Úlohy k časti o základoch termodynamiky s riešeniami. Termodynamické výpočty v chemickej technológii
Ministerstvo školstva a vedy Ruskej federácie
Štátna polytechnická univerzita v Petrohrade
Fakulta technológie a materiálového výskumu
Katedra "Fyzikálnej chémie, mikro- a nanotechnológií"
KURZOVÁ PRÁCA
„Termodynamické vyhodnotenie možnosti prúdenia
chemický proces"
Možnosť číslo 18
v odbore "fyzikálna chémia"
Prácu robila študentka skupiny 2068/2
______________ / Dmitrieva A.V.
Práca skontrolovaná
______________ / čl. učiteľka Elizarová E.P.
Výpočet sa vykonáva pomocou nasledujúcich aproximácií:
- Vezmite tepelné kapacity všetkých účastníkov reakcie.
- Prijať.
- Prijať.
Tabuľkové údaje pre všetkých účastníkov reakcie sú uvedené nižšie.
Látka |
kJ/mol∙K |
||||||
Na záver uveďte všetky vypočítané údaje do tabuľky a na základe analýzy získaných hodnôt odpovedzte na nasledujúce otázky:
- Určte termodynamickú možnosť priebehu chemickej reakcie pri danej teplote.
- Určte typ tejto reakcie z hľadiska termochémie.
- Vyhodnoťte vplyv teploty a tlaku na veľkosť a posun rovnováhy.
Entropická metóda na výpočet zmeny Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty chemickej reakcie
Táto metóda využíva hodnoty entropie látok zapojených do reakcie. Vychádza z pomeru
(kde je zmena Gibbsovej energie pri teplote Т;
tepelný účinok reakcie pri teplote T;
zmena entropie reakcie pri teplote T),
odvodené z rovnice G = H – TS pre reakciu prebiehajúcu pri konštantnej teplote. Keďže štandardné hodnoty entropií a teplôt tvorby látok boli stanovené za štandardných podmienok (p = 1 atm, T = 298 K), je možné vypočítať štandardnú zmenu Gibbsovej energie pomocou vzorca:
Najprv sa pri teplote 298 K určí tepelný účinok reakcie a algebraický súčet entropií účastníkov reakcie, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty:
Tepelný účinok reakcie pri danej teplote sa vypočíta podľa Kirchhoffovho zákona: derivácia tepelného účinku vzhľadom na teplotu sa rovná algebraickému súčtu tepelných kapacít látok zapojených do reakcie.
Ak, potom sa tepelný efekt zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou; ak áno, znižuje sa.
Algebraický súčet reakčných entropií sa zistí z rovníc
Nakoniec, aby sme vypočítali zmenu Gibbsovej energie, získame
Ak účastníci reakcie prechádzajú fázovými transformáciami v skúmanom intervale, zmeny v entolpii a entropii sa musia zistiť rozdelením integračného intervalu do sekcií:
tepelné kapacity zodpovedajúce fáze v danom teplotnom rozsahu;
ak sa teplo tvorby vzťahuje na produkt reakcie, potom sa umiestni znamienko „+“; ak k pôvodnej látke, potom znak „“.
V prvej aproximácii je rovnica (*) zjednodušená tak, že sa súčet tepelných kapacít rovná nule. To znamená, že zanedbávame teplotnú závislosť entolpií a entropií látok:
V druhej aproximácii sa tepelná kapacita berie ako konštantná hodnota rovnajúca sa tepelnej kapacite látok pri T = 298 K a ich algebraický súčet sa zistí s prihliadnutím na stechiometrické koeficienty:
Potom zo vzorca (*) získame približný vzorec:
Najpresnejšia tretia aproximácia zohľadňuje teplotnú závislosť entolpie a entropie látok a výpočet sa vykonáva podľa vzorca (*).
Štandardná zmena Gibbsovej energie vám umožňuje určiť hlavnú charakteristiku chemickej reakcie - konštantu chemickej rovnováhy.
Každá chemická reakcia sa po určitom čase po svojom spustení dostane do rovnovážneho stavu. Rovnováha je stav, v ktorom sa zloženie systému s časom nemení. Rovnováha reakcie bude charakterizovaná rovnovážnou konštantou. Konštanty vyjadrené ako parciálne tlaky majú najväčší praktický význam.
Ak sú všetky látky zapojené do reakcie v štandardných stavoch, potom v tomto prípade
Výpočtom číselnej hodnoty rovnovážnej konštanty je možné vypočítať výťažok akéhokoľvek reakčného produktu a odhadnúť optimálne podmienky pre reakciu (tlak a teplota).
Tiež, keď poznáme znamenie štandardnej zmeny Gibbsovej energie, je možné odhadnúť termodynamickú pravdepodobnosť reakcie. Ak, potom môže reakcia za daných podmienok prebiehať spontánne. Ak, potom reakcia za daných podmienok neprebieha.
Sídlisková časť
Tepelný účinok reakcie pri T=298 K:
Zmena entropie reakcie pri T = 298 K:
Prvý prístup (:
Tepelné kapacity látok zapojených do reakcie pri T = 298 K:
Algebraický súčet tepelných kapacít pri T=298 K:
Potom zmena tepelného účinku a entropie reakcie pri T=1800 K:
druhá aproximácia (
V treťom priblížení budeme brať do úvahy fázové prechody, pri tejto reakcii topenie mangánu. Potom rozdelíme celý teplotný interval 298-1800K na dva segmenty: pred bodom topenia a po ňom a tepelnú kapacitu látok uvažujeme ako funkciu závislú od teploty.
Pre teplotný rozsah 298 - 1517 K:
Pre interval 1517 - 1800 K:
Hodnoty zmeny tepelného účinku reakcie a zmeny entropie reakcie, berúc do úvahy fázový prechod:
Tretia aproximácia (
Určme reakčnú rovnovážnu konštantu pre tri aproximácie:
Tabuľka vypočítaných údajov.
- Vo všetkých aproximáciách je vypočítaná hodnota zmeny Gibbsovej energie kladná. To znamená, že reakcia pri teplote 1800 K nemôže pokračovať.
- Zmena tepelného účinku reakcie je tiež pozitívna vo všetkých aproximáciách, čo znamená, že reakcia je endotermická a prebieha pri absorpcii tepla.
- a) Vplyv teploty na rovnovážnu konštantu:
z čoho možno vidieť, že so stúpajúcou teplotou sa bude zvyšovať rovnovážna konštanta, a preto sa rovnováha posunie smerom k reakčným produktom.
b) Vplyv tlaku na rovnovážnu konštantu:
kde Const je nejaká hodnota; zmena molárneho objemu v dôsledku reakcie.
navyše, to znamená, že so zvýšením tlaku v systéme sa rovnovážna konštanta zvýši a rovnováha sa posunie smerom k reakčným produktom.
Uvažované faktory zovšeobecňujú princíp rovnovážneho posunu, nazývaný aj Le Chatelierov princíp: ak na systém v stave skutočnej rovnováhy pôsobí vonkajší vplyv, potom v systéme nastáva spontánny proces, ktorý tento vplyv kompenzuje.
Literatúra:
- A.G. Morachevsky, I.B. Sladkov. Sprievodca vykonávaním termodynamických výpočtov. – L.: LPI, 1975.
- A.P. Ružinov, B.S. Gulnitsky. Rovnovážne premeny chemických reakcií. - M.: Hutníctvo, 1976.
Úvod. Termodynamické výpočty umožňujú dospieť k záveru, že tento proces je možný, zvoliť podmienky na uskutočnenie chemickej reakcie, určiť rovnovážne zloženie produktov, vypočítať teoreticky dosiahnuteľné stupne konverzie východiskových látok a výťažky produktov. , ako aj energetické efekty (reakčné teplo, premenné teplo v stave agregácie), čo je nevyhnutné pre zostavenie energetických bilancií a stanovenie nákladov na energiu.
Najdôležitejšie pojmy termodynamiky sú „teplo procesu“ a „práca“. Veličiny charakterizujúce stav termodynamického systému sa nazývajú termodynamické parametre. Patria sem: teplota, tlak, špecifický objem, hustota, molárny objem, špecifická vnútorná energia. Nazývajú sa veličiny úmerné hmotnosti (alebo množstvu hmoty) uvažovaného termodynamického systému rozsiahly; sú to objem, vnútorná energia, entalpia, entropia. Intenzívne veličiny nezávisia od hmotnosti termodynamického systému a iba ako termodynamické parametre slúžia ako stavy. Sú to teplota, tlak a rozsiahle veličiny vzťahujúce sa na jednotku hmotnosti, objemu alebo množstva látky. Zmena intenzívnych parametrov za účelom urýchlenia chemicko-technologických procesov je tzv zintenzívnenie.
Pri exotermických reakciách je zásoba vnútornej energie východiskových látok (U 1) väčšia ako u výsledných produktov (U 2). Rozdiel ∆U = U 1 - U 2 sa premieňa na teplo. Naopak, pri endotermických reakciách v dôsledku absorpcie určitého množstva tepla vnútorná energia látok stúpa (U 2 > U 1). ∆U sa vyjadruje v J / mol alebo sa v technických výpočtoch uvádza 1 kg alebo 1 m 3 (pre plyny). Štúdiom tepelných účinkov reakcií alebo stavov agregácie, prípadne miešania, rozpúšťania sa zaoberá sekcia fyzikálnej chémie alebo chemickej termodynamiky – termochémia. V termochemických rovniciach je uvedený tepelný účinok reakcie. Napríklad: C (grafit) + O2 \u003d CO2 + 393,77 kJ / mol. Rozkladné teplo má opačné znamienko. Na ich definovanie sa používajú tabuľky. Podľa D.P. Konovalova sa spalné teplo určuje z pomeru: Q horenie = 204,2n + 44,4m + ∑x (kJ / mol), kde n je počet mólov kyslíka potrebných na úplné spálenie 1 mólu danej látky, m je počet mólov vody vzniknutých pri spaľovaní 1 mólu látky, ∑x je konštantná korekcia pre daný homologický rad. Čím viac neobmedzené, tým viac ∑x.
Pre acetylénové uhľovodíky ∑x=213 kJ/mol. Pre etylénové uhľovodíky ∑x=87,9 kJ/mol. Pre nasýtené uhľovodíky ∑x=0. Ak má molekula zlúčeniny rôzne funkčné skupiny a typy väzieb, potom sa tepelná charakteristika zistí súčtom.
Tepelný účinok reakcie sa rovná súčtu teplôt tvorby reakčných produktov mínus súčet teplôt tvorby počiatočných látok, berúc do úvahy počet mólov všetkých látok zúčastňujúcich sa reakcie. Napríklad pre všeobecnú reakciu: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x tepelný efekt: Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)
Tepelný účinok reakcie sa rovná súčtu spaľovacích teplôt východiskových látok mínus súčet spaľovacích teplôt reakčných produktov, berúc do úvahy počet mólov všetkých reaktantov. Pre rovnakú všeobecnú reakciu:
Q x \u003d (n 1 Q A horieť + n 2 Q B horieť) - (n 3 Q C horieť + n 4 Q D páliť)
Pravdepodobnosť priebeh rovnovážnych reakcií je určený termodynamickou rovnovážnou konštantou, ktorá je určená:
К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Analýza tohto výrazu ukazuje, že pre endotermické reakcie (Q< 0, ∆Hº > 0) s poklesom entropie (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. V nasledujúcom texte sa budeme podrobnejšie zaoberať termodynamickým prístupom k chemickým reakciám.
Prednáška 4
Základné zákony termodynamiky. Prvý zákon termodynamiky. Tepelná kapacita a entalpia. Entalpia reakcie. Entalpia tvorby zlúčeniny. Entalpia spaľovania. Hessov zákon a entalpia reakcie.
Prvý zákon termodynamiky: zmena vnútornej energie (∆E) systému sa rovná práci vonkajších síl (A′) plus množstvo odovzdaného tepla (Q): 1)∆E=A′+Q; alebo (2. typ) 2)Q=∆E+A – množstvo tepla odovzdaného systému (Q) je vynaložené na zmenu jeho vnútornej energie (∆E) a práce (A) vykonanej systémom. Toto je jeden z typov zákona zachovania energie. Ak je zmena stavu systému veľmi malá, potom: dQ=dE+δA - taký záznam pre malé (δ) zmeny. Pre plyn (ideálny) δА=pdV. V izochorickom procese δA=0, potom δQ V =dE, keďže dE=C V dT, potom δQ V =C V dT, kde C V je tepelná kapacita pri konštantnom objeme. V malom teplotnom rozsahu je tepelná kapacita konštantná, preto Q V =C V ∆T. Z tejto rovnice je možné určiť tepelnú kapacitu systému a teplo procesov. C V - podľa zákona Joule-Lenz. V izobarickom procese prebiehajúcom bez užitočnej práce, za predpokladu, že p je konštantné a môže byť vyňaté zo zátvorky pod diferenciálnym znamienkom, t.j. δQ P = dE+pdV=d(E+pV)=dH, je tu H entalpia systém. Entalpia je súčet vnútornej energie (E) systému a súčinu tlaku a objemu. Množstvo tepla možno vyjadriť pomocou izobarickej tepelnej kapacity (С Р): δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = const) a Q P =∆H(p = const) - po zovšeobecnení. Z toho vyplýva, že množstvo tepla prijatého systémom je jednoznačne určené zmenou niektorej stavovej funkcie (entalpia) a závisí len od počiatočných a konečných stavov systému a nezávisí od tvaru dráhy, po ktorej proces prebieha. vyvinuté. Toto ustanovenie je základom úvahy o probléme tepelných účinkov chemických reakcií.
Tepelný účinok reakcie súvisí so zmenou chemickej premennej množstvo tepla, získané systémom, v ktorom prebiehala chemická reakcia a reakčné produkty mali teplotu počiatočných činidiel (spravidla Q V a Q P).
Reakcie s negatívny tepelný efekt, teda s uvoľňovaním tepla do okolia, sa nazýva exotermický. Reakcie s pozitívne tepelný efekt, t.j. prebiehajúci s absorpciou tepla z prostredia, sa nazývajú endotermický.
Stechiometrická reakčná rovnica bude: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i Hi alebo ∆H=∑y i Hi; j sú symboly produktov, i sú symboly činidiel.
Táto pozícia sa volá Hessov zákon: veličiny Е i , H i sú funkciami stavu systému a následne ∆H a ∆Е, a teda tepelné účinky Q V a Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) závisia len od toho, čo látky reagujú za daných podmienok a aké produkty sa získajú, ale nezávisia od dráhy, po ktorej prebiehal chemický proces (mechanizmus reakcie).
Inými slovami, entalpia chemickej reakcie sa rovná súčtu entalpií tvorby reakčných zložiek vynásobených stechiometrickými koeficientmi zodpovedajúcich zložiek, pričom sa berie so znamienkom plus pre produkty a so znamienkom mínus pre východiskové látky. Nájdime ako príklad∆H pre reakciu PCl5+4H20=H3PO4+5HCl (2)
Tabuľkové hodnoty entalpií tvorby reakčnej zložky sú pre PCl 5 - 463 kJ / mol, pre vodu (kvapalina) - 286,2 kJ / mol, pre H3PO 4 - 1288 kJ / mol, pre HCl (plyn) - 92,4 kJ /mol. Dosadením týchto hodnôt do vzorca: Q V =∆E dostaneme:
∆H=-1288+5(-92,4)–(-463)–4(-286,2)=-142 kJ/mol
Pre organické zlúčeniny, ako aj pre CO je jednoduché uskutočniť proces spaľovania na CO 2 a H 2 O. Stechiometrickú rovnicu pre spaľovanie organickej zlúčeniny so zložením C m H n O p možno zapísať ako :
(3) CmHnOp+ (p-m-n/4)02 \u003d mC02 + n/2 H20
Preto entalpiu spaľovania podľa (1) možno vyjadriť entalpiami jej vzniku a tvorby CO 2 a H 2 O:
∆H sg = m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp
Po určení spalného tepla študovanej zlúčeniny pomocou kalorimetra a poznaní ∆H CO 2 a ∆H H 2 O je možné zistiť entalpiu jej vzniku.
Hessov zákon umožňuje vypočítať entalpie akýchkoľvek reakcií, ak je pre každú zložku reakcie známa jedna z jej termodynamických charakteristík - entalpia tvorby zlúčeniny z jednoduchých látok. Entalpiou vzniku zlúčeniny z jednoduchých látok sa rozumie ∆H reakcie vedúcej k vytvoreniu jedného mólu zlúčeniny z prvkov prijatých v ich typických stavoch agregácie a alotropných modifikácií.
Prednáška 5
Druhý zákon termodynamiky. Entropia. Gibbsova funkcia. Zmeny v Gibbsovej funkcii počas chemických reakcií. Rovnovážna konštanta a Gibbsova funkcia. Termodynamický odhad pravdepodobnosti reakcie.
Druhý zákon termodynamiky nazval vyhlásenie, že nie je možné postaviť perpetum mobile druhého druhu. Zákon bol získaný empiricky a má dve navzájom ekvivalentné formulácie:
a) je nemožný proces, ktorého jediným výsledkom je premena všetkého tepla prijatého z určitého telesa na jemu ekvivalentnú prácu;
b) je nemožný proces, ktorého jediným výsledkom je prenos energie vo forme tepla z telesa, ktoré je menej zahriate, na teleso, ktoré je teplejšie.
Funkcia δQ/T je celkový diferenciál nejakej funkcie S: dS=(δQ/T) arr (1) – táto funkcia S sa nazýva entropia telesa.
Tu sú Q a S navzájom úmerné, to znamená so zvýšením (Q) (S) - zvýšenie a naopak. Rovnováha (1) zodpovedá rovnovážnemu (reverzibilnému) procesu. Ak je proces nerovnovážny, potom sa entropia zvýši, potom sa (1) transformuje:
dS≥(δQ/T)(2) Keď teda nastanú nerovnovážne procesy, entropia systému sa zvýši. Ak sa (2) dosadí do prvého termodynamického zákona, dostaneme: dE≤TdS-δA. Je zvykom písať ho v tvare: dE≤TdS-δA'-pdV, teda: δA'≤-dE+TdS-pdV, tu pdV je rovnovážna expanzná práca, δA' je užitočná práca. Integrácia oboch častí tejto nerovnosti pre izochoricko-izotermický proces vedie k nerovnosti: A'V≤-∆E+T∆S(3). A integrácia pre izobaricko-izotermický proces (Т=const, p=const) vedie k nerovnosti:
A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)
Pravé časti (3 a 4) možno zapísať ako zmeny niektorých funkcií, resp.
F=E-TS(5) a G=E-TS+pV; alebo G=H-TS (6)
F je Helmholtzova energia a G je Gibbsova energia, potom (3 a 4) možno zapísať ako A’V ≤-∆F (7) a A’ P ≤-∆G (8). Zákon rovnosti zodpovedá rovnovážnemu procesu. V tomto prípade sa vykoná najužitočnejšia práca, to znamená (A’V) MAX = -∆F a (A’ P) MAX = -∆G. F a G sa nazývajú izochoricko-izotermické a izobaricko-izotermické potenciály.
Rovnováha chemických reakcií charakterizovaný procesom (termodynamickým), pri ktorom systém prechádza nepretržitým radom rovnovážnych stavov. Každý z týchto stavov je charakterizovaný nemennosťou (v čase) termodynamických parametrov a absenciou tokov hmoty a tepla v systéme. Rovnovážny stav je charakterizovaný dynamickou povahou rovnováhy, teda rovnosťou priamych a spätných procesov, minimálnou hodnotou Gibbsovej energie a Helmholtzovej energie (to znamená dG=0 a d 2 G>0; dF =0 a d2F>0). V dynamickej rovnováhe sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké. Treba dodržať aj rovnicu:
u J dn J = 0, kde µ J = (ðG/ðn J) T , P , h = G J je chemický potenciál zložky J; n J je množstvo zložky J (mol). Veľká hodnota uJ indikuje vysokú reaktivitu častíc.
∆Gº=-RTLnK p(9)
Rovnica (9) sa nazýva rovnica van't Haffovej izotermy. Hodnota ∆Gº v tabuľkách v referenčnej literatúre pre mnoho tisíc chemických zlúčenín.
Kp \u003d e - ∆ Gº / (RT) \u003d e - ∆ Hº / RT ∙ e ∆ Sº / R (11). Z (11) je možné poskytnúť termodynamický odhad pravdepodobnosti reakcie. Takže pre exotermické reakcie (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1 a ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) s poklesom entropie (∆Sº>0) je samovoľný priebeh procesu nemožný.
Ak majú ∆Hº a ∆Sº rovnaké znamienko, termodynamická pravdepodobnosť priebehu procesu je určená špecifickými hodnotami ∆Hº, ∆Sº a Tº.
Zvážte na príklade reakcie syntézy amoniaku kombinovaný účinok ∆Н o a ∆S o na možnosť implementácie procesu:
Pre túto reakciu je ∆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.
Z uvedených údajov je vidieť, že zmena entropie je negatívna a nepriaznivo ovplyvňuje reakciu, ale zároveň je proces charakterizovaný veľkým negatívnym entalpickým efektom ∆Hº, vďaka čomu je proces možný. So zvýšením teploty sa reakcia, ako ukazujú kalorimetrické údaje, stáva ešte exotermickejšou (pri T=725K, ∆H=-113kJ/mol), ale pri zápornej hodnote ∆S® zvýšenie teploty výrazne znižuje pravdepodobnosť, že proces nastane.
Jednou z najdôležitejších otázok v chémii je otázka možnosti chemickej reakcie. Kvantitatívnym kritériom základnej uskutočniteľnosti chemickej reakcie je najmä charakteristická funkcia stavu systému, nazývaná Gibbsova energia (G). Skôr než pristúpime k úvahám o tomto kritériu, zastavme sa pri niekoľkých definíciách.
spontánne procesy. Spontánne procesy sú procesy, ktoré prebiehajú bez dodávky energie z vonkajšieho zdroja. Mnohé chemické procesy sú spontánne, ako napríklad rozpúšťanie cukru vo vode, oxidácia kovov na vzduchu (korózia) atď.
Reverzibilné a nezvratné procesy. Mnohé chemické reakcie prebiehajú jedným smerom, kým sa reaktanty úplne nevyčerpajú. Takéto reakcie sú tzv chemicky ireverzibilné. Príkladom je interakcia sodíka a vody.
Ostatné reakcie prebiehajú najskôr v smere dopredu a potom v smere dopredu a dozadu v dôsledku interakcie produktov reakcie. V dôsledku toho sa vytvorí zmes obsahujúca východiskové materiály aj reakčné produkty. Takéto reakcie sú tzv chemicky reverzibilné. V dôsledku chemicky reverzibilného procesu, skutočná (stabilná) chemická rovnováha, ktorý sa vyznačuje nasledujúcimi vlastnosťami:
1) pri absencii vonkajších vplyvov zostáva stav systému nezmenený na dobu neurčitú;
2) akákoľvek zmena vonkajších podmienok vedie k zmene stavu systému;
3) rovnovážny stav nezávisí od toho, z ktorej strany sa dosiahne.
Príkladom systému v skutočnej rovnováhe je ekvimolekulárna zmes
CO (g) + H20 (g) C02 (g) + H2 (g).
Akákoľvek zmena teploty alebo iných podmienok spôsobuje posun v rovnováhe, t.j. zmena v zložení systému.
Okrem skutočných rovnováh sa veľmi často stretávame s rovnováhou zdanlivou (falošnou, bránenou), kedy stav systému pretrváva v čase veľmi dlho, avšak malý zásah do systému môže viesť k silnej zmene jeho stavu. Príkladom je zmes vodíka a kyslíka, ktorá pri izbovej teplote bez vonkajších vplyvov môže zostať nezmenená donekonečna. Do tejto zmesi však stačí vložiť platinovaný azbest (katalyzátor), pretože sa spustí energetická reakcia.
H2 (g) + O2 (g) \u003d H20 (g),
čo vedie k úplnému vyčerpaniu východiskových látok.
Ak sa rovnaký katalyzátor zavedie za rovnakých podmienok do kvapalnej vody, potom nie je možné získať počiatočnú zmes.
Entropia. Stav akéhokoľvek systému možno charakterizovať hodnotami priamo meraných parametrov (p, T atď.). to charakteristika makrostavu systému. Stav systému možno opísať aj charakteristikami každej častice systému (atómu, molekuly): súradnica, frekvencia vibrácií, frekvencia rotácie atď. to charakteristika mikrostavu systému. Systémy pozostávajú z veľmi veľkého počtu častíc, takže jeden makrostav bude zodpovedať obrovskému počtu rôznych mikrostavov. Toto číslo sa nazýva termodynamická pravdepodobnosť stavu a označuje sa ako W.
Termodynamická pravdepodobnosť je spojená s ďalšou vlastnosťou hmoty - entropia (S, J / (mol. K)) - Boltzmannov vzorec
kde R je univerzálna plynová konštanta a N A je Avogadrova konštanta.
Fyzikálny význam entropie možno vysvetliť nasledujúcim myšlienkovým experimentom. Nechajte ideálny kryštál nejakej látky, napríklad chloridu sodného, ochladiť na absolútnu nulovú teplotu. Za týchto podmienok sa ióny sodíka a chlóru, ktoré tvoria kryštál, stávajú prakticky nehybnými a tento makroskopický stav je charakterizovaný jediným mikrostavom, t.j. W = 1 a v súlade s (3.13) S = 0. Ako teplota stúpa, ióny začínajú oscilovať okolo rovnovážnych polôh v kryštálovej mriežke, zvyšuje sa počet mikrostavov zodpovedajúcich jednému makrostavu a následne S>0.
Touto cestou, entropia je mierou neusporiadanosti stavu systému. Entropia systému sa zvyšuje vo všetkých procesoch sprevádzaných poklesom poriadku (zahrievanie, rozpúšťanie, vyparovanie, rozkladné reakcie atď.). Procesy, ktoré sa vyskytujú so zvýšením poriadku (chladenie, kryštalizácia, kompresia atď.), Vedú k zníženiu entropie.
Entropia je funkciou stavu, ale na rozdiel od väčšiny ostatných termodynamických funkcií je možné experimentálne určiť absolútnu hodnotu entropie látky. Táto možnosť vychádza z postulátu M. Plancka, podľa ktorého pri absolútnej nule je entropia ideálneho kryštálu nulová(tretí zákon termodynamiky).
Teplotná závislosť entropie látky je kvalitatívne znázornená na obr. 3.1.
Na obr. 3.1 je vidieť, že pri teplote 0 K je entropia látky nulová. So zvyšovaním teploty entropia plynulo narastá a v miestach fázových prechodov dochádza k prudkému nárastu entropie, ktorý je určený vzťahom
(3.14)
kde Δ f.p S, Δ f.p H a T f.p sú zmeny entropie, entalpie a teploty fázového prechodu.
Entropia látky B v štandardnom stave sa označuje ako . Pre mnohé látky sú stanovené absolútne hodnoty štandardných entropií a sú uvedené v referenčných knihách.
Entropia, podobne ako vnútorná energia a entalpia, je funkciou stavu, takže zmena entropie systému v procese nezávisí od jeho dráhy a je určená len počiatočným a konečným stavom systému. Zmenu entropie počas chemickej reakcie (3.10) možno nájsť ako rozdiel medzi súčtom entropií produktov reakcie a súčtom entropií východiskových látok:
V jednej z formulácií je použitý pojem entropia druhý termodynamický zákon: v izolovaných systémoch môžu spontánne prebiehať iba procesy prebiehajúce so zvýšením entropie (ΔS>0). Izolované systémy sú chápané ako systémy, ktoré si s prostredím nevymieňajú ani hmotu, ani energiu. Systémy, v ktorých prebiehajú chemické procesy, nepatria medzi izolované systémy, pretože vymieňajú si energiu s prostredím (tepelný efekt reakcie) a v takýchto systémoch môžu prebiehať aj procesy s poklesom entropie.
SO2 (g) + 2H2S (g) \u003d 3S (t) + 2H20 (l), ak sú štandardné entropie oxidu sírového (IV), sírovodíka, síry a vody 248,1; 205,64; 31,88 a 69,96 J/(mol K), v tomto poradí.
Riešenie. Na základe rovnice (3.15) môžeme napísať:
Entropia pri tejto reakcii klesá, čo súvisí s tvorbou pevných a kvapalných produktov z plynných látok.
Príklad 3.8. Bez výpočtov určite znamienko zmeny entropie v nasledujúcich reakciách:
1) NH4N03 (c) \u003d N20 (g) + 2H20 (g),
2) 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g),
3) 2H2 (g) + 02 (g) \u003d 2H20 (g).
Riešenie. V reakcii (1) 1 mol NH 4 NO 3 v kryštalickom stave tvorí 3 móly plynov, preto D r S 1 >0.
Pri reakciách (2) a (3) klesá celkový počet mólov aj počet mólov plynných látok. Preto 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 energia(izobaricko-izotermický potenciál). V mnohých prípadoch sa spontánne procesy v prírode vyskytujú v prítomnosti rozdielu potenciálov, napríklad rozdiel v elektrických potenciáloch spôsobuje prenos náboja a rozdiel v gravitačných potenciáloch spôsobuje pád tela. Tieto procesy končia, keď je dosiahnutý minimálny potenciál. Hnacou silou chemických procesov prebiehajúcich pri konštantnom tlaku a teplote je izobaricko-izotermický potenciál, tzv Gibbsova energia a označené G. Zmena Gibbsovej energie v chemickom procese je určená vzťahom
ΔG = ΔH –TAS, (3,16)
kde AG je zmena Gibbsovej energie chemického procesu; ΔH je zmena entalpie chemického procesu; ΔS je zmena entropie chemického procesu; T je teplota, K.
Rovnica (3.16) môže byť reprezentovaná v tejto forme:
∆H = ∆G + T∆S. (3,17)
Význam rovnice (3.17) je, že časť tepelného účinku reakcie sa vynaloží na vykonanie práce (ΔG) a časť sa rozptýli do prostredia (TAS).
Gibbsova energia je kritériom základnej možnosti spontánnej reakcie. Ak sa Gibbsova energia počas reakcie zníži, proces môže prebiehať spontánne za týchto podmienok:
ΔG< 0. (3.18)
Proces za týchto podmienok nie je realizovateľný, ak
ΔG > 0. (3,19)
Výrazy (3.18) a (3.19) súčasne znamenajú, že reverzná reakcia nemôže (3.18) alebo môže (3.19) prebehnúť spontánne.
Reakcia je reverzibilná, t.j. môže prúdiť v smere dopredu aj dozadu, ak
Rovnica (3.20) je termodynamická podmienka pre chemickú rovnováhu.
Vzťahy (3.18) – (3.20) sú aplikovateľné aj na fázové rovnováhy, t.j. na prípady, keď sú dve fázy (agregátne stavy) tej istej látky v rovnováhe, napríklad ľad a tekutá voda.
Entalpické a entropické faktory. Z rovníc (3.16) a (3.18) vyplýva, že procesy môžu prebiehať spontánne (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Ak sa entalpia systému zvyšuje (ΔH>0) a entropia klesá (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Pri ostatných znakoch ΔS a ΔН je základná možnosť postupu procesu určená pomerom faktorov entalpie (ΔH) a entropie (ТΔS).
Ak ΔН>0 a ΔS>0, t.j. Keďže entalpická zložka pôsobí proti a entropická zložka podporuje priebeh procesu, reakcia môže prebiehať spontánne vďaka entropickej zložke za predpokladu, že |ΔH|<|TΔS|.
Ak zložka entalpie uprednostňuje proces a entropia pôsobí proti procesu, potom môže reakcia prebiehať spontánne vďaka zložke entalpie za predpokladu, že |ΔH|>|TAS|.
Vplyv teploty na smer reakcie. Teplota ovplyvňuje zložky entalpie a entropie Gibbsovej energie, čo môže byť sprevádzané zmenou znamienka Gibbsovej energie týchto reakcií, a teda aj smeru reakcií. Pre hrubý odhad teploty, pri ktorej sa mení znamienko Gibbsovej energie, môžeme zanedbať závislosť ΔН a ΔS od teploty. Potom z rovnice (3.16) vyplýva, že znamienko Gibbsovej energie sa bude pri teplote meniť
Je zrejmé, že zmena znamienka Gibbsovej energie so zmenou teploty je možná len v dvoch prípadoch: 1) ΔН>0 a ΔS>0 a 2) ΔН<0 и ΔS<0.
Štandardná Gibbsova energia tvorby je zmena Gibbsovej energie reakcie tvorby 1 mol zlúčeniny z jednoduchých látok, ktoré sú za štandardných podmienok stabilné. Predpokladá sa, že Gibbsova energia tvorby jednoduchých látok je nulová. Štandardné Gibbsove energie tvorby látok možno nájsť v príslušných referenčných knihách.
Gibbsova energia chemickej reakcie. Gibbsova energia je stavová funkcia, t.j. jeho zmena v procese nezávisí od dráhy jeho toku, ale je určená počiatočným a konečným stavom systému. Preto možno Gibbsovu energiu chemickej reakcie (3.10) vypočítať zo vzorca
Všimnite si, že závery o fundamentálnej možnosti priebehu reakcie v zmysle Δ r G sú použiteľné len pre tie podmienky, pre ktoré sa vypočítava zmena Gibbsovej energie reakcie. Ak sa podmienky líšia od štandardu, potom možno na nájdenie Δ r G použiť rovnicu van't Hoffove izotermy, čo sa pre reakciu (3.10) medzi plynmi zapisuje ako
(3.23)
a medzi rozpustenými látkami
(3.24)
kde sú parciálne tlaky príslušných látok; c A, c B, c D , c E sú koncentrácie zodpovedajúcich rozpustených látok; a, b, d, e sú zodpovedajúce stechiometrické koeficienty.
Ak sú reaktanty v štandardnom stave, potom sa rovnice (3.23) a (3.24) stanú rovnicami
Príklad 3.9. Určte možnosť reakcie NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) za štandardných podmienok pri teplote 298,15 K pomocou údajov o štandardných entalpiách tvorby a entropiách.
Riešenie. Na základe prvého dôsledku Hessovho zákona nájdeme štandardnú entalpiu reakcie:
; reakcia je exotermická, preto entalpická zložka podporuje reakciu.
Zmenu entropie reakcie vypočítame podľa rovnice
Reakcia je sprevádzaná poklesom entropie, čo znamená, že entropická zložka pôsobí proti reakcii.
Zmenu Gibbsovej energie procesu zistíme podľa rovnice (3.16):
Táto reakcia teda môže prebiehať spontánne za štandardných podmienok.
Príklad 3.10. Pomocou údajov o štandardných entalpiách tvorby a entropiách určite, pri akej teplotnej rovnováhe nastane v systéme N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).
Riešenie. Rovnovážna podmienka pre systém je ΔG=0. Aby sme to dosiahli, pomocou vzťahu (3.21) nájdeme teplotu, pri ktorej ΔG=0. Vypočítajte štandardnú entalpiu a entropiu reakcie:
Entalpická zložka uprednostňuje a entropická zložka odporuje reakcii, čo znamená, že pri určitej teplote je možné zmeniť znamienko Gibbsovej energie, teda zmeniť smer reakcie.
Rovnovážna podmienka bude zapísaná takto:
∆G = ∆H –T∆S,
alebo dosadením číselných hodnôt dostaneme
0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.
Preto bude reakcia pri teplote v rovnováhe
TO.
Pod touto teplotou bude reakcia prebiehať v smere dopredu a nad touto teplotou v opačnom smere.
Príklad 3.11. Pri určitej teplote T endotermická reakcia A®B prakticky končí. Určte: a) znamienko D r S reakcie; b) znamienko DG reakcie B®A pri teplote T; c) možnosť reakcie B ® A pri nízkych teplotách.
Riešenie. a) Spontánny výskyt reakcie A ® B naznačuje, že DG<0. Поскольку DН>0, potom z rovnice
DG = DH - TDS znamená, že DS>0; pre reverznú reakciu B® A DS<0.
b) Pre reakciu A® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.
c) Reakcia A® B je endotermická (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.
Príklad 3.12. Vypočítajte hodnotu Gibbsovej energie a určte, či je možná reakcia CO + Cl 2 ÛCOCl 2 pri teplote 700 K, ak rovnovážna konštanta reakcie pri tejto teplote je 10,83 atm -1 a parciálne tlaky všetkých zložiek sú rovnaký a rovný jednej.
Riešenie. Vzťah D r G 0 a K r reakcie A + B Û C + D je daný rovnicou izotermy (3.22)
Za štandardných podmienok, keď je parciálny tlak každého reaktantu 1 atm, bude mať tento pomer formu
V dôsledku toho môže reakcia pri T = 700 K prebiehať spontánne v smere dopredu.
Otázky a úlohy pre samoukov
1. Uveďte číselné hodnoty tlaku a teploty v medzinárodnej sústave jednotiek, ako aj v atmosférách, milimetroch ortuti a stupňoch Celzia, zodpovedajúce štandardným a normálnym podmienkam.
2. Akú podmienku spĺňajú funkcie štátu? Čo určuje zmenu hodnoty funkcie stavu v procese?
3. Stálosť akých parametrov charakterizuje izobaricko-izotermické a izochoricko-izotermické procesy?
4. Formulujte prvý termodynamický zákon.
5. Za akých podmienok bude tepelný účinok procesu: a) rovný zmene entalpie tohto procesu; b) rovná sa zmene vnútornej energie procesu?
6. Chemická reakcia prebieha v uzavretom reaktore. Zmena ktorej funkcie stavu bude určovať tepelný účinok reakcie?
7. Počas chemickej reakcie stúpa teplota systému. Je tento proces exotermický alebo endotermický? Aké znamienko (+) alebo (-) má zmena entalpie tohto procesu?
8. Formulujte Hessov zákon.
9. Definujte pojem „štandardná entalpia tvorby látky“.
10. Aké sú štandardné entalpie tvorby molekulárneho chlóru a stabilné pri teplote 298 K modifikácia železa α-Fe?
11. Štandardná entalpia tvorby bieleho fosforu je nula a červeného - (-18,41) kJ / mol. Ktorá z alotropných modifikácií je stabilnejšia pri teplote 25 o C?
12. Formulujte 1. dôsledok Hessovho zákona.
13. Definujte pojem „štandardná entalpia horenia látky“.
14. Ako sú stabilné štandardná entalpia tvorby oxidu uhličitého a štandardná entalpia spaľovania pri T = 298 K modifikácia uhlík - grafit?
15. Uveďte 3 príklady spontánnych chemických procesov.
16. Uveďte znaky chemickej (skutočnej) rovnováhy.
17. Uveďte príklady procesov sprevádzaných: a) nárastom entropie; b) pokles entropie.
18. Aké znamienko by mala mať zmena entropie spontánne prebiehajúcej reakcie, ak Δ r Н=0?
19. Aké znamenie by mala mať zmena entropie reakcie tepelného rozkladu uhličitanu vápenatého? prečo? Napíšte rovnicu reakcie.
20. Aké termodynamické vlastnosti účastníkov reakcie potrebujete poznať, aby ste vyriešili otázku možnosti reakcie?
21. Exotermická reakcia medzi plynmi je sprevádzaná zväčšením objemu. Čo možno povedať o možnosti takejto reakcie?
22. V ktorom z nasledujúcich prípadov je možné pri zmene teploty zmeniť smer reakcie: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS > 0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?
23. Nájdite štandardnú entalpiu oxidácie plynného oxidu sírového kyslíkom na plynný oxid sírový. Štandardné entalpie tvorby SO 2 - (-297 kJ / mol) a SO 3 - (- 395 kJ / mol).
Odpoveď: -196 kJ.
24. Uveďte znak zmeny entropie v nasledujúcich reakciách:
a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H20 (G);
b) C02 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);
c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + C02 (G);
d) H20 (W) \u003d H20 (G);
Odpoveď: a) (-); b) (+); c) (~0); d) (+), e) (-).
25. Nájdite štandardnú entropiu reakcie oxidácie plynného oxidu sírového s kyslíkom na plynný oxid sírový. Štandardná entropia tvorby SO 2 - (248 J / (mol K), S03 - (256 J / (mol K)), 02 - (205 J / (mol K)).
Odpoveď: -189 J/K.
26. Nájdite entalpiu reakcie pre syntézu benzénu z acetylénu, ak je entalpia spaľovania benzénu (-3302 kJ/mol) a acetylénu - (-1300 kJ/mol).
Odpoveď: - 598 kJ.
27. Nájdite štandardnú Gibbsovu energiu rozkladnej reakcie hydrogénuhličitanu sodného. Je možné, aby reakcia prebiehala spontánne za týchto podmienok?
Odpoveď: 30,88 kJ.
28. Nájdite štandardnú Gibbsovu energiu reakcie 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (korózne reakcie uhlíkovej ocele s vodnou parou). Je možné, aby reakcia prebiehala spontánne za týchto podmienok?
Odpoveď: -54,45 kJ.
29. Pri akej teplote nastane chemická rovnováha v sústave 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?
Odpoveď: 777 K.
30. Nájdite tepelný účinok procesu vyparovania 1 g vody (merné skupenské teplo vyparovania) pri teplote 298 K, ak štandardná entalpia tvorby H 2 O (l) je (-285,84 kJ / mol), a plynné - (-241,84 kJ /mol).
Odpoveď: 2,44 kJ / g.
3.4 Úlohy pre súčasné a stredné kontroly
Oddiel I
1. Proces tvorby oxidu uhličitého pri spaľovaní grafitu v kyslíku môže prebiehať dvoma spôsobmi:
I. 2C (g) + 02 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O2 \u003d 2CO2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
II. C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393 kJ.
Nájdite DfH°(CO).
Odpoveď: -110 kJ / mol.
2. Vypočítajte entalpiu vzniku a entalpiu horenia oxidu uhoľnatého (CO) na základe nasledujúcich reakcií:
I. 2C (g) + O2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° \u003d -220 kJ.
II. 2CO (g) + O2 (g) \u003d 2CO2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
Odpoveď: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.
3. Nájdite štandardnú entalpiu vzniku siričitanu sodného z termochemickej rovnice
4Na2S03 (cr) \u003d 3Na2S03 (cr) + Na2S (cr) - 181,1 kJ,
ak 
kJ/mol a 
kJ/mol.
Odpoveď: -1090 kJ / mol.
4. Nájdite štandardnú entalpiu spaľovania metánu na základe reakcie CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ.
Odpoveď: -802 kJ / mol.
5. Predpovedajte, či bude pozitívny alebo negatívny
zmena entropie systému v reakciách:
a) H20 (g)® H20 (g) (pri teplote 25 °C);
b) CaC03 (t)® CaO (t) + C02 (g);
c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);
d) N2 (g) + O2 (g) \u003d 2NO (g);
e) Ag + (roztok) + Cl - (roztok) = AgCl (t).
Poskytnite vysvetlenia bez výpočtov.
Odpoveď: a) +; b) +; v) -; d) -0; e) -.
6. Predpovedajte znamenie systému DS v každom z nasledujúcich
procesy:
a) odparenie 1 mol CCI4(g);
b) Br2(g) -> Br2(g);
c) vyzrážanie AgCl(t) zmiešaním NaCl (aq.) a AgN03 (aq.).
Poskytnite vysvetlenia.
Odpoveď: a) +; b) -; v)-.
7. Pomocou tabuľkových hodnôt absolútnych hodnôt entropií látok za štandardných podmienok (S °) porovnajte hodnoty absolútnych entropií látok pri teplote 298 K v každej z nasledujúcich dvojíc :
a) 02 (g) a 03 (g);
b) C (diamant) a C (grafit);
c) NaCI (t) a MgCl2(t).
Vysvetlite dôvod rozdielu v S° v každom prípade.
8. Vypočítajte D r S° pre reakcie
a) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); b) 2S02 (g) + O2 (g) \u003d 2S03 (g),
pomocou tabuľkových hodnôt absolútnych entropií látok za štandardných podmienok.
Odpoveď: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.
9. Použitie tabuľkových hodnôt absolútneho en-
trópium (S°), vypočítajte D r S° pre nasledujúce procesy:
a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH30H (g);
b) 2HCI (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl2 (g);
c) 2N02 (g) = N204 (g).
Súhlasí znamienko D r S° v každom prípade s tým, čo by sa malo očakávať na základe kvalitatívnych vyjadrení? Vysvetlite odpovede.
Odpoveď: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.
10. Štandardná entalpia tvorby CO (g) je -110,5 kJ/mol. Spálením 2 mol CO (g) sa uvoľní 566 kJ tepla. Vypočítajte
Odpoveď: -393,5 kJ / mol.
11. Určte množstvo tepla uvoľneného pri ochladzovaní 100 kg vápna vodou: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), ak sú štandardné formovacie teplo CaO (k), H20 (1), Ca(OH)2(k) sú -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.
Odpoveď: -1165357,2 kJ.
12. Určte entalpiu rozkladu peroxidu vodíka (H 2 O 2) na vodu a kyslík pomocou údajov uvedených nižšie:
SnCl2 (p) + 2HCl (p) + H202 (p) \u003d SnCl4 (p) + 2H20 (1), D r H° \u003d -393,3 kJ;
SnCl2 (p) + 2HCl (p) + 1/202 (g) \u003d SnCl4 (p) + H20 (l), D r H° \u003d -296,6 kJ.
Odpoveď: - 96,7 kJ.
13. Vypočítajte množstvo tepla, ktoré sa uvoľní pri výrobe 10 6 kg amoniaku za deň, ak
Odpoveď: -2.7. 109 kJ.
14. Určte na základe nasledujúcich údajov:
P4 (cr) + 6Cl2 (g) \u003d 4PCl3 (l), D r H ° \u003d -1272,0 kJ;
PCl3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl5 (cr), D r H ° \u003d -137,2 kJ.
Odpoveď: -455,2 kJ / mol.
15. Vypočítajte zmenu entalpie reakcie za štandardných podmienok: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g) na základe nasledujúcich údajov:
2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,
kJ/mol.
Odpoveď: -289,95 kJ.
16. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie tvorby PbO pomocou nasledujúcich údajov:
1) 2Pb (cr) + O2 (g) \u003d 2Pb02 (cr) - 553,2 kJ;
2) 2Pb02 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O2 (g) + 117,48 kJ.
Odpoveď: -217,86 kJ / mol.
17. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie tvorby CuCl pomocou nasledujúcich údajov:
1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;
2) Cu (cr) + Cl2 (g) = CuCl2 (cr) - 205,9 kJ.
Odpoveď: 134,7 kJ / mol.
18. Vypočítajte Δ f H° metylalkoholu v kvapalnom stave pri znalosti nasledujúcich údajov:
H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g), D r H° \u003d -285,8 kJ;
C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393,7 kJ;
CH30H (l) + 3/202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (l), D r H ° \u003d -715,0 kJ.
Odpoveď: -250,3 kJ / mol.
19. Štandardné entalpie spaľovania benzénu a acetylénu sú -3270 a -1302 kJ/mol. Stanovte D r H ° konverzie acetylénu na benzén: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).
Odpoveď: -636 kJ.
20. Určte štandardnú entalpiu tvorby oxidu železitého (III), ak sa pri oxidácii 20 g železa uvoľnilo 146,8 kJ tepla.
Odpoveď: -822 kJ / mol.
21. Vypočítajte množstvo tepla, ktoré sa uvoľní pri príjme 22,4 litra čpavku (n.o.), ak
N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.
Odpoveď: -46 kJ.
22. Stanovte Δ f H° etylénu pomocou nasledujúcich údajov.
C2H4 (g) + 302 (g) \u003d 2C02 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;
C (gr) + O2 (g) \u003d C02 (g) -393,7 kJ;
H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.
Odpoveď: 52 kJ / mol.
23. Vypočítajte entalpiu reakcie F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),
ak F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;
Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.
Odpoveď: 198 kJ.
24. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby Hg 2 Br 2 pomocou nasledujúcich údajov:
1) HgBr2 (cr) + Hg (g) = Hg2Br2 (cr) - 37,32 kJ;
2) HgBr2 (cr) \u003d Hg (1) + Br2 (1) + 169,45 kJ.
Odpoveď: -206,77 kJ / mol.
25. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby hydrogénuhličitanu sodného pomocou nasledujúcich údajov:
2NaHC03 (cr) \u003d Na2C03 (cr) + CO2 (g) + H20 (g) + 130,3 kJ,
ak 
kJ/mol;
C (gr) + O2 (g) \u003d C02 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.
Odpoveď: -947,4 kJ / mol.
26. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby CaCO 3 (cr) pomocou nasledujúcich údajov:
Ca (OH)2 (c) + C02 (g) \u003d CaC03 (cr) + 173,9 kJ;
C (gr) + O2 (g) \u003d C02 (g) - 393,7 kJ;
kJ/mol.
Odpoveď: -1206 kJ / mol.
27. Určte štandardnú entalpiu tvorby oxidu železa (III), ak počas reakcie
2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2 Al
na každých 80 g Fe 2 O 3 sa absorbuje 426,5 kJ tepla, 
kJ/mol.
Odpoveď: -823 kJ / mol.
28. Koľko tepla treba minúť na získanie 11,2 kg železa, ak v súlade s termochemickou rovnicou FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .
Odpoveď: 4600 kJ.
29. Nájdite spalné teplo diamantu, ak štandardné spalné teplo grafitu je -393,51 kJ/mol a teplo je
a fázový prechod С(grafit) ® С(diamant) je
1,88 kJ/mol.
Odpoveď: -395,39 kJ / mol.
30. Koľko tepla sa uvoľní, keď sa 1 kg červeného fosforu premení na čierny fosfor, ak je známe,
že štandardné entalpie tvorby červeného a čierneho fosforu sú -18,41 a -43,20 kJ/mol.
Odpoveď: -800 kJ.
Oddiel II
Vypočítajte štandardnú zmenu Gibbsovej energie chemickej reakcie pri teplote 25 °C z hodnôt štandardných entalpií tvorby a absolútnych entropií chemických zlúčenín a stanovte možnosť spontánnej reakcie:
1. 4NH3g + 502g = 4NO g + 6H20 g.
Odpoveď: -955,24 kJ; reakcia je možná.
2. SO 2g + 2H2Sg \u003d 3S až + 2H20 jamka.
Odpoveď: -107,25 kJ; reakcia je možná.
3. 2H2Sg + 302g = 2H20g + 2S02g.
Odpoveď: -990,48 kJ; reakcia je možná.
4. 2NO g + O 3g + H2O jamka \u003d 2HNO 3g.
Odpoveď: - 260,94 kJ; reakcia je možná.
5. 3Fe203k + CO g \u003d 2Fe30 4k + CO 2g.
Odpoveď: - 64,51 kJ; reakcia je možná.
6. 2CH3OH w + 30 2g \u003d 4H20g + 2CO 2g.
Odpoveď: - 1370,46 kJ; reakcia je možná.
7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H20 g.
Odpoveď: 228,13 kJ; reakcia nie je možná.
8. Fe20 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.
Odpoveď: -31,3 kJ; reakcia je možná.
9. C2H4g + 302g \u003d 2CO2g + 2H20 g.
Odpoveď: -1313,9 kJ; reakcia je možná.
10. 4NH 3g + 302g = 6H20g + 2N 2g.
Odpoveď: -1305,69 kJ; reakcia je možná.
11. 4NO 2g + 02g + 2H20x = 4HNO 3g.
Odpoveď: -55,08 kJ; reakcia je možná.
12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H20 l.
Odpoveď: -7,71 kJ; reakcia je možná.
13. 2C2H2g + 502g \u003d 4CO2g + 2H20 g.
Odpoveď: -2452,81 kJ; reakcia je možná.
14. Fe30 4k + 4H 2g \u003d 3Fe až + 4H20 g.
Odpoveď: 99,7 kJ; reakcia nie je možná.
15. 2Fe20 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.
Odpoveď: 297,7 kJ; reakcia nie je možná.
16. Fe30 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.
Odpoveď: -14,88 kJ; reakcia je možná.
17. 2H 2 S g + O 2 g \u003d 2 H 2 O jamka + 2 S c.
Odpoveď: -407,4 kJ; reakcia je možná.
18. Fe20 3k + 3H 2g \u003d 2Fe až + 3H20 g.
Odpoveď: 54,47 kJ; reakcia nie je možná.
Vypočítajte štandardnú zmenu Gibbsovej energie chemickej reakcie pri teplote 25 °C z hodnôt štandardných entalpií tvorby a absolútnych entropií chemických zlúčenín a určte, pri akej teplotnej rovnováhe nastane v systéme.
19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H20 f.
Odpoveď: -93,1 kJ; ~552 K.
20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.
Odpoveď: -194,0 kJ; ~1632 K.
21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.
Odpoveď: -214,24 kJ; ~1462 K.
22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.
Odpoveď: 113,8 kJ; ~959 K.
23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.
Odpoveď: -142,36 kJ; ~ 963 K.
Zo štandardných entalpií vzniku a absolútnych entropií chemických zlúčenín vypočítajte zmenu Gibbsovej energie chemickej reakcie pri teplote 350 °C. Ignorujte teplotnú závislosť D f H° a S°. Nastavte možnosť spontánnych reakcií:
24. 2РН 3g + 40 2g \u003d P20 5k + 3H20 g.
Odpoveď: 1910,47 kJ; reakcia je možná.
25. Cl2g + S02g + 2H20w = H2S04w + 2HCl g.
Odpoveď: -80,0 kJ; reakcia je možná.
26. P20 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.
Odpoveď: 860,0 kJ; reakcia nie je možná.
27. 2CO g + SO 2g \u003d S až + 2CO 2g.
Odpoveď: -154,4 kJ; reakcia je možná.
28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H20 g.
Odpoveď: -57,9 kJ; reakcia je možná.
29. NO g + 03 g = 02 g + NO 2 g.
Odpoveď: -196,83 kJ; reakcia je možná.
30. CH 4g + 20 2g \u003d CO2g + 2H20 g.
Odpoveď: -798,8 kJ; reakcia je možná.
Možnosť spontánnej reakcie;
entropia;
Izobarický - izotermický potenciál alebo Gibbsova voľná energia.
Spontánny nazývajú sa procesy, v dôsledku ktorých je možné získať užitočnú prácu, nespontánne sú procesy, ktoré potrebujú vynaložiť prácu.
Zvážte dva spontánne procesy - rozpúšťanie hydroxidu sodného a rozpúšťanie dusičnanu amónneho:
Sú to spontánne procesy, ale jeden z nich je sprevádzaný uvoľňovaním tepla a druhý absorpciou tepla. Ako vidíme, znak tepelného účinku procesu (faktor entalpie) neurčuje jednoznačne možnosť spontánneho procesu. Druhým faktorom je spontánnosť procesu - entropický faktor.
Čo je to entropia?
Stav ľubovoľného systému možno opísať na jednej strane hodnotou nameraných parametrov systému (makrostavy systému), na druhej strane stav systému možno opísať množinou okamžitých mikrostavov. , ktoré zodpovedajú rôznym energetickým hladinám mikročastíc, ktoré tvoria náš systém.
Počet mikrostavov, ktorý zodpovedá danému makrostavu hmoty, sa nazýva termodynamická pravdepodobnosť jeho stavy (W), t.j. W je počet spôsobov, ktorými môžu byť molekuly distribuované medzi rôznymi energetickými hladinami.
S pravdepodobnosťou termodynamického stavu je spojená stavová funkcia systému, nazývaná entropia(S) .
S = k ln W, kde k je Boltzmannova konštanta, k ≈ 1,38∙10 -23 J/K,
W je termodynamická pravdepodobnosť stavu systému.
Na 1 mol látky:
S = Rln W, kde R je univerzálna plynová konštanta, tu sa S meria v .
Pravdepodobnosť stavu maximálne pri maximálnej neusporiadanosti systému, t.j. entropia je maximálna, keď je systém v najviac neusporiadanom stave. O to sa systém spontánne snaží.
Každý systém má tendenciu prejsť do stavu najväčšej poruchy, to znamená spontánne, každý systém má tendenciu zvyšovať entropiu. A entropia je mierou poruchy v systéme. Zvyšuje sa pri takých fyzikálnych procesoch, ako je topenie, varenie, expanzia plynov. V chemických procesoch sa entropia zvyšuje, ak sa plynné reakčné produkty získajú z počiatočných látok prijatých v pevnom alebo kvapalnom skupenstve, alebo ak sa počas reakcie zvýši počet molekúl.
To znamená, že entropia rastie, pretože sa zvyšuje počet pohybujúcich sa častíc.
D.S.< 0 , - энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.
Zvážte zmenu entropie v systéme počas prechodu z jedného stavu charakterizovaného objemom V 1 do druhého - s objemom V 2:
Ak V 2 > V 1, potom DS > 0, ak V 2< V 1 , то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.
Entropia ideálneho kryštálu pri absolútnej nule je nula, takže môžete vypočítať absolútnu hodnotu entropie pre každú látku. V tabuľkách je uvedená štandardná hodnota entropie (S°) za štandardných podmienok.
Entropia je funkciou stavu hmoty, čo znamená, že nezávisí od dráhy prechodu systému z jedného stavu do druhého. Pre reverzibilné izotermické procesy ( fázové prechody), zmena entropie sa rovná zmene entalpie delenej teplotou:
Entropia závisí od teploty:
Kde CP je molárna tepelná kapacita pri konštantnom tlaku.
Teoretické informácie
Chemický proces možno považovať za prvý krok pri vzostupe od chemických objektov – elektrónu, protónu, atómu – k živému systému.
Náuka o chemických procesoch- to je oblasť vedy, v ktorej je najhlbší prienik fyziky, chémie, biológie. Táto teória je založená na chemickej termodynamike a kinetike.
Schopnosť látky podliehať chemickým premenám je určená ich reaktivitou, t.j. povaha reagujúcich látok - zloženie, štruktúra, povaha chemickej väzby; energetické faktory, ktoré určujú možnosť procesu a kinetické faktory, ktoré určujú rýchlosť jeho priebehu.
Takmer všetky chemické procesy sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou energie, najčastejšie vo forme tepla a práce.
teplo - kvantitatívna miera náhodného, chaotického pohybu častíc, ktoré tvoria daný systém.
Práca - kvantitatívna miera usporiadaného pohybu častíc v usmernenom silovom poli.
Časť chémie, ktorá študuje prechody energie z jednej formy do druhej počas chemických reakcií a stanovuje smer a hranice ich spontánneho prúdenia za daných podmienok, sa nazýva chemická termodynamika .
Predmetom štúdia chemickej termodynamiky je chemický systém.
systém - toto je skúmané teleso alebo skupina telies, ktoré sa navzájom ovplyvňujú a sú mentálne alebo skutočne oddelené od prostredia hranicami, ktoré vedú alebo nevedú teplo.
V závislosti od charakteru interakcie systému s prostredím existujú otvorené, uzavreté a izolované systémov.
otvorené systémy dokáže vymieňať energiu a hmotu s okolím. Napríklad vodný roztok chloridu sodného v otvorenej nádobe. Pri odparovaní vody z roztoku a pri výmene tepla sa mení hmotnosť systému a jeho teplota, a tým aj energia.
Uzavreté systémy nevymieňajte si hmotu s okolím. Napríklad roztok chloridu sodného v uzavretej nádobe. Ak majú roztok a prostredie rozdielne teploty, potom sa roztok zohreje alebo ochladí a následne sa zmení jeho energia.
Izolované systémy nemôže vymieňať hmotu alebo energiu s prostredím. Izolovaný systém je idealizácia. V prírode takéto systémy neexistujú. Ale napriek nemožnosti praktickej implementácie, izolované systémy umožňujú určiť maximálne teoretické energetické rozdiely medzi systémom a jeho prostredím.
Stav systému je určený súborom vlastností a je charakterizovaný o termodynamické parametre : teplota (), tlak (), objem (), hustota (), množstvo látky (), vykonaná práca (), teplo (). Zmena aspoň jedného termodynamického parametra vedie k zmene stavu systému ako celku. Ak sú všetky parametre konštantné v čase a priestore, potom sa volá tento stav systému rovnováha .
V termodynamike sa vlastnosti systému zvažujú v jeho rovnovážnych stavoch: počiatočné a konečné, bez ohľadu na dráhu prechodu systému z jedného stavu do druhého. Prechod systému z jedného stavu do druhého pri , = konšt volal izobaricko-izotermický, v , = konšt– izochoricko-izotermický.
Najdôležitejšími úlohami chemickej termodynamiky je objasniť možnosť alebo nemožnosť samovoľného procesu konkrétnej chemickej reakcie za daných podmienok a v danom smere; nastavenie hodnoty termodynamických parametrov, pri ktorých sa dosiahne maximálny výkon procesu; určenie charakteristík zmeny energie vyskytujúcej sa v systéme. Nájdite to s termodynamické funkcie ().
Funkcia štátu charakterizuje vnútornej energie systému – súčet potenciálnej energie vzájomného pôsobenia všetkých častíc telesa a kinetickej energie ich pohybu. Závisí od stavu hmoty – typu, hmotnosti, stavu agregácie. Absolútnu hodnotu vnútornej energie nemožno merať. Pre štúdium chemických procesov je dôležité poznať iba zmenu vnútornej energie pri prechode systému z jedného stavu do druhého.
(27)
V čom 
vnútorná energia systému klesá, keď 
- zvyšuje. Všetky zmeny vnútornej energie nastávajú v dôsledku chaotickej zrážky molekúl (mierou takto prenesenej energie je teplo) a pohybom hmoty pozostávajúcej z veľkého počtu častíc pôsobením akýchkoľvek síl (miera energie prenesenej v tento spôsob je práca). Prenos vnútornej energie sa teda môže vykonávať čiastočne vo forme tepla a čiastočne vo forme práce:
(28)
Vyššie uvedená rovnica je matematický výraz I zákon termodynamiky : Ak sa do systému dodáva teplo, potom sa dodané teplo vynakladá na zvýšenie vnútornej energie systému a na prácu preň.
V izochoricko-izotermickom procese sa všetko teplo dodávané do systému vynakladá na zmenu vnútornej energie:
(29)
V izobaricko-izotermickom procese je jediným druhom práce, ktorú systém vykonáva, expanzná práca:
(30)
kde je tlak v systéme, je zmena objemu
Potom má matematické vyjadrenie prvého zákona termodynamiky tvar: 
(31)
Označenie 
, dostaneme 
Funkcia stavu systému H - entalpia je celková energetická rezerva systému, t.j. je energetický obsah systému. Entalpia systému je väčšia ako vnútorná energia o množstvo práce.
Charakterizovať energetické prejavy v priebehu reakcie, koncept tepelný efekt.
tepelný efekt- je to množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo pohltí pri nezvratnom priebehu reakcie, kedy jedinou prácou je práca rozpínania. V tomto prípade by mali byť teploty východiskových látok a reakčných produktov rovnaké. tepelný efekt endotermická reakcia(toky s absorpciou tepla) budú pozitívne: 
, 
. tepelný efekt exotermická reakcia(tečie s uvoľňovaním tepla) bude záporné: 
, 
.
Odvetvie chémie venované štúdiu tepelných účinkov chemických reakcií je tzv termochémia .
Akákoľvek chemická reakcia je sprevádzaná zmenami v energetickej rezerve reagujúcich látok. Čím viac energie sa uvoľní pri tvorbe chemickej zlúčeniny, tým je táto zlúčenina stabilnejšia a naopak, látka získaná ako výsledok endotermickej reakcie je nestabilná.
V chemických rovniciach, v ktorých je uvedené reakčné teplo, sa nazývajú termochemické. Sú zostavené na základe zákonov zachovania hmoty a energie.
Pre porovnanie tepelných účinkov rôznych procesov sú štandardizované podmienky ich vzniku. Štandardné podmienky - T 0 \u003d 298 K, p 0 \u003d 101,313 kPa, n - 1 mol čistej látky, zmena entalpie ( 
) označuje jednotkové množstvo látky, kJ/mol. Všetky štandardné termodynamické funkcie sú tabuľkové hodnoty, ktoré závisia od stavu agregácie látky.
Kvantitatívne zákony termochémie vyplývajú z I. zákona termodynamiky.
Lavoisier-Laplaceov zákon(1780 - 1784) - pre každú chemickú zlúčeninu sa rozkladné teplo rovná teplu jej vzniku, ale má opačné znamienko.
Zákon G.I. Hess(1840) - tepelný účinok chemickej reakcie závisí od charakteru a fyzikálneho stavu východiskových látok a konečných produktov, nezávisí však od charakteru a cesty reakcie, t.j. z postupnosti jednotlivých medzistupňov. Tento zákon je teoretickým základom termochémie. Z toho vyplýva niekoľko dôsledkov:
V termochemických výpočtoch sa predpokladá, že skupenské teplo (entalpia) jednoduchých látok za štandardných podmienok je nulové.
(jednoduchá látka) = 0
Množstvo energie, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje pri vzniku 1 mol komplexnej látky z jednoduchých za štandardných podmienok, sa nazýva štandardná entalpia tvorby ( 
kJ/mol).
Množstvo energie, ktoré sa uvoľní alebo pohltí 1 mól organickej hmoty rozkladajúcej sa na oxid uhličitý a vodu za štandardných podmienok sa nazýva štandardná entalpia spaľovania ( 
kJ/mol).
Tepelný účinok chemickej reakcie sa rovná rozdielu medzi súčtom teplôt tvorby reakčných produktov a súčtom teplôt tvorby počiatočných látok, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty:
kde je tepelný účinok chemickej reakcie za štandardných podmienok; 
- súčet štandardných teplôt tvorby reakčných produktov; 
- súčet štandardných teplôt tvorby východiskových látok; 
, 
- stechiometrické koeficienty reakčných produktov a východiskových materiálov.
Hessov zákon umožňuje vypočítať tepelné účinky rôznych reakcií. Znak a veľkosť tepelného účinku však neumožňuje posúdiť schopnosť procesov prebiehať spontánne a neobsahuje informácie o smere a úplnosti procesov.
Spontánne procesy(prirodzené alebo pozitívne) - prúdenie v systéme bez zásahov vonkajšieho prostredia a sú sprevádzané poklesom vnútornej energie systému a prenosom energie do okolia vo forme tepla a práce. Endotermické spontánne procesy nie sú v rozpore s touto definíciou, pretože môžu prebiehať v neizolovanom systéme a produkovať prácu v dôsledku tepla prostredia.
Procesy, ktoré nemôžu prebiehať samé od seba (bez vonkajšieho vplyvu), sa nazývajú nespontánne , neprirodzené alebo negatívne. Takéto procesy sa uskutočňujú prenosom energie z vonkajšieho prostredia do systému vo forme tepla alebo práce.
Podľa druhého zákona termodynamiky spontánne procesy idú smerom k znižovaniu zásoby vnútornej energie alebo entalpie systému. Sú však známe také procesy, ktoré prebiehajú spontánne bez zmeny vnútornej energie systému. Hnacou silou takýchto procesov je entropia systému.
Entropia(viazaná energia) (
S)
- toto je miera ireverzibilnosti procesu, miera prechodu energie do formy, z ktorej nemôže samostatne prejsť do inej energie. Entropia charakterizuje neporiadok v systéme, čím vyšší neporiadok, tým vyššia entropia. Zvyšuje sa so zvyšujúcim sa pohybom častíc. V systémoch izolovaných od vonkajšieho prostredia prebiehajú procesy spontánne v smere rastúcej entropie (). Procesy, pri ktorých entropia klesá ( 
) nie sú možné v izolovaných sústavách. Ak je proces možný v doprednom a spätnom smere, potom v izolovanom systéme bude pokračovať v smere rastúcej entropie. Priebeh samovoľného procesu v izolovanom systéme končí rovnovážnym stavom. Preto v rovnováhe entropia systému maximálne
.
Boltzmann odvodil rovnicu, podľa ktorej
(34) kde je Boltzmannova konštanta, W je pravdepodobnosť stavu, určuje počet mikrostavov zodpovedajúcich danému mikrostavu.
Tento vzťah ukazuje, že entropiu možno považovať za mieru molekulárnej poruchy systému.
Podľa zákona II termodynamiky pre izotermický proces je zmena entropie:
; [J/(mol K] (35)
Entropia jednoduchých látok sa nerovná nule. Na rozdiel od entalpie je možné merať absolútnu hodnotu entropie. „Pri absolútnej nule je entropia ideálneho kryštálu nulová“ – tento postulát M. Plancka (1911) sa nazýva tzv. III termodynamický zákon.
Zmena entropie chemického procesu je určená bilančnou rovnicou:
Každý systém je charakterizovaný poriadkom () a neporiadkom (). Ich pomer určuje smer reakcie.
Pri samovoľnom pohybe sústavy do stabilného stavu sa teda objavujú dve tendencie: pokles entalpie 
a zvýšenie entropie. Odráža sa kombinovaný účinok týchto dvoch trendov pri konštantnej teplote a tlaku izobaricko-izotermický potenciál alebo Gibbsova energia ()
.
Štátna funkcia
charakterizuje všeobecnú hnaciu silu procesu, maximálnu možnú užitočnú prácu („voľnú energiu“) vykonanú systémom; 
- časť energie, ktorú nemožno premeniť na užitočnú prácu („viazaná energia“).
Chemické reakcie prebiehajú v otvorenej nádobe so zmenou objemu, takže možnosť (spontaneita) a smer procesu charakterizuje funkciu určenú bilančnou rovnicou za štandardných podmienok:
; 
(38)
Spontánny priebeh procesu zodpovedá poklesu Gibbsovej energie, 
. Čím viac sa znižuje, tým nezvratnejšie postupuje proces smerom k tvorbe konečných reakčných produktov. Zvýšenie izobarického potenciálu 
je znakom neuskutočniteľnosti procesu za daných podmienok. Význam 
charakterizuje rovnovážny stav, t.j. stav, v ktorom systém neprodukuje užitočnú prácu.
Analýza hodnôt a v Gibbsovej rovnici ukázala, že možnosť reverzibilného procesu je spôsobená rovnakými znakmi a . Pri určitej teplote sa hodnoty a stať sa rovnocennými. Preto je možné z Gibbsovej rovnice určiť „rovnovážnu“ teplotu alebo teplotu začiatku procesu ():
; = 0
; 
; 
(39)
Spontánne teda prebiehajú reakcie, pri ktorých je zmena voľnej energie negatívna. reakcie v ktorých , prúdi len za podmienky, že na systéme sa pracuje vonkajšími silami alebo sa do systému prenáša energia zvonku. Podmienky pre samovoľný priebeh procesu sú znázornené na obr. 3.
Chemické reakcie, Chemické reakcie,
tečúca spontánne tečúca nie spontánne
exotermické reakcie, exotermické reakcie,
sprevádzajúci sprevádzajúci
zvýšenie entropie zníženie entropie
pri akýkoľvek teploty pri vysoká teploty
endotermické reakcie
sprevádzaný
zvýšenie entropie
pri nízka teploty
Ryža. 3. Podmienky pre samovoľný priebeh procesu.
3.2. Kontrolné otázky a úlohy
1. Čo sa nazýva systém? Aké sú parametre systému?
2. Opíšte vnútornú energiu sústavy, pojem izochorické a izobarické procesy.
3. Čo sa nazýva entalpia?
4. Popíšte entalpiu tvorby zlúčenín, štandardné entalpie horenia a tvorby látok.
5. Hessov zákon a jeho dôsledky, jeho aplikácia v termochemických výpočtoch.
6. Stanovenie teplôt (entalpií) neutralizácie, rozpúšťania, hydratácie.
7. Entropia. Boltzmannova rovnica. Ako sa mení entropia s teplotou?
8. Gibbsova energia. Kritériá pre spontánny priebeh procesu.
9. Pomocou referenčných údajov v prílohe 3 vypočítajte zmenu štandardnej entalpie reakcie ():
10. Pomocou referenčných údajov v prílohe 3 vypočítajte zmenu štandardnej entropie reakcie ( 
):
11. Vypočítajte reakcie pri 846 0 С, ak = 230 kJ, = 593 J/K.
Príklady riešenia problémov
Príklad 1 Spaľovacia reakcia etylalkoholu je vyjadrená termochemickou rovnicou C 2 H 5 OH (L) + 3O 2 (G) \u003d 2CO 2 (G) + 3H 2 O (L). Vypočítajte tepelný účinok reakcie, ak je známe, že molárne teplo vyparovania C 2 H 5 OH (L) je +42,36 kJ a skupenské teplo tvorby C 2 H 5 OH (G) = -235,31 kJ, CO 2 (G) \u003d -393,51 kJ, H20 (L) \u003d -285,84 kJ.
Riešenie. Na stanovenie ΔΗ reakcie je potrebné poznať skupenské teplo C 2 H 5 OH (L). To posledné nájdeme z údajov:
C2H5OH (F) \u003d C2H5OH (G); ΔΗ = +42,36 kJ
42,36 \u003d -235,31 - ΔΗ (C2H5OH (W))
ΔΗ (C2H5OH (W)) \u003d -235,31-42,36 \u003d -277,67 kJ
Vypočítame ΔΗ reakcie s použitím dôsledkov z Hessovho zákona:
ΔΗ H.R. \u003d 2 (-393,51) + 3 (-285,84) + 277,67 \u003d -1366,87 kJ.
Tepelný účinok reakcie je 1366,87 kJ.
a) Fe203 (K) + 3H2 (G) \u003d 2Fe (K) + 3H20 (G)
b) Fe203 (K) + 3CO (G) \u003d 2Fe (K) + 3C02 (G)
Ktorý proces vyžaduje viac energie?
Riešenie. Na výpočet ΔΗ XP používame vzorec následku z Hessovho zákona a štandardné entalpie tvorby každej látky [Príloha 3]:
a) ΔΗ XP \u003d 2ΔΗ (Fe) + 3ΔΗ (H20) - (ΔΗ (Fe20 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 (Fe20 3) + 3ΔΗ (CO)) \u003d 2 (0) + 3 (-393,5) - ((-822,2) + 3(-110,5)) = -1180,5 + 822,2 + 331,5 = -26,5 kJ.
Podľa výpočtov proces a) - redukcia oxidu železa (III) vodíkom, vyžaduje viac energie ako proces b). V procese b) je reakcia dokonca exotermická (energia sa uvoľňuje vo forme tepla).
Príklad 3 Vodný plyn je zmes rovnakých objemov vodíka a oxidu uhoľnatého (II). Nájdite množstvo tepla uvoľneného pri spaľovaní 112 litrov vodného plynu, (n.o.).
Riešenie. Zostavme termochemickú rovnicu procesu:
H2 (G) + CO (G) + O2 (G) \u003d H20 (G) + CO2 (G) ΔΗ XP \u003d - Q.
Vypočítajme ΔΗ XP pri horení 2 mol vodného plynu (1 mol H 2 a 1 mol CO), t.j. 22,4 l / mol 2 mol \u003d 44,8 l. Výpočet sa vykonáva podľa vzorca dôsledku Hessovho zákona a štandardných entalpií tvorby každej látky [Add. 3]:
ΔΗ XP \u003d ΔΗ (H20) + ΔΗ (CO2) - (ΔΗ (H2) + ΔΗ (CO) + ΔΗ (02)) \u003d -241,8 - 393,5 - (0 - 110,5 + - 635,3 + 110,5 = - 524,8 kJ
Robíme pomer:
Spáli sa 44,8 litra vodného plynu - uvoľní sa 524,8 kJ tepla
112 l - X kJ
X \u003d 112 524,8 / 44,8 \u003d 1312 kJ
Pri spaľovaní 112 litrov vodného plynu sa uvoľní 1312 kJ tepla.
Príklad 4 Uveďte termodynamickú charakteristiku procesu Ga + HCl) ↔ GaCl 3 (t) + H 2 (g) podľa plánu:
1. Napíšte stechiometrickú rovnicu.
2. Napíšte termodynamické funkcie príslušných látok.
3. Vypočítajte zmenu štandardnej entalpie chemickej reakcie a nakreslite diagram entalpie.
4. Určite, či je reakcia exotermická alebo endotermická; teplota v systéme sa v dôsledku tejto reakcie zvyšuje alebo znižuje.
5. Vypočítajte zmenu štandardnej entropie reakcie, vysvetlite zmenu entropie počas reakcie.
6. Vypočítajte štandardnú zmenu Gibbsovej energie z bilančnej rovnice a Gibbsovej rovnice. Uveďte analýzu získaných údajov.
7. Spojte znamienka veličín 
. a 
Urobte záver, že reakcia je reverzibilná.
8. Pre vratnú reakciu vypočítajte rovnovážnu teplotu podľa Gibbsovej rovnice za predpokladu, že maximálna povolená teplota je 3000 K. Urobte záver: Tp - realizovateľné alebo nerealizovateľné.
9. Vypočítajte hodnotu 
pri troch teplotách (500, 1000 a 1500 K). Grafická závislosť grafu 
..
10. Urobte záver o spontánnosti chemickej reakcie. Určite podmienky, za ktorých je reakcia možná
Riešenie.
1 Napíšte stechiometrickú rovnicu.
2. Vypíšeme štandardné termodynamické funkcie pre vznik reakčných zložiek (tab. 21) (termodynamické parametre látok z [Príloha 3]).
