Acasă > Rusă > Sarcini pentru secțiunea despre bazele termodinamicii cu soluții. Calcule termodinamice în tehnologia chimică


Sarcini pentru secțiunea despre bazele termodinamicii cu soluții. Calcule termodinamice în tehnologia chimică




Ministerul Educației și Științei al Federației Ruse

Universitatea Politehnică de Stat din Sankt Petersburg

Facultatea de Tehnologie și Cercetare a Materialelor

Departamentul „Chimie fizică, micro și nanotehnologii”

LUCRARE DE CURS

„Evaluarea termodinamică a posibilității de curgere

proces chimic"

Opțiunea numărul 18

la disciplina „Chimie fizică”

Lucrarea a fost realizată de un elev din grupa 2068/2

______________ / Dmitrieva A.V.

Lucrare verificata

______________ / Art. profesoara Elizarova E.P.

Calculul se face folosind următoarele aproximări:

  1. Luați capacitatea termică a tuturor participanților la reacție.
  2. A accepta.
  3. A accepta.

Datele tabelare pentru toți participanții la reacție sunt prezentate mai jos.

Substanţă

kJ/mol∙K

La final, prezentați toate datele calculate într-un tabel și, pe baza analizei valorilor obținute, răspundeți la următoarele întrebări:

  1. Determinați posibilitatea termodinamică a unei reacții chimice de a avea loc la o anumită temperatură.
  2. Determinați tipul acestei reacții din punctul de vedere al termochimiei.
  3. Evaluați efectul temperaturii și presiunii asupra mărimii și deplasării echilibrului.

Metoda entropiei pentru calcularea modificării energiei Gibbs și a constantei de echilibru a unei reacții chimice

Această metodă utilizează valorile de entropie ale substanțelor implicate în reacție. Se bazează pe raport

(unde este modificarea energiei Gibbs la temperatura Т;
efectul termic al reacției la temperatura T;
modificarea entropiei reacției la temperatura T),

derivat din ecuația G = H – TS pentru o reacție care se desfășoară la o temperatură constantă. Deoarece valorile standard ale entropiilor și căldurilor de formare a substanțelor au fost determinate în condiții standard (p = 1 atm, T = 298 K), este posibil să se calculeze modificarea standard a energiei Gibbs folosind formula:

Mai întâi, la o temperatură de 298 K, se determină efectul termic al reacției și suma algebrică a entropiilor participanților la reacție, ținând cont de coeficienții stoichiometrici:

Efectul termic al unei reacții la o anumită temperatură se calculează conform legii Kirchhoff: derivata efectului termic în raport cu temperatură este egală cu suma algebrică a capacităților termice ale substanțelor implicate în reacție.

Dacă, atunci efectul termic crește odată cu creșterea temperaturii; daca da, scade.

Suma algebrică a entropiilor de reacție se găsește din ecuații

În cele din urmă, pentru a calcula modificarea energiei Gibbs, obținem

Dacă participanții la reacție suferă transformări de fază în intervalul studiat, atunci modificările entolpiei și entropiei trebuie găsite prin împărțirea intervalului de integrare în secțiuni:

capacități termice corespunzătoare fazei într-un interval de temperatură dat;
dacă căldura de formare se referă la produsul reacției, atunci se pune semnul „+”; dacă la substanța originală, atunci semnul „”.

În prima aproximare, ecuația (*) este simplificată prin echivalarea sumei capacităților termice la zero. Adică, neglijăm dependența de temperatură a entolpiilor și entropiilor substanțelor:

În a doua aproximare, capacitatea termică este luată ca valoare constantă egală cu capacitatea termică a substanțelor la T = 298 K și suma algebrică a acestora se află ținând cont de coeficienții stoichiometrici:

Apoi din formula (*) obținem o formulă aproximativă:

Cea mai precisă a treia aproximare ia în considerare dependența de temperatură a entolpiei și entropiei substanțelor, iar calculul se efectuează conform formulei (*).

Modificarea standard a energiei Gibbs vă permite să determinați principala caracteristică a unei reacții chimice - constanta echilibrului chimic.

Fiecare reacție chimică după un timp de la începutul ei ajunge la o stare de echilibru. Echilibrul este o stare în care compoziția sistemului nu se modifică în timp. Echilibrul reacției va fi caracterizat prin constanta de echilibru. Constantele exprimate în termeni de presiuni parțiale au cea mai mare importanță practică.

Dacă toate substanțele implicate în reacție sunt în stări standard, atunci în acest caz

Prin calcularea valorii numerice a constantei de echilibru se poate calcula randamentul oricărui produs de reacție și se pot estima condițiile optime pentru reacție (presiune și temperatură).

De asemenea, cunoscând semnul modificării standard a energiei Gibbs, se poate estima probabilitatea termodinamică a reacției. Dacă, atunci reacția poate decurge spontan în condițiile date. Dacă, atunci reacția nu are loc în condițiile date.

Partea de decontare

Efectul termic al reacției la T=298 K:

Modificarea entropiei reacției la T=298 K:

Prima abordare (:

Capacitatile termice ale substantelor implicate in reactie la T=298 K:

Suma algebrică a capacităților termice la T=298 K:

Apoi modificarea efectului termic și a entropiei reacției la T=1800 K:

a doua aproximare (

În a treia aproximare, vom lua în considerare tranzițiile de fază, în această reacție, topirea manganului. Apoi împărțim întregul interval de temperatură 298-1800K în două segmente: înainte de punctul de topire și după acesta și considerăm capacitatea termică a substanțelor ca o funcție în funcție de temperatură.

Pentru intervalul de temperatură 298 - 1517 K:

Pentru intervalul 1517 - 1800 K:

Valorile modificării efectului termic al reacției și ale modificării entropiei reacției, ținând cont de tranziția de fază:

A treia aproximare (

Să determinăm constanta de echilibru a reacției pentru trei aproximări:

Tabelul datelor calculate.


  1. În toate aproximările, valoarea calculată a modificării energiei Gibbs este pozitivă. Aceasta înseamnă că reacția la o temperatură de 1800K nu poate continua.
  2. Modificarea efectului termic al reacției este, de asemenea, pozitivă în toate aproximările, ceea ce înseamnă că reacția este endotermă și continuă cu absorbția de căldură.
  3. a) Efectul temperaturii asupra constantei de echilibru:

de unde se poate observa că pe măsură ce temperatura crește, constanta de echilibru va crește și, în consecință, echilibrul se va deplasa către produșii de reacție.

b) Efectul presiunii asupra constantei de echilibru:

unde Const este o valoare; modificarea volumului molar ca urmare a unei reacții.

în plus, adică odată cu creșterea presiunii în sistem, constanta de echilibru va crește, iar echilibrul se va deplasa către produșii de reacție.

Factorii luați în considerare generalizează principiul deplasării de echilibru, numit și principiul lui Le Chatelier: dacă asupra unui sistem aflat într-o stare de echilibru adevărat se exercită o influență externă, atunci în sistem are loc un proces spontan care compensează această influență.

Literatură:

  1. A.G. Morachevsky, I.B. Sladkov. Ghid pentru efectuarea calculelor termodinamice. – L.: LPI, 1975.
  2. A.P. Ruzinov, B.S. Gulnitsky. Transformări de echilibru ale reacțiilor chimice. - M .: Metalurgie, 1976.

Introducere. Calculele termodinamice permit concluzia că acest proces este posibil, alegerea condițiilor de desfășurare a unei reacții chimice, determinarea compoziției de echilibru a produselor, calcularea gradelor de conversie teoretic realizabile ale substanțelor inițiale și randamentele produselor. , precum și efectele energetice (căldură de reacție, căldură de schimbare în starea de agregare), care este necesară pentru alcătuirea bilanțurilor energetice și determinarea costurilor energetice.

Cele mai importante concepte ale termodinamicii sunt „căldura procesului” și „muncă”. Mărimile care caracterizează starea unui sistem termodinamic se numesc parametri termodinamici. Acestea includ: temperatura, presiunea, volumul specific, densitatea, volumul molar, energia internă specifică. Se numesc mărimi proporționale cu masa (sau cantitatea de materie) a sistemului termodinamic considerat extensiv; acestea sunt volumul, energia internă, entalpia, entropia. Intens cantitățile nu depind de masa sistemului termodinamic, ci doar ele servesc ca parametri termodinamici ca stări. Acestea sunt temperatura, presiunea și extensiv cantități legate de o unitate de masă, volum sau cantitate dintr-o substanță. Se numește modificarea parametrilor intensivi pentru a accelera procesele chimico-tehnologice intensificare.

În reacțiile exoterme, stocul de energie internă al substanțelor inițiale (U 1) este mai mare decât cel al produșilor rezultați (U 2). Diferența ∆U = U 1 - U 2 este transformată în formă de căldură. Dimpotrivă, în reacțiile endoterme, datorită absorbției unei anumite cantități de căldură, energia internă a substanțelor crește (U 2 > U 1). ∆U se exprimă în J/mol sau în calcule tehnice se referă la 1 kg sau 1 m 3 (pentru gaze). Studiul efectelor termice ale reacțiilor sau stărilor de agregare, sau amestecare, dizolvare se ocupă de secțiunea de chimie fizică sau termodinamică chimică - termochimie. În ecuațiile termochimice este indicat efectul termic al reacției. De exemplu: C (grafit) + O 2 \u003d CO 2 + 393,77 kJ / mol. Călurile de descompunere au semnul opus. Pentru a le defini sunt folosite tabele. Potrivit D.P. Konovalov, căldura de ardere este determinată din raportul: Q ardere = 204,2n + 44,4m + ∑x (kJ / mol), unde n este numărul de moli de oxigen necesari pentru arderea completă a 1 mol de o substanță dată, m este numărul de moli de apă formați în timpul arderii a 1 mol de substanță, ∑x este o corecție constantă pentru o serie omoloagă dată. Cu cât este mai nelimitat, cu atât mai mult ∑x.



Pentru hidrocarburile acetilenice ∑x=213 kJ/mol. Pentru hidrocarburile de etilenă ∑x=87,9 kJ/mol. Pentru hidrocarburile saturate ∑x=0. Dacă molecula compusului are diferite grupuri funcționale și tipuri de legături, atunci caracteristica termică se găsește prin însumare.

Efectul termic al unei reacții este egal cu suma căldurilor de formare a produselor de reacție minus suma căldurilor de formare a substanțelor inițiale, ținând cont de numărul de moli ai tuturor substanțelor care participă la reacție. De exemplu, pentru o reacție generală: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x efect termic: Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)

Efectul termic al unei reacții este egal cu suma căldurilor de ardere ale substanțelor inițiale minus suma căldurilor de ardere a produselor de reacție, ținând cont de numărul de moli ai tuturor reactanților. Pentru aceeași reacție generală:

Q x \u003d (n 1 Q A ardere + n 2 Q B ardere) - (n 3 Q C ardere + n 4 Q D ardere)

Probabilitate cursul reacțiilor de echilibru este determinat de constanta de echilibru termodinamic, care este determinată de:

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Analiza acestei expresii arată că pentru reacțiile endoterme (Q< 0, ∆Hº > 0) cu o scădere a entropiei (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. În cele ce urmează, abordarea termodinamică a reacțiilor chimice va fi luată în considerare mai detaliat.

Cursul 4

Legile de bază ale termodinamicii. Prima lege a termodinamicii. Capacitatea termică și entalpia. Entalpia de reacție. Entalpia de formare a compusului. Entalpia de ardere. Legea lui Hess și entalpia de reacție.

Prima lege a termodinamicii: modificarea energiei interne (∆E) a sistemului este egală cu munca forțelor externe (A′) plus cantitatea de căldură transferată (Q): 1)∆E=A′+Q; sau (al doilea tip) 2)Q=∆E+A – cantitatea de căldură transferată sistemului (Q) este cheltuită pentru modificarea energiei interne (∆E) și a muncii (A) efectuate de sistem. Acesta este unul dintre tipurile legii conservării energiei. Dacă schimbarea stării sistemului este foarte mică, atunci: dQ=dE+δA - o astfel de înregistrare pentru modificări mici (δ). Pentru gaz (ideal) δА=pdV. În procesul izocor δA=0, apoi δQ V =dE, deoarece dE=C V dT, apoi δQ V =C V dT, unde C V este capacitatea termică la volum constant. Într-un interval mic de temperatură, capacitatea termică este constantă, deci Q V =C V ∆T. Din această ecuație, este posibil să se determine capacitatea termică a sistemului și căldura proceselor. C V - conform legii Joule-Lenz. Într-un proces izobaric care se desfășoară fără muncă utilă, având în vedere că p este constant și poate fi scos din paranteză sub semnul diferențial, adică δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH, aici H este entalpia lui sistemul. Entalpia este suma energiei interne (E) a sistemului și produsul dintre presiune și volum. Cantitatea de căldură poate fi exprimată în termeni de capacitate termică izobară (С Р): δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = const) și Q P =∆H(p = const) - după generalizare. Rezultă că cantitatea de căldură primită de sistem este determinată în mod unic de o modificare a unei anumite funcții de stare (entalpie) și depinde numai de stările inițiale și finale ale sistemului și nu depinde de forma căii de-a lungul procesului. dezvoltat. Această prevedere stă la baza luării în considerare a problemei efectelor termice ale reacțiilor chimice.



Efectul termic al reacției este legat de modificarea variabilei chimice cantitatea de căldură, obținut prin sistemul în care a avut loc reacția chimică și produsele de reacție au luat temperatura reactivilor inițiali (de regulă, Q V și Q P).

Reacții cu efect termic negativ, adică odată cu eliberarea de căldură în mediu, se numește exotermic. Reacții cu pozitiv efectul termic, adică, care merge cu absorbția căldurii din mediu, sunt numite endotermic.

Ecuația reacției stoichiometrice va fi: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i sau ∆H=∑y i H i ; j sunt simboluri ale produselor, i sunt simboluri ale reactivilor.

Această poziție se numește legea lui Hess: mărimile Е i , H i sunt funcții ale stării sistemului și, în consecință, ∆H și ∆Е, și astfel efectele termice Q V și Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) depind doar de ceea ce substanțele reacționează în condiții date și ce produse se obțin, dar nu depind de calea pe care a avut loc procesul chimic (mecanismul de reacție).

Cu alte cuvinte, entalpia unei reacții chimice este egală cu suma entalpiilor de formare a componentelor de reacție înmulțită cu coeficienții stoichiometrici ai componentelor corespunzătoare, luați cu semnul plus pentru produse și cu semnul minus pentru substanțele inițiale. Să găsim ca exemplu∆H pentru reacția PCl5 +4H2O=H3PO4+5HCl (2)

Valorile tabelare ale entalpiilor de formare a componentei de reacție sunt, respectiv, pentru PCl 5 - 463 kJ / mol, pentru apă (lichid) - 286,2 kJ / mol, pentru H 3 PO 4 - 1288 kJ / mol, pentru HCI (gaz) - 92,4 kJ/mol. Înlocuind aceste valori în formula: Q V =∆E, obținem:

∆H=-1288+5(-92,4)–(-463)–4(-286,2)=-142kJ/mol

Pentru compușii organici, precum și pentru CO, procesul de ardere este ușor de realizat la CO 2 și H 2 O. Ecuația stoechiometrică pentru arderea unui compus organic cu compoziția C m H n O p poate fi scrisă ca :

(3) C m H n O p + (p-m-n / 4) O 2 \u003d mCO 2 + n / 2 H 2 O

Prin urmare, entalpia de ardere conform (1) poate fi exprimată în termeni de entalpii de formare a acesteia și de formare a CO 2 și H 2 O:

∆H sg =m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp

După ce a determinat căldura de ardere a compusului studiat cu ajutorul unui calorimetru și cunoscând ∆H CO 2 și ∆H H 2 O , se poate afla entalpia formării acestuia.

legea lui Hess vă permite să calculați entalpiile oricăror reacții, dacă pentru fiecare componentă a reacției este cunoscută una dintre caracteristicile sale termodinamice - entalpia de formare a unui compus din substanțe simple. Entalpia de formare a unui compus din substanțe simple este înțeleasă ca ∆H a unei reacții care duce la formarea unui mol de compus din elemente luate în stările lor tipice de agregare și modificări alotropice.

Cursul 5

A doua lege a termodinamicii. Entropie. Funcția Gibbs. Modificări ale funcției Gibbs în timpul reacțiilor chimice. Constanta de echilibru și funcția Gibbs. Estimarea termodinamică a probabilității unei reacții.

A doua lege a termodinamicii numită afirmația că este imposibil să se construiască o mașină cu mișcare perpetuă de al doilea fel. Legea a fost obținută empiric și are două formulări echivalente între ele:

a) este imposibil un proces, al cărui singur rezultat este transformarea întregii călduri primite de la un anumit corp în lucru echivalent cu acesta;

b) este imposibil un proces, al cărui singur rezultat este transferul de energie sub formă de căldură de la un corp mai puțin încălzit la un corp mai fierbinte.

Funcția δQ/T este diferența totală a unei funcții S: dS=(δQ/T) arr (1) – această funcție S se numește entropia corpului.

Aici Q și S sunt proporționale unul cu celălalt, adică cu o creștere a (Q) (S) - crește și invers. Ecuația (1) corespunde unui proces de echilibru (reversibil). Dacă procesul este neechilibrat, atunci entropia crește, atunci (1) se transformă:

dS≥(δQ/T)(2) Astfel, atunci când au loc procese de neechilibru, entropia sistemului crește. Dacă (2) este substituită în prima lege a termodinamicii, obținem: dE≤TdS-δA. Se obișnuiește să se scrie sub forma: dE≤TdS-δA'-pdV, deci: δA'≤-dE+TdS-pdV, aici pdV este lucrul de expansiune de echilibru, δA' este lucrul util. Integrarea ambelor părți ale acestei inegalități pentru un proces izocoric-izotermic duce la inegalitatea: A'V≤-∆E+T∆S(3). Iar integrarea pentru procesul izobaric-izotermic (Т=const, p=const) duce la inegalitatea:

A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

Părțile potrivite (3 și 4) pot fi scrise ca modificări ale unor funcții, respectiv:

F=E-TS(5) și G=E-TS+pV; sau G=H-TS (6)

F este energia Helmholtz și G este energia Gibbs, atunci (3 și 4) pot fi scrise ca A’ V ≤-∆F (7) și A’ P ≤-∆G (8). Legea egalității corespunde unui proces de echilibru. În acest caz, lucrarea cea mai utilă este făcută, adică (A’ V) MAX = -∆F și (A’ P) MAX = -∆G. F și G se numesc potențiale izocoric-izoterme și, respectiv, izobar-izoterme.

Echilibrul reacțiilor chimice caracterizat printr-un proces (termodinamic) în care sistemul trece printr-o serie continuă de stări de echilibru. Fiecare dintre aceste stări se caracterizează prin invariabilitatea (în timp) a parametrilor termodinamici și absența fluxurilor de materie și căldură în sistem. Starea de echilibru se caracterizează prin natura dinamică a echilibrului, adică egalitatea proceselor directe și inverse, valoarea minimă a energiei Gibbs și a energiei Helmholtz (adică dG=0 și d 2 G>0; dF =0 și d 2 F>0). În echilibru dinamic, vitezele reacțiilor directe și inverse sunt aceleași. De asemenea, trebuie respectată ecuația:

uJ dn J =0, unde µ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J este potențialul chimic al componentei J; n J este cantitatea de component J (mol). O valoare mare a µJ indică o reactivitate ridicată a particulelor.

∆Gº=-RTLnK p(9)

Ecuația (9) se numește ecuația izotermă van't Haff. Valoarea lui ∆Gº în tabelele din literatura de referință pentru multe mii de compuși chimici.

K p \u003d e - ∆ G º / (RT) \u003d e - ∆ H º / RT ∙ e ∆ S º / R (11). Din (11) se poate da o estimare termodinamică a probabilității reacției. Deci, pentru reacțiile exoterme (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1 și ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) cu o scădere a entropiei (∆Sº>0), curgerea spontană a procesului este imposibilă.

Dacă ∆Hº și ∆Sº au același semn, probabilitatea termodinamică de desfășurare a procesului este determinată de valorile specifice ale ∆Hº, ∆Sº și Tº.

Luați în considerare, folosind exemplul reacției de sinteză a amoniacului, efectul combinat al ∆Н o și ∆S o asupra posibilității de implementare a procesului:

Pentru această reacție, ∆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, 2 kJ/mol.

Din datele date se poate observa că modificarea entropiei este negativă și nu favorizează reacția, dar, în același timp, procesul se caracterizează printr-un efect de entalpie negativ mare ∆Hº, datorită căruia procesul este posibil. Odată cu creșterea temperaturii, reacția, după cum arată datele calorimetrice, devine și mai exotermă (la T=725K, ∆H=-113kJ/mol), dar cu o valoare negativă a ∆S®, o creștere a temperaturii reduce foarte mult probabilitatea producerii procesului.

Una dintre cele mai importante întrebări în chimie este problema posibilității unei reacții chimice. Un criteriu cantitativ pentru fezabilitatea fundamentală a unei reacții chimice este, în special, funcția caracteristică a stării sistemului, numită energia Gibbs (G). Înainte de a trece la considerarea acestui criteriu, să ne oprim pe o serie de definiții.

procese spontane. Procesele spontane sunt procese care au loc fără alimentarea cu energie dintr-o sursă externă. Multe procese chimice sunt spontane, cum ar fi dizolvarea zahărului în apă, oxidarea metalelor în aer (coroziune) etc.

Procese reversibile și ireversibile. Multe reacții chimice au loc într-o singură direcție până când reactanții sunt complet epuizați. Astfel de reacții se numesc ireversibile chimic. Un exemplu este interacțiunea dintre sodiu și apă.

Alte reacții au loc mai întâi în direcția înainte și apoi în direcția înainte și invers datorită interacțiunii produșilor de reacție. Ca rezultat, se formează un amestec care conține atât materiile prime, cât și produșii de reacție. Astfel de reacții se numesc reversibil chimic. Ca rezultat al unui proces reversibil chimic, echilibru chimic adevărat (stabil)., care se caracterizează prin următoarele caracteristici:

1) în absența influențelor externe, starea sistemului rămâne neschimbată pe termen nelimitat;

2) orice modificare a condițiilor externe duce la o schimbare a stării sistemului;

3) starea de echilibru nu depinde de partea din care se ajunge.

Un exemplu de sistem în adevărat echilibru este un amestec echimolecular

CO (g) + H20 (g) CO2 (g) + H2 (g).

Orice modificare a temperaturii sau alte condiții provoacă o schimbare a echilibrului, de exemplu. modificarea compoziției sistemului.

Pe lângă echilibrele adevărate, se întâlnesc foarte des echilibre aparente (false, împiedicate), atunci când starea sistemului persistă în timp foarte mult timp, dar un mic impact asupra sistemului poate duce la o schimbare puternică a stării acestuia. Un exemplu este un amestec de hidrogen și oxigen, care la temperatura camerei în absența influențelor externe poate rămâne neschimbat pe termen nelimitat. Cu toate acestea, este suficient să introduceți azbest platinizat (catalizator) în acest amestec, deoarece va începe o reacție energetică.

H 2 (g) + O 2 (g) \u003d H 2 O (g),

conducând la epuizarea completă a materiilor prime.

Dacă același catalizator este introdus în aceleași condiții în apă lichidă, atunci este imposibil să se obțină amestecul inițial.

Entropie. Starea oricărui sistem poate fi caracterizată prin valorile parametrilor măsurați direct (p, T etc.). aceasta caracteristică macrostarii sistemului. Starea sistemului poate fi descrisă și prin caracteristicile fiecărei particule a sistemului (atom, moleculă): coordonate, frecvență de vibrație, frecvență de rotație etc. aceasta caracteristic microstarii sistemului. Sistemele constau dintr-un număr foarte mare de particule, astfel încât o macrostare va corespunde unui număr mare de microstări diferite. Acest număr se numește probabilitatea termodinamică a stării și se notează ca W.

Probabilitatea termodinamică este asociată cu o altă proprietate a materiei - entropie (S, J / (mol. K)) - Formula Boltzmann

unde R este constanta universală a gazelor și N A este constanta Avogadro.

Semnificația fizică a entropiei poate fi explicată prin următorul experiment de gândire. Lăsați un cristal ideal dintr-o anumită substanță, cum ar fi clorura de sodiu, să fie răcit la temperatura zero absolută. În aceste condiții, ionii de sodiu și clor care alcătuiesc cristalul devin practic imobili, iar această stare macroscopică se caracterizează printr-o singură microstare, adică. W=1, iar în conformitate cu (3.13) S=0. Pe măsură ce temperatura crește, ionii încep să oscileze în jurul pozițiilor de echilibru din rețeaua cristalină, numărul de microstări corespunzător unei macrostari crește și, în consecință, S>0.

În acest fel, entropia este o măsură a dezordinii stării unui sistem. Entropia sistemului crește în toate procesele însoțită de o scădere în ordine (încălzire, dizolvare, evaporare, reacții de descompunere etc.). Procesele care apar cu o creștere a ordinii (răcire, cristalizare, compresie etc.) duc la scăderea entropiei.

Entropia este o funcție de stare, dar spre deosebire de majoritatea altor funcții termodinamice, este posibil să se determine experimental valoarea absolută a entropiei unei substanțe. Această posibilitate se bazează pe postulatul lui M. Planck, potrivit căruia la zero absolut, entropia unui cristal ideal este zero(a treia lege a termodinamicii).

Dependența de temperatură a entropiei unei substanțe este prezentată calitativ în Fig. 3.1.

Pe fig. 3.1 se poate observa că la o temperatură egală cu 0 K, entropia unei substanțe este zero. Odată cu creșterea temperaturii, entropia crește ușor, iar în punctele de tranziție de fază are loc o creștere bruscă a entropiei, determinată de relația

(3.14)

unde Δ f.p S, Δ f.p H și T f.p sunt modificările entropiei, entalpiei și, respectiv, a temperaturii de tranziție de fază.

Entropia unei substanțe B în starea standard se notează cu . Pentru multe substanțe, valorile absolute ale entropiilor standard sunt determinate și sunt date în cărțile de referință.

Entropia, ca și energia internă și entalpia, este o funcție de stare, astfel încât modificarea entropiei unui sistem într-un proces nu depinde de calea acestuia și este determinată doar de stările inițiale și finale ale sistemului. Modificarea entropiei în timpul unei reacții chimice (3.10) poate fi găsită ca diferență între suma entropiilor produselor de reacție și suma entropiilor materiilor prime:

Conceptul de entropie este folosit într-una dintre formulări a doua lege a termodinamicii: în sistemele izolate, numai procesele care au loc cu o creștere a entropiei (ΔS>0) pot continua spontan. Sistemele izolate sunt înțelese ca sisteme care nu fac schimb de materie sau energie cu mediul. Sistemele în care au loc procese chimice nu aparțin unor sisteme izolate, deoarece schimbă energie cu mediul (efectul termic al reacției), iar în astfel de sisteme pot apărea procese și cu scăderea entropiei.

SO 2 (g) + 2H 2 S (g) \u003d 3S (t) + 2H 2 O (l), dacă entropiile standard de oxid de sulf (IV), hidrogen sulfurat, sulf și apă sunt 248,1; 205,64; 31,88 și, respectiv, 69,96 J/(mol K).

Soluţie. Pe baza ecuației (3.15), putem scrie:

Entropia în această reacție scade, ceea ce este asociat cu formarea de produse solide și lichide din substanțe gazoase.

Exemplul 3.8. Fără a face calcule, determinați semnul modificării entropiei în următoarele reacții:

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).

Soluţie.În reacția (1), 1 mol de NH 4 NO 3 în stare cristalină formează 3 moli de gaze, prin urmare, D r S 1 >0.

În reacțiile (2) și (3), atât numărul total de moli, cât și numărul de moli de substanțe gazoase scad. Prin urmare, 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)).

Energia Gibbs(potențial izobar-izotermic). În multe cazuri, procesele spontane în natură au loc în prezența unei diferențe de potențial, de exemplu, diferența de potențiale electrice determină transferul de sarcină, iar diferența de potențiale gravitaționale determină căderea corpului. Aceste procese se termină când este atins potențialul minim. Forța motrice a proceselor chimice care au loc la presiune și temperatură constantă este potențialul izobar-izotermic, numit Energia Gibbsși notat G. Modificarea energiei Gibbs într-un proces chimic este determinată de relație

ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)

unde ΔG este modificarea energiei Gibbs a procesului chimic; ΔH este modificarea entalpiei procesului chimic; ΔS este modificarea entropiei procesului chimic; T este temperatura, K.

Ecuația (3.16) poate fi reprezentată în următoarea formă:

∆H = ∆G + T∆S. (3,17)

Semnificația ecuației (3.17) este că o parte din efectul de căldură al reacției este cheltuită pentru a face lucru (ΔG), iar o parte este disipată în mediu (TΔS).

Energia Gibbs este un criteriu pentru posibilitatea fundamentală a unei reacții spontane. Dacă energia Gibbs scade în timpul reacției, atunci procesul poate decurge spontan în următoarele condiții:

ΔG< 0. (3.18)

Procesul în aceste condiţii nu este fezabil dacă

ΔG > 0. (3,19)

Expresiile (3.18) și (3.19) înseamnă simultan că reacția inversă nu poate (3.18) sau poate (3.19) să aibă loc spontan.

Reacția este reversibilă, adică poate curge în ambele direcții înainte și înapoi, dacă

Ecuația (3.20) este o condiție termodinamică pentru echilibrul chimic.

Relațiile (3.18) – (3.20) sunt aplicabile și echilibrelor de fază, adică. la cazurile în care două faze (stări agregate) ale aceleiași substanțe sunt în echilibru, de exemplu, gheață și apă lichidă.

Factori de entalpie și entropie. Din ecuațiile (3.16) și (3.18) rezultă că procesele pot decurge spontan (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Dacă entalpia sistemului crește (ΔH>0), iar entropia scade (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Cu alte semne ale ΔS și ΔН, posibilitatea fundamentală a procesului este determinată de raportul dintre factorii de entalpie (ΔH) și entropie (ТΔS).

Dacă ΔН>0 și ΔS>0, adică. Deoarece componenta de entalpie contracarează, iar componenta de entropie favorizează cursul procesului, reacția poate decurge spontan datorită componentei de entropie, cu condiția ca |ΔH|<|TΔS|.

Dacă componenta entalpie favorizează și entropia contracarează procesul, atunci reacția poate decurge spontan datorită componentei entalpie, cu condiția ca |ΔH|>|TΔS|.

Efectul temperaturii asupra direcției de reacție. Temperatura afectează componentele entalpie și entropie ale energiei Gibbs, care pot fi însoțite de o schimbare a semnului energiei Gibbs a acestor reacții și, prin urmare, direcția reacțiilor. Pentru o estimare aproximativă a temperaturii la care se modifică semnul energiei Gibbs, putem neglija dependența ΔН și ΔS de temperatură. Apoi rezultă din ecuația (3.16) că semnul energiei Gibbs se va schimba la temperatura

Este evident că schimbarea de semn a energiei Gibbs cu schimbarea temperaturii este posibilă numai în două cazuri: 1) ΔН>0 și ΔS>0 și 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Energia de formare Gibbs standard este modificarea energiei Gibbs a reacției de formare a 1 mol dintr-un compus din substanțe simple care sunt stabile în condiții standard. Se presupune că energia Gibbs a formării substanțelor simple este zero. Energiile Gibbs standard ale formării substanțelor pot fi găsite în cărțile de referință relevante.

Energia Gibbs a unei reacții chimice. Energia Gibbs este o funcție de stare, adică schimbarea sa în proces nu depinde de calea curgerii sale, ci este determinată de stările inițiale și finale ale sistemului. Prin urmare, energia Gibbs a reacției chimice (3.10) poate fi calculată din formula

Rețineți că concluziile despre posibilitatea fundamentală a reacției în termeni de Δ r G sunt aplicabile numai acelor condiții pentru care se calculează modificarea energiei Gibbs a reacției. Dacă condițiile diferă de standard, atunci ecuația poate fi folosită pentru a găsi Δ r G izoterme van't Hoff, care pentru reacția (3.10) dintre gaze se scrie ca

(3.23)

și între substanțe dizolvate

(3.24)

unde sunt presiunile parțiale ale substanțelor corespunzătoare; c A, c B, c D , c E sunt concentrațiile substanțelor dizolvate corespunzătoare; a, b, d, e sunt coeficienții stoechiometrici corespunzători.

Dacă reactanții sunt în stare standard, atunci ecuațiile (3.23) și (3.24) devin ecuația

Exemplul 3.9. Determinați posibilitatea reacției NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) în condiții standard la o temperatură de 298,15 K, folosind date despre entalpiile standard de formare și entropii.

Soluţie. Pe baza primului corolar al legii Hess, găsim entalpia standard a reacției:

; reacția este exotermă, prin urmare, componenta entalpie favorizează reacția.

Calculăm modificarea entropiei reacției conform ecuației

Reacția este însoțită de o scădere a entropiei, ceea ce înseamnă că componenta entropiei contracarează reacția.

Găsim modificarea energiei Gibbs a procesului conform ecuației (3.16):

Astfel, această reacție poate avea loc spontan în condiții standard.

Exemplul 3.10. Folosind date despre entalpiile standard de formare și entropii, determinați la ce temperatură va avea loc echilibrul în sistemul N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).

Soluţie. Condiția de echilibru pentru sistem este ΔG=0. Pentru a face acest lucru, folosind relația (3.21), găsim temperatura la care ΔG=0. Calculați entalpia și entropia standard a reacției:

Componenta entalpie favorizează, iar componenta entropică se opune reacției, ceea ce înseamnă că la o anumită temperatură este posibil să se schimbe semnul energiei Gibbs, adică să se schimbe direcția reacției.

Condiția de echilibru se va scrie după cum urmează:

∆G = ∆H –T∆S,

sau, înlocuind valori numerice, obținem

0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.

Prin urmare, reacția va fi în echilibru la o temperatură

LA.

Sub această temperatură, reacția se va desfășura în direcția înainte, iar peste această temperatură, în direcția opusă.

Exemplul 3.11. La o anumită temperatură T, reacția endotermă A®B se duce practic la final. Determinaţi: a) semnul D r S al reacţiei; b) semnul DG al reacţiei B ® A la temperatura T; c) posibilitatea reacţiei B ® A la temperaturi scăzute.

Soluţie. a) Apariţia spontană a reacţiei A ® B indică faptul că DG<0. Поскольку DН>0, apoi din ecuație
DG = DH - TDS implică faptul că DS>0; pentru reacția inversă B ® A DS<0.

b) Pentru reacţia A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

c) Reacția A ® B este endotermă (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.

Exemplul 3.12. Calculați valoarea energiei Gibbs și determinați dacă reacția CO + Cl 2 ÛCOCl 2 este posibilă la o temperatură de 700 K, dacă constanta de echilibru a reacției la această temperatură este de 10,83 atm -1 și presiunile parțiale ale tuturor componentelor sunt la fel si egal cu unu.

Soluţie. Relația D r G 0 și K r a reacției A + B Û C + D este dată de ecuația izotermă (3.22)

În condiții standard, când presiunea parțială a fiecărui reactant este de 1 atm, acest raport va lua forma

În consecință, reacția la T=700 K poate decurge spontan în direcția înainte.

Întrebări și sarcini pentru auto-studiu

1. Indicați valorile numerice ale presiunii și temperaturii în sistemul internațional de unități, precum și în atmosfere, milimetri de mercur și grade Celsius, corespunzătoare condițiilor standard și normale.

2. Ce condiție îndeplinesc funcțiile de stat? Ce determină modificarea valorii funcției de stare în proces?

3. Constanța a ce parametri caracterizează procesele izobaric-izoterme și izocorico-izoterme?

4. Formulați prima lege a termodinamicii.

5. În ce condiţii va fi efectul termic al procesului: a) egal cu modificarea entalpiei acestui proces; b) este egală cu modificarea energiei interne a procesului?

6. Reacția chimică are loc într-un reactor etanș. Modificarea în care funcție de stare va determina efectul termic al reacției?

7. În timpul unei reacții chimice, temperatura sistemului crește. Este acest proces exotermic sau endotermic? Ce semn (+) sau (-) are modificarea de entalpie a acestui proces?

8. Formulați legea lui Hess.

9. Definiți termenul „entalpie standard de formare a unei substanțe”.

10. Care sunt entalpiile standard de formare a clorului molecular și stabile la o temperatură de 298 K modificarea fierului α-Fe?

11. Entalpia standard de formare a fosforului alb este zero, iar roșu - (-18,41) kJ / mol. Care dintre modificările alotrope este mai stabilă la o temperatură de 25 o C?

12. Formulați primul corolar al legii lui Hess.

13. Definiți conceptul de „entalpie standard de ardere a unei substanțe”.

14. Cum sunt stabile entalpia standard de formare a dioxidului de carbon și entalpia standard de ardere la modificarea T = 298 K a carbonului - grafit?

15. Dați 3 exemple de procese chimice spontane.

16. Enumerați semnele echilibrului chimic (adevărat).

17. Dați exemple de procese însoțite de: a) o creștere a entropiei; b) o scădere a entropiei.

18. Ce semn ar trebui să aibă modificarea entropiei unei reacții care apar spontan dacă Δ r Н=0?

19. Ce semn ar trebui să aibă modificarea entropiei reacției de descompunere termică a carbonatului de calciu? De ce? Scrieți ecuația reacției.

20. Ce proprietăți termodinamice ale participanților la reacție trebuie să cunoașteți pentru a rezolva problema posibilității unei reacții?

21. O reacție exotermă între gaze este însoțită de o creștere a volumului. Ce se poate spune despre posibilitatea unei astfel de reacții?

22. În care dintre următoarele cazuri este posibilă schimbarea direcției reacției cu modificarea temperaturii: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?


23. Aflați entalpia standard pentru oxidarea oxidului de sulf(IV) gazos cu oxigen la oxid de sulf(VI) gazos. Entalpii standard de formare SO 2 - (-297 kJ / mol) și SO 3 - (-395 kJ / mol).

Răspuns: -196 kJ.

24. Indicați semnul modificării entropiei în următoarele reacții:

a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H2O (G);

b) CO 2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO 2 (G);

d) H2O (W) \u003d H2O (G);

Răspuns: a) (-); b) (+); c)(~0); d) (+); e) (-).

25. Aflați entropia standard a reacției de oxidare a oxidului de sulf(IV) gazos cu oxigenul la oxidul de sulf(VI) gazos. Entropia standard de formare a SO2 - (248 J/(mol K), S03-(256 J/(mol K)), O2-(205 J/(mol K)).

Răspuns: -189 J/K.

26. Aflați entalpia reacției pentru sinteza benzenului din acetilenă, dacă entalpia de ardere a benzenului este (-3302 kJ/mol), iar acetilena - (-1300 kJ/mol).

Raspuns: - 598 kJ.

27. Aflați energia Gibbs standard a reacției de descompunere a bicarbonatului de sodiu. Este posibil ca reacția să decurgă spontan în aceste condiții?

Răspuns: 30,88 kJ.

28. Aflați energia Gibbs standard a reacției 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (reacții de coroziune ale oțelului carbon cu vapori de apă). Este posibil ca reacția să decurgă spontan în aceste condiții?

Răspuns: -54,45 kJ.

29. La ce temperatură va avea loc echilibrul chimic în sistem 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?

Răspuns: 777 K.

30. Aflați efectul termic al procesului de evaporare a 1 g de apă (căldura specifică de evaporare) la o temperatură de 298 K, dacă entalpia standard de formare a H 2 O (l) este (-285,84 kJ/mol), şi gazos - (-241,84 kJ/mol).

Răspuns: 2,44 kJ/g.

3.4 Sarcini pentru controale curente și intermediare

Secțiunea I

1. Procesul de formare a dioxidului de carbon în timpul arderii grafitului în oxigen poate decurge în două moduri:

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.

Găsiți D f H°(CO).

Răspuns: -110 kJ/mol.

2. Calculați entalpia de formare și entalpia de ardere a monoxidului de carbon (CO) pe baza următoarelor reacții:

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.

Răspuns: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.

3. Aflați entalpia standard de formare a sulfitului de sodiu din ecuația termochimică

4Na 2 SO 3 (cr) \u003d 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) - 181,1 kJ,

dacă kJ/mol și kJ/mol.

Răspuns: -1090 kJ/mol.

4. Găsiți entalpia standard de ardere a metanului pe baza reacției CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ.

Răspuns: -802 kJ/mol.

5. Preziceți dacă va fi pozitiv sau negativ

modificarea entropiei sistemului în reacții:

a) H2O (g)® H2O (g) (la o temperatură de 25°C);

b) CaC03 (t)® CaO (t) + C02 (g);

c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);

d) N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g);

e) Ag + (soluție) + Cl - (soluție) = AgCl (t).

Dă explicații fără a face calcule.

Răspuns: a) +; b) +; în) -; d) ~0; e) -.

6. Preziceți semnul sistemului DS în fiecare dintre următoarele

procese:

a) evaporarea a 1 mol CCl 4(g);

b) Br 2(g) → Br 2(g);

c) precipitarea AgCl(t) prin amestecarea NaCl(apos) și AgN03 (apos).

Da explicatii.

Răspuns: a) +; b) -; în)-.

7. Folosind valorile tabelare ale valorilor absolute ale entropiilor substanțelor în condiții standard (S°), comparați valorile entropiilor absolute ale substanțelor la o temperatură de 298 K în fiecare dintre următoarele perechi :

a) O2 (g) şi O3 (g);

b) C (diamant) și C (grafit);

c) NaCI (t) și MgCI2(t).

Explicați motivul diferenței în S° în fiecare caz.

8. Calculați D r S° pentru reacții

a) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g),

folosind valori tabelare ale entropiilor absolute ale substanțelor în condiții standard.

Răspuns: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.

9. Utilizarea valorilor tabelare ale valorii absolute

tropium (S°), se calculează D r S° pentru următoarele procese:

a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH3OH (g);

b) 2HCl (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + CI2 (g);

c) 2NO2 (g) = N2O4 (g).

Semnul lui D r S° este de acord în fiecare caz cu ceea ce ar trebui așteptat pe baza reprezentărilor calitative? Explicați răspunsurile.

Răspuns: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.

10. Entalpia standard de formare a CO (g) este -110,5 kJ/mol. Arderea a 2 mol CO (g) a eliberat 566 kJ de căldură. calculati

Răspuns: -393,5 kJ/mol.

11. Determinați cantitatea de căldură eliberată la stingerea a 100 kg de var cu apă: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), dacă se încălzește standard de formare CaO (k), H20(l), Ca(OH)2(k) sunt respectiv -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.

Răspuns: -1165357,2 kJ.

12. Determinați entalpia de descompunere a peroxidului de hidrogen (H 2 O 2) în apă și oxigen folosind datele de mai jos:

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.

Răspuns: - 96,7 kJ.

13. Calculați cantitatea de căldură care se eliberează în producerea a 10 6 kg de amoniac pe zi, dacă

Răspuns: -2,7. 10 9 kJ.

14. Determinați pe baza următoarelor date:

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.

Răspuns: -455,2 kJ/mol.

15. Calculați modificarea entalpiei de reacție în condiții standard: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), pe baza următoarelor date:

2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,

kJ/mol.

Răspuns: -289,95 kJ.

16. Calculați entalpia standard a reacției de formare a PbO folosind următoarele date:

1) 2Pb (cr) + O2 (g) \u003d 2PbO2 (cr) - 553,2 kJ;

2) 2PbO 2 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117,48 kJ.

Raspuns: -217,86 kJ/mol.

17. Calculați entalpia standard a reacției de formare a CuCl folosind următoarele date:

1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;

2) Cu (cr) + CI2 (g) = CuCl2 (cr) - 205,9 kJ.

Răspuns: 134,7 kJ/mol.

18. Calculați Δ f H° al alcoolului metilic în stare lichidă, cunoscând următoarele date:

H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H2O (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.

Răspuns: -250,3 kJ/mol.

19. Entalpiile standard de ardere a benzenului și acetilenei sunt -3270 și respectiv -1302 kJ/mol. Determinați D r H ° conversiei acetilenei în benzen: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).

Răspuns: -636 kJ.

20. Determinați entalpia standard de formare a oxidului de fier (III), dacă s-au eliberat 146,8 kJ de căldură în timpul oxidării a 20 g de fier.

Răspuns: -822 kJ/mol.

21. Calculați cantitatea de căldură care este eliberată la primirea a 22,4 litri de amoniac (n.o.) dacă

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.

Răspuns: -46 kJ.

22. Determinați Δ f H° de etilenă folosind următoarele date.

C2H4 (g) + 3O2 (g) \u003d 2CO2 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) -393,7 kJ;

H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H2O (g) -241,8 kJ.

Răspuns: 52 kJ/mol.

23. Calculați entalpia reacției F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),

dacă F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;

Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.

Răspuns: 198 kJ.

24. Calculați entalpia standard a formării Hg 2 Br 2 folosind următoarele date:

1) HgBr2 (cr) + Hg (g) = Hg2Br2 (cr) - 37,32 kJ;

2) HgBr 2 (cr) \u003d Hg (l) + Br 2 (l) + 169,45 kJ.

Raspuns: -206,77 kJ/mol.

25. Calculați entalpia standard a formării bicarbonatului de sodiu folosind următoarele date:

2NaHCO 3 (cr) \u003d Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,

dacă kJ/mol;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H2O (g) -241,8 kJ.

Răspuns: -947,4 kJ/mol.

26. Calculați entalpia standard a formării de CaCO 3 (cr) folosind următoarele date:

Ca (OH) 2 (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (cr) + 173,9 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) - 393,7 kJ;

kJ/mol.

Răspuns: -1206 kJ/mol.

27. Determinați entalpia standard de formare a oxidului de fier (III), dacă în timpul reacției

2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2Al

pentru fiecare 80 g de Fe 2 O 3, se absorb 426,5 kJ de căldură, kJ/mol.

Răspuns: -823 kJ/mol.

28. Câtă căldură trebuie cheltuită pentru a obține 11,2 kg de fier, dacă, în conformitate cu ecuația termochimică, FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .

Raspuns: 4600 kJ.

29. Aflați căldura de ardere a diamantului dacă căldura standard de ardere a grafitului este -393,51 kJ/mol, iar căldura este

iar tranziția de fază С(grafit) ® С(diamant) este

1,88 kJ/mol.

Raspuns: -395,39 kJ/mol.

30. Câtă căldură se eliberează atunci când 1 kg de fosfor roșu este transformat în fosfor negru, dacă se cunoaște,

că entalpiile standard de formare a fosforului roșu și negru sunt -18,41 și respectiv -43,20 kJ/mol.

Răspuns: -800 kJ.

Secțiunea II

Calculați modificarea standard a energiei Gibbs a unei reacții chimice la o temperatură de 25 °C din valorile entalpiilor standard de formare și entropiile absolute ale compușilor chimici și stabiliți posibilitatea unei reacții spontane:

1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2 O g.

Răspuns: -955,24 kJ; reacția este posibilă.

2. SO 2g + 2H 2 S g \u003d 3S la + 2H 2 O bine.

Răspuns: -107,25 kJ; reacția este posibilă.

3. 2H2Sg + 3O2g = 2H2Og + 2SO2g.

Raspuns: -990,48 kJ; reacția este posibilă.

4. 2NO g + O 3g + H 2 O bine \u003d 2HNO 3g.

Raspuns: - 260,94 kJ; reacția este posibilă.

5. 3Fe 2 O 3k + CO g \u003d 2Fe 3 O 4k + CO 2g.

Raspuns: - 64,51 kJ; reacția este posibilă.

6. 2CH 3 OH w + 3O 2g \u003d 4H 2 Og + 2CO 2g.

Raspuns: - 1370,46 kJ; reacția este posibilă.

7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H 2 O g.

Răspuns: 228,13 kJ; reacția nu este posibilă.

8. Fe 2 O 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.

Răspuns: -31,3 kJ; reacția este posibilă.

9. C 2 H 4g + 3O 2g \u003d 2CO 2g + 2H 2 O g.

Răspuns: -1313,9 kJ; reacția este posibilă.

10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H 2 O g + 2N 2g.

Raspuns: -1305,69 kJ; reacția este posibilă.

11. 4NO 2g + O 2g + 2H 2 O x = 4HNO 3g.

Raspuns: -55,08 kJ; reacția este posibilă.

12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.

Răspuns: -7,71 kJ; reacția este posibilă.

13. 2C 2 H 2g + 5O 2g \u003d 4CO 2g + 2H 2 O g.

Raspuns: -2452,81 kJ; reacția este posibilă.

14. Fe 3 O 4k + 4H 2g \u003d 3Fe la + 4H 2 O g.

Răspuns: 99,7 kJ; reacția nu este posibilă.

15. 2Fe 2 O 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.

Răspuns: 297,7 kJ; reacția nu este posibilă.

16. Fe 3 O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.

Răspuns: -14,88 kJ; reacția este posibilă.

17. 2H 2 S g + O 2g \u003d 2H 2 O bine + 2S c.

Răspuns: -407,4 kJ; reacția este posibilă.

18. Fe 2 O 3k + 3H 2g \u003d 2Fe la + 3H 2 O g.

Răspuns: 54,47 kJ; reacția nu este posibilă.

Calculați modificarea standard a energiei Gibbs a unei reacții chimice la o temperatură de 25 °C din valorile entalpiilor standard de formare și entropiile absolute ale compușilor chimici și determinați la ce temperatură va avea loc echilibrul în sistem.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O f.

Răspuns: -93,1 kJ; ~552 K.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.

Răspuns: -194,0 kJ; ~1632 K.

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.

Raspuns: -214,24 kJ; ~1462 K.

22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.

Răspuns: 113,8 kJ; ~959 K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.

Răspuns: -142,36 kJ; ~ 963 K.

Calculați modificarea energiei Gibbs a unei reacții chimice la o temperatură de 350 °C din entalpiile standard de formare și entropiile absolute ale compușilor chimici. Ignorați dependența de temperatură a D f H° și S°. Setați posibilitatea reacțiilor spontane:

24. 2РН 3g + 4O 2g \u003d P 2 O 5k + 3H 2 O g.

Raspuns: 1910,47 kJ; reacția este posibilă.

25. CI2g + SO2g + 2H2Ow = H2SO4w + 2HCI g.

Răspuns: -80,0 kJ; reacția este posibilă.

26. P 2 O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.

Răspuns: 860,0 kJ; reacția nu este posibilă.

27. 2CO g + SO 2g \u003d S la + 2CO 2g.

Răspuns: -154,4 kJ; reacția este posibilă.

28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H 2 O g.

Răspuns: -57,9 kJ; reacția este posibilă.

29. NO g + O 3 g = O 2 g + NO 2 g.

Raspuns: -196,83 kJ; reacția este posibilă.

30. CH 4g + 2O 2g \u003d CO 2g + 2H 2 O g.

Răspuns: -798,8 kJ; reacția este posibilă.

Posibilitatea unei reacții spontane;

Entropie;

Isobaric - potențial izoterm sau energie liberă Gibbs.

Spontan sunt numite procese, în urma cărora se poate obține o muncă utilă, nespontan sunt procesele care trebuie să cheltuiască munca.

Luați în considerare două procese spontane - dizolvarea hidroxidului de sodiu și dizolvarea azotatului de amoniu:

Acestea sunt procese spontane, dar unul dintre ele este însoțit de eliberarea de căldură, iar celălalt de absorbția de căldură. După cum putem vedea, semnul efectului termic al procesului (factorul entalpie) nu determină fără ambiguitate posibilitatea unui proces spontan. Există un al doilea factor în spontaneitatea procesului - factor de entropie.

Ce este entropia?

Starea oricărui sistem poate fi descrisă, pe de o parte, prin valoarea parametrilor măsurați ai sistemului (macrostări ale sistemului), pe de altă parte, starea sistemului poate fi descrisă printr-un set de microstări instantanee. , care corespund diferitelor niveluri de energie ale microparticulelor care alcătuiesc sistemul nostru.

Se numește numărul de microstări care corespunde unei anumite macrostări a materiei probabilitatea termodinamică stările sale (W), adică W este numărul de moduri în care moleculele pot fi distribuite între diferite niveluri de energie.

Asociată cu probabilitatea de stare termodinamică este funcția de stare a sistemului, numită entropie(S) .

S = k ln W, unde k este constanta Boltzmann, k ≈ 1,38∙10 -23 J/K,

W este probabilitatea termodinamică a stării sistemului.

Pentru 1 mol de substanță:

S = R ln W, unde R este constanta universală a gazului, aici S se măsoară în .

Probabilitatea de stat maxim la dezordinea maximă a sistemului, adică, entropia este maximă atunci când sistemul este în starea cea mai dezordonată. Pentru asta se străduiește sistemul în mod spontan.

Orice sistem tinde să treacă în starea celei mai mari dezordine, adică spontan, orice sistem tinde să crească entropia. Și entropie este o măsură a tulburării din sistem. Crește în procese fizice precum topirea, fierberea, expansiunea gazelor. În procesele chimice, entropia crește dacă se obțin produse gazoase de reacție din substanțele inițiale luate în stare solidă sau lichidă, sau dacă numărul de molecule crește în timpul reacției.

Adică, entropia crește, deoarece numărul de particule în mișcare crește.

D.S.< 0 , - энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.

Luați în considerare modificarea entropiei în sistem în timpul tranziției de la o stare caracterizată de volumul V 1 la alta - cu volumul V 2:

Dacă V 2 > V 1, atunci DS > 0, dacă V 2< V 1 , то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.

Entropia unui cristal ideal la zero absolut este zero, deci puteți calcula valoarea absolută a entropiei pentru fiecare substanță. Tabelele arată valoarea standard a entropiei (S°) în condiții standard.

Entropie este o funcție a stării materiei, ceea ce înseamnă că nu depinde de calea trecerii sistemului de la o stare la alta. Pentru procese izoterme reversibile ( tranziții de fază), modificarea entropiei este egală cu modificarea entalpiei împărțită la temperatură:

Entropia depinde de temperatură:

Unde C P este capacitatea de căldură molară la presiune constantă.

Informații teoretice

Procesul chimic poate fi considerat ca primul pas în ascensiunea de la obiectele chimice - electron, proton, atom - la un sistem viu.

Doctrina proceselor chimice- acesta este domeniul științei în care există cea mai profundă întrepătrundere a fizicii, chimiei, biologiei. Această teorie se bazează pe termodinamică și cinetică chimică.

Capacitatea unei substanțe de a suferi transformări chimice este determinată de reactivitatea lor, adică. natura substanţelor care reacţionează - compoziţia, structura, natura legăturii chimice; factori energetici care determină posibilitatea procesului și factori cinetici care determină viteza cursului acestuia.

Aproape toate procesele chimice sunt însoțite de eliberarea sau absorbția de energie, cel mai adesea sub formă de căldură și muncă.

Căldură - o măsură cantitativă a mișcării aleatorii, haotice, a particulelor care formează un sistem dat.

Muncă - o măsură cantitativă a mișcării ordonate a particulelor într-un câmp de forță direcționat.

Secțiunea de chimie care studiază tranzițiile de energie de la o formă la alta în timpul reacțiilor chimice și stabilește direcția și limitele curgerii lor spontane în condiții date se numește termodinamica chimica .

Obiectul de studiu al termodinamicii chimice este un sistem chimic.

Sistem - acesta este corpul studiat sau un grup de corpuri care interacționează între ele și sunt separate mental sau efectiv de mediu prin limite care conduc sau nu conduc căldura.

În funcție de natura interacțiunii sistemului cu mediul, există deschis, închis și izolat sisteme.

sisteme deschise poate face schimb de energie și materie cu mediul. De exemplu, o soluție apoasă de clorură de sodiu într-un vas deschis. Când apa se evaporă din soluție și în timpul schimbului de căldură, masa sistemului și temperatura acestuia se vor modifica și, în consecință, energia.

Sisteme închise nu faceți schimb de materie cu mediul înconjurător. De exemplu, o soluție de clorură de sodiu într-un vas închis. Dacă soluția și mediul au temperaturi diferite, atunci soluția va fi încălzită sau răcită și, în consecință, energia sa se va modifica.

Sisteme izolate nu poate face schimb de materie sau energie cu mediul. Un sistem izolat este o idealizare. Nu există astfel de sisteme în natură. Dar, în ciuda imposibilității implementării practice, sistemele izolate fac posibilă determinarea diferențelor maxime de energie teoretică între sistem și mediul său.

Starea sistemului este determinată de un set de proprietăți și se caracterizează prin parametrii termodinamici : temperatura (), presiunea (), volumul (), densitatea (), cantitatea de substanță (), munca efectuată (), căldura (). O modificare a cel puțin unui parametru termodinamic duce la o schimbare a stării sistemului în ansamblu. Dacă toți parametrii sunt constanți în timp și spațiu, atunci această stare a sistemului este numită echilibru .

În termodinamică, proprietățile unui sistem sunt considerate în stările sale de echilibru: inițială și finală, indiferent de calea trecerii sistemului de la o stare la alta. Trecerea sistemului de la o stare la alta la , = const numit izobaric-izotermic, la , = const– izocoric-izotermic.

Cele mai importante sarcini ale termodinamicii chimice sunt de a elucida posibilitatea sau imposibilitatea unui proces spontan al unei anumite reacții chimice în condiții date și într-o direcție dată; stabilirea valorii parametrilor termodinamici la care se realizează randamentul maxim al procesului; determinarea caracteristicilor schimbării de energie care se produce în sistem. Găsește-l cu funcții termodinamice ().

Funcţia de stat caracterizează energia internă a sistemului – suma energiei potențiale a interacțiunii tuturor particulelor corpului între ele și energia cinetică a mișcării lor. Depinde de starea materiei - tip, masă, stare de agregare. Valoarea absolută a energiei interne nu poate fi măsurată. Pentru a studia procesele chimice, este important să cunoaștem doar schimbarea energiei interne în timpul tranziției unui sistem de la o stare la alta.

(27)

în care energia internă a sistemului scade atunci când - creste. Toate modificările energiei interne apar datorită ciocnirii haotice a moleculelor (măsura energiei transferate în acest fel este căldura) și mișcării maselor formate dintr-un număr mare de particule sub acțiunea oricăror forțe (măsura energiei transferate în aceasta este munca). Astfel, transferul de energie internă poate fi efectuat parțial sub formă de căldură și parțial sub formă de muncă:

(28)

Ecuația de mai sus este o expresie matematică I legea termodinamicii : Dacă sistemul este furnizat de căldură, atunci căldura furnizată este cheltuită pentru creșterea energiei interne a sistemului și pentru a lucra pentru acesta.

Într-un proces izocor-izotermic, toată căldura furnizată sistemului este cheltuită pentru modificarea energiei interne:

(29)

Într-un proces izobaric-izotermic, singurul tip de lucru realizat de sistem este munca de expansiune:

(30)

unde este presiunea din sistem, este modificarea volumului

Atunci expresia matematică a primei legi a termodinamicii ia forma: (31)

Denotand , primim

Funcția de stare a sistemului H - entalpie este rezerva totală de energie a sistemului, adică este conținutul energetic al sistemului. Entalpia sistemului este mai mare decât energia internă prin cantitatea de lucru.

Pentru a caracteriza manifestările energetice în cursul unei reacții, conceptul efect termic.

efect termic- aceasta este cantitatea de căldură care este eliberată sau absorbită în cursul ireversibil al reacției, când singurul lucru este lucrul de dilatare. În acest caz, temperaturile materiilor prime și ale produselor de reacție ar trebui să fie aceleași. efect termic reacție endotermă(fluxuri cu absorbție de căldură) vor fi pozitive: , . efect termic reacție exotermă(curge cu degajare de căldură) va fi negativ: , .

Se numește ramura chimiei dedicată studiului efectelor termice ale reacțiilor chimice termochimie .

Orice reacție chimică este însoțită de modificări ale rezervei de energie a substanțelor care reacţionează. Cu cât este mai multă energie eliberată în timpul formării unui compus chimic, cu atât acest compus este mai stabil și, invers, substanța obținută ca urmare a unei reacții endoterme este instabilă.

În ecuațiile chimice în care este indicată căldura de reacție, acestea se numesc termochimic. Ele sunt compilate pe baza legilor conservării masei și energiei.

Pentru a compara efectele termice ale diferitelor procese, condițiile pentru apariția lor sunt standardizate. Condiții standard - T 0 \u003d 298 K, p 0 \u003d 101,313 kPa, n - 1 mol de substanță pură, modificarea entalpiei ( ) se referă la cantitatea unitară a substanței, kJ/mol. Toate funcțiile termodinamice standard sunt valori de tabel, care depind de starea de agregare a substanței.

Legile cantitative ale termochimiei decurg din legea I a termodinamicii.

Legea Lavoisier-Laplace(1780 - 1784) - pentru fiecare compus chimic, căldura de descompunere este egală cu căldura de formare, dar are semnul opus.

Legea G.I. Hess(1840) - efectul termic al unei reacții chimice depinde de natura și starea fizică a substanțelor inițiale și a produselor finite, dar nu depinde de natura și calea reacției, i.e. din succesiunea etapelor intermediare individuale. Această lege este baza teoretică a termochimiei. Din aceasta rezultă o serie de consecințe:

În calculele termochimice, căldura de formare (entalpia) a substanțelor simple în condiții standard se presupune a fi zero.

(o substanță simplă) = 0

Cantitatea de energie care este eliberată sau absorbită în timpul formării a 1 mol dintr-o substanță complexă din cele simple în condiții standard se numește entalpia standard de formare ( , kJ/mol).

Cantitatea de energie care este eliberată sau absorbită de 1 mol de materie organică care se descompune în dioxid de carbon și apă în condiții standard se numește entalpia standard de ardere ( , kJ/mol).

Efectul termic al unei reacții chimice este egal cu diferența dintre suma căldurilor de formare a produselor de reacție și suma căldurilor de formare a substanțelor inițiale, ținând cont de coeficienții stoichiometrici:

unde este efectul termic al unei reacții chimice în condiții standard;
- suma căldurilor standard de formare a produşilor de reacţie;
- suma căldurilor standard de formare a substanțelor inițiale; , - coeficienţii stoichiometrici, respectiv, ai produşilor de reacţie şi a materiilor prime.

Legea lui Hess vă permite să calculați efectele termice ale diferitelor reacții. Dar semnul și amploarea efectului termic nu permit să se judece capacitatea proceselor de a se desfășura spontan și nu conține informații despre direcția și completitudinea proceselor.

Procese spontane(naturale sau pozitive) - curge în sistem fără interferențe din mediul extern și sunt însoțite de o scădere a energiei interne a sistemului și de transferul de energie către mediu sub formă de căldură și muncă. Procesele spontane endotermice nu contrazic această definiție, deoarece pot avea loc într-un sistem neizolat și pot produce muncă datorită căldurii mediului.

Sunt numite procese care nu pot avea loc de la sine (fără influență externă). nespontan , nefiresc sau negativ. Astfel de procese sunt efectuate prin transferul energiei din mediul extern în sistem sub formă de căldură sau muncă.

Conform celei de-a doua legi a termodinamicii, procesele spontane merg în direcția reducerii stocului de energie internă sau a entalpiei sistemului. Cu toate acestea, sunt cunoscute astfel de procese care decurg spontan fără a modifica energia internă a sistemului. Forța motrice a unor astfel de procese este entropia sistemului.

Entropie(energie legată) ( S) - aceasta este o măsură a ireversibilității procesului, o măsură a tranziției energiei într-o formă din care nu poate în mod independent într-o altă energie. Entropia caracterizează dezordinea din sistem, cu cât dezordinea este mai mare, cu atât entropia este mai mare. Crește odată cu creșterea mișcării particulelor. În sistemele izolate de mediul extern, procesele decurg spontan în direcția creșterii entropiei (). Procese pentru care entropia scade ( ) nu sunt fezabile în sisteme izolate. Dacă procesul este posibil în direcțiile înainte și invers, atunci într-un sistem izolat va proceda în direcția creșterii entropiei. Cursul unui proces spontan într-un sistem izolat se încheie cu o stare de echilibru. Prin urmare, în echilibru entropia sistemului maxim .

Boltzmann a derivat o ecuație conform căreia

(34) unde este constanta Boltzmann, W este probabilitatea unei stări, determină numărul de microstări corespunzător unei microstări date.

Această relație arată că entropia poate fi privită ca o măsură a tulburării moleculare a unui sistem.

Conform legii II a termodinamicii pentru un proces izoterm, modificarea entropiei este:

; [J/(mol K] (35)

Entropia substanțelor simple nu este egală cu zero. Spre deosebire de entalpie, valoarea absolută a entropiei poate fi măsurată. „La zero absolut, entropia unui cristal ideal este zero” - acest postulat al lui M. Planck (1911) se numește III legea termodinamicii.

Modificarea entropiei unui proces chimic este determinată de ecuația de echilibru:

Orice sistem este caracterizat prin ordine () și dezordine (). Raportul lor determină direcția reacției.

Astfel, în timpul mișcării spontane a sistemului către o stare stabilă, apar două tendințe: o scădere a entalpiei. și o creștere a entropiei. Efectul combinat al celor două tendințe la temperatură și presiune constante reflectă potenţial izobar-izotermic sau energia Gibbs () .

Funcția de stat caracterizează forța motrice generală a procesului, munca utilă maximă posibilă („energie liberă”) efectuată de sistem; - o parte a energiei care nu poate fi transformată în muncă utilă („energie legată”).

Reacțiile chimice au loc într-un vas deschis cu o modificare a volumului, astfel încât posibilitatea (spontaneitatea) și direcția procesului caracterizează funcția determinată de ecuația de echilibru în condiții standard:

; (38)

Cursul spontan al procesului corespunde unei scăderi a energiei Gibbs, . Cu cât scade mai mult, cu atât procesul merge mai ireversibil către formarea produșilor finali de reacție. Creșterea potențialului izobar este un semn al imposibilității procesului în condiții date. Sens caracterizează starea de echilibru, i.e. o stare în care sistemul nu produce muncă utilă.

O analiză a valorilor și în ecuația Gibbs a arătat că posibilitatea unui proces reversibil se datorează acelorași semne și . La o anumită temperatură, valorile și devin egali. Prin urmare, din ecuația lui Gibbs, se poate determina temperatura de „echilibru” sau temperatura de la începutul procesului ():

; = 0 ; ; (39)

Astfel, au loc spontan reacții în care modificarea energiei libere este negativă. reacţii în care , curge numai cu condiția ca munca să fie efectuată asupra sistemului prin forțe externe sau ca energia să fie transferată sistemului din exterior. Condițiile pentru curgerea spontană a procesului sunt prezentate în fig. 3.

Reacții chimice, Reacții chimice,

curgând spontan curgând nu spontan


reacții exoterme, reacții exoterme,

însoţire însoţire

creșterea entropiei scăderea entropiei

la orice temperaturi la înalt temperaturile

reactii endoterme

însoţit

creșterea entropiei

la scăzut temperaturile

Orez. 3. Condiții pentru derularea spontană a procesului.

3.2. Controlați întrebările și sarcinile

1. Ce se numește sistem? Care sunt parametrii sistemului?

2. Descrie energia internă a sistemului, conceptul de procese izocorice și izobare.

3. Ce se numește entalpie?

4. Descrieți entalpia de formare a compușilor, entalpiile standard de ardere și formarea substanțelor.

5. Legea lui Hess și consecințele ei, aplicarea ei în calcule termochimice.

6. Determinarea căldurilor (entalpiilor) de neutralizare, dizolvare, hidratare.

7. Entropie. Ecuația Boltzmann. Cum se schimbă entropia cu temperatura?

8. Energia Gibbs. Criterii pentru derularea spontană a procesului.

9. Folosind datele de referință din apendicele 3, calculați modificarea entalpiei standard de reacție ():

10. Folosind datele de referință din apendicele 3, calculați modificarea entropiei standard a reacției ( ):

11. Calculați reacțiile la 846 0 С, dacă = 230 kJ, = 593 J/K.

Exemple de rezolvare a problemelor

Exemplul 1 Reacția de ardere a alcoolului etilic este exprimată prin ecuația termochimică C 2 H 5 OH (L) + 3O 2 (G) \u003d 2CO 2 (G) + 3H 2 O (L). Calculați efectul termic al reacției dacă se știe că căldura molară de vaporizare a C 2 H 5 OH (L) este +42,36 kJ, iar căldura de formare a C 2 H 5 OH (G) = -235,31 kJ, CO2 (G) \u003d -393,51 kJ, H2O (L) \u003d -285,84 kJ.

Soluţie. Pentru a determina ΔΗ al reacției, este necesar să se cunoască căldura de formare C 2 H 5 OH (L). Pe acesta din urmă îl găsim din date:

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

Calculăm ΔΗ al reacției, aplicând consecințele din legea Hess:

ΔΗ H.R. \u003d 2 (-393,51) + 3 (-285,84) + 277,67 \u003d -1366,87 kJ.

Efectul termic al reacției este de 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)

Care proces necesită mai multă energie?

Soluţie. Pentru a calcula ΔΗ XP, folosim formula consecinței din legea Hess și entalpiile standard de formare ale fiecărei substanțe [Anexa 3]:

a) ΔΗ XP \u003d 2ΔΗ (Fe) + 3ΔΗ (H 2 O) - (ΔΗ (Fe 2 O 3) + 3ΔΗ (H 2)) \u003d 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)) \u003d 2 (0) + 3 (-393,5) - ((-822,2 ) + 3(-110,5)) = -1180,5 + 822,2 + 331,5 = -26,5 kJ.

Conform calculelor, procesul a) - reducerea oxidului de fier (III) cu hidrogen, necesită mai multă energie decât procesul b). În procesul b), reacția este chiar exotermă (energia este eliberată sub formă de căldură).

Exemplul 3 Apa gazoasă este un amestec de volume egale de hidrogen și monoxid de carbon (II). Aflați cantitatea de căldură degajată în timpul arderii a 112 litri de apă gazoasă, (n.o.).

Soluţie. Să compunem ecuația termochimică a procesului:

H 2 (G) + CO (G) + O 2 (G) \u003d H 2 O (G) + CO 2 (G) ΔΗ XP \u003d - Q.

Să calculăm ΔΗ XP când ard 2 mol de apă gazoasă (1 mol de H 2 și 1 mol de CO), adică. 22,4 l / mol 2 mol \u003d 44,8 l. Calculul se efectuează conform formulei consecinței legii Hess și a entalpiilor standard de formare a fiecărei substanțe [Adăug. 3]:

ΔΗ XP \u003d 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

Facem o proporție:

44,8 litri de apă gazoasă ard - se eliberează 524,8 kJ de căldură

112 l - X kJ

X \u003d 112 524,8 / 44,8 \u003d 1312 kJ

La arderea a 112 litri de apă gazoasă, se eliberează 1312 kJ de căldură.

Exemplul 4 Dați o caracteristică termodinamică a procesului Ga + HCl) ↔ GaCl 3 (t) + H 2 (g) conform planului:

1. Notați ecuația stoechiometrică.

2. Notați funcțiile termodinamice ale substanțelor implicate.

3. Calculați modificarea entalpiei standard a unei reacții chimice și trasați diagrama entalpiei.

4. Determinați dacă reacția este exotermă sau endotermă; temperatura din sistem crește sau scade ca urmare a acestei reacții.

5. Calculați modificarea entropiei standard a reacției, explicați modificarea entropiei în timpul reacției.

6. Calculați modificarea standard a energiei Gibbs din ecuația de echilibru și din ecuația Gibbs. Oferiți o analiză a datelor obținute.

7. Potriviți semnele cantităților . și Concluzionați că reacția este reversibilă.

8. Pentru o reacție reversibilă se calculează temperatura de echilibru conform ecuației lui Gibbs, presupunând că temperatura maximă admisă este de 3000 K. Faceți o concluzie: Tp - realizabil sau nerealizabil.

9. Calculați valoarea la trei temperaturi (500, 1000 și 1500 K). Trasează dependența grafică ..

10. Trageți o concluzie despre spontaneitatea reacției chimice. Determinați condițiile în care este posibilă reacția

Soluţie.

1 Scrieți ecuația stoechiometrică.

2. Scriem funcțiile termodinamice standard pentru formarea componentelor de reacție (Tabelul 21) (parametrii termodinamici ai substanțelor din [Anexa 3]).