi na jediničnu količinu supstance, kJ/mol. Sve standardne termodinamičke funkcije su tablične vrijednosti, koje ovise o stanju agregacije tvari.
Kvantitativni zakoni termohemije slijede iz I zakona termodinamike.
Lavoisier-Laplaceov zakon(1780 - 1784) - za svako hemijsko jedinjenje, toplota raspadanja jednaka je toploti njegovog formiranja, ali ima suprotan predznak.
Zakon G.I. Hess(1840) - termički efekat hemijske reakcije zavisi od prirode i fizičkog stanja početnih supstanci i konačnih proizvoda, ali ne zavisi od prirode i puta reakcije, tj. iz niza pojedinačnih međufaza. Ovaj zakon je teorijska osnova termohemije. Iz toga proizilazi niz posljedica:
U termohemijskim proračunima, toplota formiranja (entalpija) jednostavnih supstanci u standardnim uslovima se pretpostavlja da je nula.
(jednostavna supstanca) = 0
Količina energije koja se oslobađa ili apsorbuje tokom formiranja 1 mol složene supstance iz jednostavnih u standardnim uslovima naziva se standardna entalpija formiranja ( 
, kJ/mol).
Količina energije koju oslobađa ili apsorbira 1 mol organske tvari koja se razlaže na ugljični dioksid i vodu u standardnim uvjetima naziva se standardna entalpija sagorijevanja ( 
, kJ/mol).
Toplinski efekat hemijske reakcije jednak je razlici između zbira toplota nastanka reakcijskih produkata i zbira toplota stvaranja početnih supstanci, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente:
gde je toplotni efekat hemijske reakcije u standardnim uslovima; 
- zbir standardnih toplota formiranja produkta reakcije; 
- zbir standardnih toplota formiranja polaznih supstanci; 
, 
- stehiometrijski koeficijenti proizvoda reakcije i polaznih materijala.
Hessov zakon vam omogućava da izračunate toplinske efekte različitih reakcija. Ali predznak i veličina toplotnog efekta ne dozvoljavaju da se sudi o sposobnosti procesa da se odvijaju spontano i ne sadrži informacije o pravcu i potpunosti procesa.
Spontani procesi(prirodni ili pozitivni) - strujanje u sistemu bez smetnji iz spoljašnje sredine i praćeno je smanjenjem unutrašnje energije sistema i prenosom energije u okolinu u vidu toplote i rada. Endotermni spontani procesi nisu u suprotnosti sa ovom definicijom, jer se mogu odvijati u neizolovanom sistemu i proizvoditi rad zbog toplote okoline.
Zovu se procesi koji se ne mogu odvijati sami (bez spoljašnjeg uticaja). nespontano , neprirodno ili negativno. Takvi procesi se izvode prenosom energije iz spoljašnje sredine u sistem u obliku toplote ili rada.
Prema drugom zakonu termodinamike, spontani procesi idu u pravcu smanjenja zaliha unutrašnje energije ili entalpije sistema. Međutim, poznati su takvi procesi koji se odvijaju spontano bez promjene unutrašnje energije sistema. Pokretačka snaga takvih procesa je entropija sistema.
Entropija(vezana energija) (
S)
- ovo je mjera ireverzibilnosti procesa, mjera prelaska energije u oblik iz kojeg ne može samostalno u drugu energiju. Entropija karakteriše poremećaj u sistemu, što je veći poremećaj, to je veća entropija. Povećava se sa povećanjem kretanja čestica. U sistemima izolovanim od spoljašnjeg okruženja, procesi se odvijaju spontano u pravcu povećanja entropije (). Procesi kod kojih se entropija smanjuje ( 
) nisu izvodljivi u izolovanim sistemima. Ako je proces moguć u smjeru naprijed i nazad, onda će se u izolovanom sistemu odvijati u smjeru povećanja entropije. Tok spontanog procesa u izolovanom sistemu završava se stanjem ravnoteže. Dakle, u ravnoteži entropija sistema maksimum
.
Boltzmann je izveo jednačinu prema kojoj
(34) gdje je Boltzmannova konstanta, W je vjerovatnoća stanja, određuje broj mikrostanja koji odgovaraju datom mikrostanju.
Ovaj odnos pokazuje da se entropija može posmatrati kao mjera molekularnog poremećaja sistema.
Prema II zakonu termodinamike za izotermni proces, promjena entropije je:
; [J/(mol K] (35)
Entropija jednostavnih supstanci nije jednaka nuli. Za razliku od entalpije, apsolutna vrijednost entropije se može mjeriti. “Na apsolutnoj nuli, entropija idealnog kristala je nula” - ovaj postulat M. Plancka (1911) naziva se III zakon termodinamike.
Promjena entropije kemijskog procesa određena je jednadžbom ravnoteže:
Svaki sistem karakteriše red () i nered (). Njihov omjer određuje smjer reakcije.
Tako se prilikom spontanog kretanja sistema u stabilno stanje javljaju dvije tendencije: smanjenje entalpije 
i povećanje entropije. Kombinovani efekat dva trenda pri konstantnoj temperaturi i pritisku se odražava izobarično-izotermni potencijal ili Gibbsova energija ()
.
Državna funkcija
karakteriše opštu pokretačku snagu procesa, maksimalno mogući korisni rad („slobodna energija“) koji sistem obavlja; 
- dio energije koji se ne može pretvoriti u koristan rad („vezana energija“).
Hemijske reakcije se odvijaju u otvorenoj posudi sa promjenom zapremine, pa mogućnost (spontanost) i smjer procesa karakterizira funkciju koju određuje jednadžba ravnoteže u standardnim uvjetima:
; 
(38)
Spontani tok procesa odgovara smanjenju Gibbsove energije, 
. Što se više smanjuje, proces se nepovratnije odvija prema stvaranju konačnih produkta reakcije. Povećanje izobarnog potencijala 
je znak neizvodljivosti procesa u datim uslovima. Značenje 
karakteriše stanje ravnoteže, tj. stanje u kojem sistem ne proizvodi koristan rad.
Analiza vrijednosti i Gibbsove jednadžbe pokazala je da je mogućnost reverzibilnog procesa posljedica istih predznaka i . Na određenoj temperaturi, vrijednosti i postanu jednaki. Stoga se iz Gibbsove jednadžbe može odrediti "ravnotežna" temperatura ili temperatura početka procesa ():
; = 0
; 
; 
(39)
Dakle, reakcije se odvijaju spontano u kojima je promjena slobodne energije negativna. reakcije u kojima , teče samo pod uslovom da se rad na sistemu obavlja spoljnim silama ili se energija prenosi na sistem izvana. Uslovi za spontani tok procesa prikazani su na sl. 3.
Hemijske reakcije, Hemijske reakcije,
teče spontano teče ne spontano
egzotermne reakcije, egzotermne reakcije,
prateći prateći
povećanje entropije smanjenje entropije
at bilo koji temperature na visoko temperature
endotermne reakcije
u pratnji
povećanje entropije
at nisko temperature
Rice. 3. Uslovi za spontani tok procesa.
3.2. Kontrolna pitanja i zadaci
1. Šta se zove sistem? Koji su parametri sistema?
2. Opisati unutrašnju energiju sistema, pojam izohornih i izobarnih procesa.
3. Šta se naziva entalpija?
4. Opisati entalpiju stvaranja jedinjenja, standardne entalpije sagorevanja i stvaranja supstanci.
5. Hesov zakon i njegove posljedice, njegova primjena u termohemijskim proračunima.
6. Određivanje toplote (entalpija) neutralizacije, rastvaranja, hidratacije.
7. Entropija. Boltzmannova jednadžba. Kako se entropija mijenja s temperaturom?
8. Gibbsova energija. Kriterijumi za spontani tok procesa.
9. Koristeći referentne podatke u Dodatku 3, izračunajte promjenu standardne entalpije reakcije ():
10. Koristeći referentne podatke u Dodatku 3, izračunajte promjenu standardne entropije reakcije ( 
):
11. Izračunajte reakcije na 846 0 S, ako je = 230 kJ, = 593 J/K.
Primjeri rješavanja problema
Primjer 1 Reakcija sagorevanja etil alkohola izražava se termohemijskom jednačinom C 2 H 5 OH (L) + 3O 2 (G) = 2CO 2 (G) + 3H 2 O (L). Izračunajte toplotni efekat reakcije ako je poznato da je molarna toplota isparavanja C 2 H 5 OH (L) +42,36 kJ, a toplota stvaranja C 2 H 5 OH (G) = -235,31 kJ, CO 2 (G) = -393,51 kJ, H 2 O (L) = -285,84 kJ.
Rješenje. Da bi se odredio ΔΗ reakcije, potrebno je poznavati toplotu stvaranja C 2 H 5 OH (L). Ovo poslednje nalazimo iz podataka:
C 2 H 5 OH (F) \u003d C 2 H 5 OH (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
Izračunavamo ΔΗ reakcije, primjenjujući posljedice iz Hessovog zakona:
ΔΗ H.R. \u003d 2 (-393,51) + 3 (-285,84) + 277,67 \u003d -1366,87 kJ.
Toplotni efekat reakcije je 1366,87 kJ.
a) Fe 2 O 3 (K) + 3H 2 (G) \u003d 2Fe (K) + 3H 2 O (G)
b) Fe 2 O 3 (K) + 3CO (G) \u003d 2Fe (K) + 3CO 2 (G)
Za koji proces je potrebno više energije?
Rješenje. Za izračunavanje ΔΗ XP koristimo formulu posljedice iz Hessovog zakona i standardne entalpije formiranja svake supstance [Dodatak 3]:
a) ΔΗ XP \u003d 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 \u003d 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.
Prema proračunima, proces a) - redukcija željeznog oksida (III) vodonikom zahtijeva više energije nego proces b). U procesu b), reakcija je čak egzotermna (energija se oslobađa u obliku topline).
Primjer 3 Vodeni plin je mješavina jednakih količina vodonika i ugljičnog monoksida (II). Nađite količinu toplote koja se oslobađa pri sagorevanju 112 litara vodenog gasa, (n.o.).
Rješenje. Sastavimo termohemijsku jednačinu procesa:
H 2 (G) + CO (G) + O 2 (G) \u003d H 2 O (G) + CO 2 (G) ΔΗ XP \u003d - Q.
Izračunajmo ΔΗ XP kada sagorijeva 2 mola vodenog plina (1 mol H2 i 1 mol CO), tj. 22,4 l / mol 2 mol \u003d 44,8 l. Proračun se vrši prema formuli posljedice Hessovog zakona i standardne entalpije formiranja svake supstance [Add. 3]:
ΔΗ XP \u003d ΔΗ (H 2 O) + ΔΗ (CO 2) - (ΔΗ (H 2) + ΔΗ (CO) + ΔΗ (O 2)) = -241,8 - 393,5 - (0 - 110,5) + 0 - 635,3 + 110,5 = - 524,8 kJ
Pravimo proporciju:
Sagorijeva 44,8 litara vodenog plina - oslobađa se 524,8 kJ topline
112 l - X kJ
X = 112 524,8 / 44,8 = 1312 kJ
Pri sagorijevanju 112 litara vodenog plina oslobađa se 1312 kJ topline.
Primjer 4 Navedite termodinamičku karakteristiku procesa Ga + HCl) ↔ GaCl 3 (t) + H 2 (g) prema planu:
1. Zapišite stehiometrijsku jednačinu.
2. Zapišite termodinamičke funkcije uključenih supstanci.
3. Izračunajte promjenu standardne entalpije kemijske reakcije i nacrtajte dijagram entalpije.
4. Odredite da li je reakcija egzotermna ili endotermna; temperatura u sistemu se povećava ili smanjuje kao rezultat ove reakcije.
5. Izračunajte promjenu standardne entropije reakcije, objasnite promjenu entropije u toku reakcije.
6. Izračunajte standardnu promjenu Gibbsove energije iz ravnotežne jednačine i Gibbsove jednačine. Dajte analizu dobijenih podataka.
7. Spojite predznake količina 
. i 
Zaključite da je reakcija reverzibilna.
8. Za reverzibilnu reakciju izračunajte ravnotežnu temperaturu prema Gibsovoj jednačini, uz pretpostavku da je maksimalna dozvoljena temperatura 3000 K. Izvedite zaključak: Tp - ostvarivo ili neostvarljivo.
9. Izračunajte vrijednost 
na tri temperature (500, 1000 i 1500 K). Grafička zavisnost 
..
10. Izvedite zaključak o spontanosti hemijske reakcije. Odredite uslove pod kojima je reakcija moguća
Rješenje.
1 Zapišite stehiometrijsku jednačinu.
2. Ispisujemo standardne termodinamičke funkcije za formiranje reakcionih komponenti (tablica 21) (termodinamički parametri tvari iz [Prilog 3]).
