Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты реакций, их направ­ление и пределы самопроизвольного протекания.

Объект изучения в химической термодинамике - термодинамическая система (в дальнейшем просто система) - это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или реально обособленная от окружающей среды.

Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы определяется численными значениями термодинамических параметров: температуры, давления, концен­траций веществ и пр. При изменении значения хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры происходит изменение состояния системы. Изменение состояния системы называется термодинамическим процессом или просто процессом.

Процессы могут протекать с различными скоростями. В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в химической термодинамике различают несколько типов процессов, простейшими из которых являются изо­термический, протекающий при постоянной температуре (Т=соnst), изобарный, протекающий при постоянном давлении (р=соnst), изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=соnst) и адиабатический, который осуществляется без обмена теплотой между системой и окружающей средой (q=соnst). Наиболее часто в химической термодинамике реакции рассматриваются как изобарно-изотермические (р=соnst, Т=соnst) или изохорно-изотермические (V=соnst, Т=соnst) процессы.

Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, притекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ. Вкачестве стандартной принята температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состояние при давлении 101,3 кПа. Если вещество находится в растворе, за стан­дартное принимается его состояние при концентрации 1 моль/л.

Для ха­рактеристики процессов химическая термодинамика оперирует особыми величинами, называе­мыми функциями состояния: U – внутренняя энергия, Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса и F – энергия Гельмгольца. Количественными характеристиками любого процесса являются изменения функций состояния, которые и определяются методами химической термодинамики: ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔF.

Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции (теплоты реакции). Теплотой реакции, называется количество выделенной или поглощённой теплоты q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота, поглощается, реакция называется эндотермической.

Численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=соnst, теплота реакции q V = ΔU, в изобарном процессе при р = соnst тепловой эффект q p = ΔH. Таким образом, термохимический расчёт заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или энтальпии в ходе реакции. Поскольку подавляющее большинство реакций протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых сосудах, протекающие под атмосферным давлением), при проведении термохимических расчётов практически всегда производится расчёт ΔН. Если ΔН<0, то реакция экзотермическая, если же ΔН>0, то реакция эндотермическая.

Термохимические расчёты производятся, используя следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования реагентов.

Запишем в общем виде уравнение реакции: аА + bВ = сС + dD. Согласно следствию из закона Гесса теплота реакции определяется по формуле:

ΔН = (c ΔН обр, С + d ΔН обр, D) - (а ΔН обр,А + b ΔН обр,В), гдеΔН - теплота реакции; ΔН обр – теплоты (энтальпии) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, а, b – коэффициенты в уравнении реакции, называемые стехиометрическим и коэффициентами.

Базовыми величинами в данной формуле являются теплоты (энтальпии) образования реагентов и продуктов.Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых фазах и модификация . Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г). Размерность теплоты образования – кДж/моль.

В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула приобретает вид: ΔН ° 298 = (cΔН ° 298 обр С + dΔН ° 298 обр D) - (аΔН ° 298 о6р A + bΔН ° 298 обр В), где ΔН° 298 – стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом "О") при температуре 298К, а ΔН° 298 обр. - стандартные теплоты (энтальпии) образования соединений также при температуре 298К. Значения ΔН° 298обр. определены для всех соединений и являются табличными данными.

Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса ΔG при протекании химической реакции. Так как энергия Гиббса системы G = Н – ТS, её изменение в процессе определяется по формуле: ΔG = ΔН – Т ΔS, где Т – абсолютная температура, К.

Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её самопроизвольного протекания при постоянном давлении и температуре (при р=соnst, Т=соnst). Если ΔG < 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при ΔG > 0 самопроизвольное протекание реакции невозможно, если ΔG = 0, система находится в состоянии равновесия.

Для расчёта энергии Гиббса реакции отдельно определяются ΔН и ΔS. При этом в большинстве случаев используется слабая зависимость величин изменения энтальпии ΔН и энтропии ΔS от условий протекания реакции, т.е. пользуются приближениями: ΔН = ΔН° 298 и ΔS = ΔS° 298 .

Стандартную теплоту реакции ΔН° 298 определяют, используя следствие из закона Гесса, а стандартную энтропию реакции аА + bВ = сС + dD рассчитывают по формуле: ΔS° 298 = (сS° 298 обрС + dS° 298, обр D) – (aS° 298 обрА + bS° 298 обр B), где ΔS° 298 – табличные значения абсолютных стандартных энтропии соединений в Дж/(мольК), а ΔS° 298 – стандартная энтропия реакции в Дж/К.

Если реакция протекает в стандартных условиях при температуре 298К, расчёт её энергии Гиббса (стандартной энергии Гиббса реакции) можно производить аналогично расчёту стандартной теплоты реакции по формуле, которая для реакции, выраженной уравнением аА + bВ = сС + dD, имеет вид:

ΔG° 298 =(сΔG° 298 С + dΔG° 298 D) – (аΔG° 298 A + bΔG° 298 B), где ΔG° 298 - стандартная энергия Гиббса образования соединения в кДж/моль (табличные значения) – энергия Гиббса реакции, в которой при температуре 298К образуется 1 моль данного соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, а ΔG° 298 – стандартная энергия Гиббса реакции в кДж.

Задача 1. Для данной реакции 2SO 2 (г)+ O 2 (г) = 2SO 3 (г) рассчитайте изменение энтальпии ΔН 298 , энтропии ΔS 298 и энергии Гиббса ΔG 298 . Рассчитайте температурную область самопроизвольного протекания реакции. Рассчитайте константу равновесия данной реакции при стандартных условиях (таблицы стандартных термодинамических потенциалов приводятся в различных справочниках).

Расчет энтальпии (ΔН 298 °):

Δ Н ° 298 =Σ Δ Н продуктов реакции – Σ Δ Н реагентов

из приложения Таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения Δ Н ° 298 для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:

Δ Н ° 298 =Σ Δ Н продуктов реакции – Σ Δ Н реагентов = 2 ∙ Δ Н 298 ° (SO 3) –(2 ∙ Δ Н 298 ° (SO 2) + Δ Н 298 ° (O 2))= =2 (−395,2) −(2 (−296,9) + 0) = − 197,2 кДж/моль

Расчет энтропии (ΔS ° 298):

ΔS ° 298 =Σ Δ S продуктов реакции – Σ Δ S реагентов

из таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения ΔS ° 298 для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:

ΔS ° 298 =Σ Δ S продуктов реакции – Σ Δ S реагентов = 2∙ ΔS ° 298 (SO 3) -(2∙ΔS ° 298 (SO 2)+ ΔS ° 298 (О 2)) =

=2∙ 256,2 – (2∙248,1 +205) = –188,8 = –0,1888 .

Расчет энергии Гиббса (Δ G ° 298):

Δ G ° 298 = Δ Н ° 298 – T∙ ΔS ° 298

по полученным данным рассчитываем энергию Гиббса (при стандартных условиях Т = 298К):

Δ G ° 298 = Δ Н ° 298 –T∙ΔS ° 298 =−197,2кДж/моль – 298∙(–0,1888) = –140,9 кДж/моль.

Расчет показывает, что окисление диоксида серы кислородом при 25ºC (298K) термодинамически возможный процесс (т.к. ∆G<0). В ходе этой реакции энтропия уменьшается и, следовательно, с ростом температуры уменьшается возможность протекания этой реакции.

Определение температурной области самопроизвольного протекания реакции .

Так как условием самопроизвольного протекания реакции является отрицательность DG (DG<0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению неравенства (DH–TDS)<0 относительно температуры.

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Национальный исследовательский университет ресурсоэффективных технологий «ТПУ» (НИУ РЭТ ТПУ).

Химико-технологический факультет. Кафедра ТООС и ВМС

Направление-24000 «Химия и биотехнология».

Лекционный курс-«Химия и технология органических веществ»

ТЕМА

Термодинамическая возможность протекания химической реакции

Для закрытых систем, находящихся в изобарно-изотермических либо изохорно-изотермических условиях свободная энергия принимает вид изобарно-изотермического либо изохорно-изотермического потенциалов (т.н. свободная энергия Гиббса (ΔG) и Гельмгольца (ΔF) соответственно). Данные функции называют иногда просто термодинамическими потенциалами, что не вполне строго, поскольку термодинамическими потенциалами являются также внутренняя энергия (изохорно-изэнтропный) и энтальпия (изобарно-изэнтропный потенциал).

Протекание самопроизвольного процесса в закрытой системе сопровождается уменьшением свободной энергии системы (dG < 0, dF < 0).

В практике возможен расчет по следующим вариантам:

1. Используя экспериментальные значения ΔGилиΔF при необходимых условиях.

2. Используя экспериментальные значения ΔНиΔS при необходимых условиях и далее расчет по формуле

3. Используя эмпирические методы расчета значений ΔН,ΔS, ΔG, ΔF при необходимых условиях.

4. Используя теоретические методы расчета значений ΔН,ΔS, ΔG, ΔF при необходимых условиях..

Пример 1. Получится ли 1,2-дибромэтан, если бромировать этилен при 298° К встандартном состоянии

С 2 Н 4 (г) + Вг 2 (ж) = С 2 Н 4 Вг 2 (ж)

Из приложения 1 выписываем значения DG о 298

С 2 Н 4 (г) Вг 2 (ж) С 2 Н 4 Вг 2 (ж)

DG о 298 , кал/моль 16,282 0 -4,940

DG о 298 = - 4,940 -16,282= -21,122 ккал.

Следовательно, в указанных условиях может образоваться 1,2-дибромэтан.

Пример 2. Определить, возможна ли реакция крекинга гексадекана при 298° К

С 16 Н 34(ж) = С 5 Н 12 (г) + 2С 4 Н 8 (г) + С 3 Н 6 (г)

н-пентан изобутан пропилен

Решение. В приложении 1 находим необходимые термодинамические данные:

DН о0бр 298 = -35,0 - 4,04*2 + 4,88 + 108,58 = 70,38 ккал/моль

S 298 = 83,4 + 70,17*2 + 63,8 - 148,1 = 139,44 кал/мольград,

Находим изобарно-изотермический потенциал (Гиббса) по формуле

DG о 298 = 70380 – 298*139,44 = 28 827 кал.

Разложение гексадекана до указанных продуктов при 298° К невозможно.

Пример 3. Возможна ли реакция дегидроциклизации н-октана в п-ксилол при 800° К

С 8 Н 18 (г) « п-ксилол (г) + 4Н 2

Решение. Из стандартных таблиц (приложение 1)

При 800°К из приложения 16: М 0 = 0,3597; М 1 10 -3 = 0,1574; M 2 10 -6 = 0,0733.

По уравнению Шварцмана-Темкина:

DG 0 800 = 54110 - 800*97,524 – 800 (0,3597*19,953 - 0,1574*32,4 + 0,0733-13,084)

21 880 кал/моль

Реакция при 800° К возможна в прямом направлении.

Значения коэффициентов для вычисления термодинамических функций по уравнению Шварцмана-Темкина (Приложение 16)

Т, °К		М 1 10 -3

Задание.

1. Определить по энергии Гиббса возможность протекания реакций при 298 0 К: ацетилен® этилен®этан

2. Определить по DН о 0бр298 и S 298 возможность протекания реакций: бензол ® фторбензол

3. Определить температуру, при которой возможно протекание следующей

Возможность самопроизвольного протекания реакции;

Энтропия;

Изобарно - изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса.

Самопроизвольными называются процессы, в результате которых может быть получена полезная работа , несамопроизвольными называются процессы, на которые нужно затратить работу.

Рассмотрим два самопроизвольных процесса – растворение гидроксида натрия и растворение нитрата аммония:

Это самопроизвольные процессы, но один из них сопровождается выделением тепла, а другой – поглощением тепла. Как видим, знак теплового эффекта процесса (энтальпийный фактор) не определяет однозначно возможность самопроизвольного протекания процесса. Существует 2-ой фактор самопроизвольности процесса - энтропийный фактор .

Что же такое энтропия?

Состояние любой системы может быть описано, с одной стороны, по значению измеряемых параметров системы (макросостояний системы), с другой стороны, состояние системы можно описать множеством мгновенных микросостояний, которым соответствуют разные энергетические уровни микрочастиц, составляющих нашу систему.

Число микросостояний, которое соответствует данному макросостоянию вещества, называется термодинамической вероятностью его состояния (W), т. е. W – это число способов, которыми молекулы можно распределить по разным энергетическим уровням.

С термодинамической вероятностью состояния связана функция состояния системы, называемая энтропией(S) .

S = k ln W, где k – постоянная Больцмана, k ≈ 1,38∙10 -23 Дж/K ,

W – термодинамическая вероятность состояния системы.

Для 1 моль вещества:

S = R ln W, где R – универсальная газовая постоянная, здесь S измеряется в .

Вероятность состояния максимальна при максимальной разупорядоченности системы, т. е. энтропия максимальна тогда, когда система находится в наиболее разупорядоченном состоянии. Именно к этому система стремится самопроизвольно.

Любая система стремится перейти в состояние наибольшего беспорядка, т. е. самопроизвольно, любая система стремится к увеличению энтропии. И энтропия является мерой беспорядка в системе. Она увеличивается в таких физических процессах, как плавление, кипение, расширение газов. В химических процессах энтропия увеличивается, если из исходных веществ, взятых в твёрдом или жидком состояниях, получается газообразные продукты реакции, или - если число молекул в ходе реакции увеличивается.

Т. е. энтропия растёт, т. к. увеличивается количество движущихся частиц.

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

Рассмотрим изменение энтропии в системе при переходе из одного, состояния, характеризуемого объёмом V 1 в другое – с объёмом V 2:

Если V 2 > V 1 , то DS > 0, если V 2 < V 1 , то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.

Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле равна нулю, поэтому можно рассчитать абсолютное значение энтропии для каждого вещества. В таблицах приводится стандартное значение энтропии (S°) при стандартных условиях.

Энтропия – функция состояния вещества, значит, не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Для обратимых изотермических процессов (фазовых переходов ), изменение энтропии равно изменению энтальпии, деленному на температуру:

Энтропия зависит от температуры:

Где С Р – молярная теплоёмкость при постоянном давлении.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Термодинамика - это наука, изучающая явления, которые сопровождаются взаимными превращениями теплоты и работы.

Термодинамика является макроскопической теорией.

Химическая термодинамики использует термодинамические методы для решения задач химии, например, исследования теории разных видов химических и фазовых равновесий и свойств веществ в растворах.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическая термодинамика - это наука которая применяет общие термодинамические соотношения к явлениям, в которых процессы обмена энергией сопровождаются изменениями химического состава вступающих в химическую реакцию тел.

Основной физической величиной, которая подлежит рассмотрению в термодинамике, является энергия. Основным законом термодинамики является вариация закона сохранения энергии. Спецификой макроскопических систем, рассматриваемых в термодинамике, является то, нельзя провести непосредственное измерение энергии макроскопической системы. Разные методы в физике дают возможность определить изменение энергии отдельных частиц системы (атомов, молекул, ионов). Не существует способов прямого измерения энергии как единого целого. Изменение энергии макросистемы определяют как теплоту или работу. Существование внутренней энергии макросистемы (), как физической величины было установлено в середине XIX века, после открытия первого начала термодинамики. Позднее появилась необходимость применять и другие, не измеряемые величины такие как: энтропия, энтальпия, химический потенциал и т.п. Каждая подобная величина определена как функция измеряемых величин, поэтому все выводы термодинамики можно проверить экспериментально.

Для описания свойств систем в термодинамике используют термодинамические переменные, которые называют термодинамическими параметрами. Термодинамические параметры — это физические величины, используя которые описывают явления, которые связаны с превращениями теплоты и работы. Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, отражающими свойства больших совокупностей молекул.

На основе первого начала термодинамики составляют уравнения теплового баланса. Второе и третье начала термодинамики служат для анализа фазового и химического равновесия.

Задачи химической термодинамики

Исследование законов химического и физического равновесия дают возможность решать следующие основные задачи:

1. Определение условий реализации химических процессов. Вычисление тепловых эффектор химических реакций.
2. Поиск пределов устойчивости исследуемых веществ при заданных условиях.
3. Ликвидация (избегание) побочных реакций.
4. Избрание оптимального режима проведения процесса.

Основные законы химической термодинамики

Первый закон термодинамики, которой отображает обмен энергией между системой и окружающей средой в форме работы и теплоты. Это одни из видов законов сохранения энергии. Формулировок первого начала термодинамики несколько, запишем один из них для закрытой системы:

где - количество теплоты, подведенное к системе; - работа системы; - изменение внутренней энергии системы.

Энтальпией () называют термодинамическую функцию, которая характеризует энергетическое состояние системы в изобарно — изотермических условиях (то есть при ). Энтальпия отражает тепловые изменения в системе, а теплота в окружающей среде. Количество теплоты, которое поглощается или выделяется в ходе химической реакции при равно изменению энтальпии системы (энтальпия реакции).

Закон Гесса для химических реакций говорит о том, что: величина теплового эффекта изобарных или изохорных процессов зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от хода процесса.

Закон Гесса применяют для вычисления тепловых эффектов химических реакций.

Закон Гесса имеет полезные следствия:

1. Энтальпия химической реакции при стандартных условиях равна разности алгебраической суммы энтальпий возникновения продуктов реакции, и суммы энтальпий образования исходных веществ.
2. Теплота, которая выделяется при горении вещества в кислороде в количестве 1 моль до образования высших оксидов при стандартных условиях, называется стандартной теплотой сгорания вещества. Энтальпия реакции горения равна разности суммы энтальпий (с учетом знаков) сгорания исходных веществ и суммы энтальпий горения продуктов реакции при учете их стехиометрических коэффициентов. По закону Гесса количество выделяемой теплоты при окислении не зависит от того как и где происходит процесс горения, если продукты реакции не изменяются.
3. При разложении вещества расходуется (требуется) такое же по модулю количество теплоты как при образовании данного вещества. Это закон Лавуазье - Лапласа.
4. Если повести две реакции, которые приводят из разных начальных состояний к одним конечным состояниям, то разница в тепловых эффектах составит количество теплоты перехода из первого начального состояния во второе.
5. При проведении двух реакций из одних начальных состояний в различные конечные состояния разница в тепловых эффектах составит тепловой эффект перехода от первого конечного состояния во второе.

Второй закон термодинамики говорит о направлении протекания процессов. Все самопроизвольные процессы происходят так, что система стремится к минимуму энергии, при этом энтропия системы увеличивается.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Каково затраченное количество теплоты в процессе, изображенном на рис.1? Процесс проводят с 1 молем азота. Масса газа в процессе не изменяется.
Решение	Будем считать, что азот является идеальным газом. Тогда уравнение его состояния можно записать как уравнение Менделеева - Клапейрона: где — универсальная газовая постоянная; - давление газа; - объем газа; — температура газа. На рис. 1 изображен изобарический процесс. Для этого процесса запишем первое начало термодинамики в интегральном виде: где изменение внутренней энергии газа можно найти как: Работа при изобарном процессе в идеальном газе может быть найдена как: Из уравнения (1.1) и того, что , имеем: Используя (1.2),(1.3) и (1.5) получаем:
Ответ	Дж

ПРИМЕР 2

Задание	Вычислите изменение энтальпии () для химической реакции: , используя стандартные теплоты образования веществ. Каков тип реакции?
Решение	Отметим, что индекс 0 обозначает стандартное давление равное одной атмосфере; 298 - это температура , которая считается стандартной температурой протекания химических реакций. Из справочных материалов возьмем значения стандартных энтальпий образования веществ при температуре :

Здесь вы найдете примеры задач на вычисление таких термодинамических параметров как энтальпия, энтропия, . Определение возможности самопроизвольного протекания процесса, а также составление термохимических уравнений.

Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями

Задача 1. Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 °К (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.
Fe 2 O 3 (к) + 3H 2 = 2Fe (к) + 3H 2 O (г)

Δ H р-ции = ΣH 0 кон – ΣH 0 исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Δ H р-ции = 2·Δ H 0 Fe +3·Δ H 0 H2 O — Δ H 0 Fe2 O3 — 3·Δ H 0 H2 = 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16) — 3·0 = 96,7 кДж/моль

Δ S р-ции =Σ S 0 кон – Σ S 0 исх Дж/(моль·K)

Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Δ S р-ции = 2·Δ S 0 Fe + 3·Δ S 0 H2 O — Δ S 0 Fe2 O3 — 3·Δ S 0 H2 = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 — 3·131 = 137,44 Дж/(моль·K)

ΔG = Δ H – TΔS = 96,7 – 298 ·137,44 /1000 = 55,75 кДж/моль

При Т=298°К, ΔG > 0 – реакция не идет самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении.

ΔG = Δ H – TΔS = 0, тогда

T = — (ΔG – Δ H ) / ΔS = — (0-96,7)/0,137 = 705,83 K

При Т = 705,83 К реакция будет идти равновероятно как в прямом так и в обратном направлении.

Задача 2. Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 1000 и 3000 К.

Уравнение реакции сгорания жидкого сероуглерода следующее:

CS 2 (ж) + 3O 2 = СО 2 + 2SO 2

Тепловой эффект реакции вычислим подставляя справочные данные стандартных энтальпий веществ в выражение:

Δ H р-ции = ΣH 0 кон – ΣH 0 исх кДж/моль

Δ H р-ции = 2·Δ H 0 SO2 + Δ H 0 CO2 — Δ H 0 CS2 — 3·Δ H 0 O2 = 2·(-296,9) + 3·(- 393,5) – 87 — 3·0 = -1075,1 кДж/моль

Т.е. при сгорании 1 моля сероуглерода выделяется 1075,1 кДж тепла

а при сгорании x молей сероуглерода выделяется 700 кДж тепла

Найдем х:

x = 700·1/1075,1 = 0,65 моль

Итак, если в результате реакции выделится 700 кДж тепла, то в реакцию вступят 0,65 моль CS 2

Задача 4. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
1. FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CО 2 (г); ΔH 1 = -18,20 кДж;
2. СO (г) + 1/2O 2 (г) = СO 2 (г) ΔН 2 = -283,0 кДж;
3. H 2 (г) + ½ O 2 (г) = H 2 O (г) ΔН 3 = -241,83 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (II) водородом имеет следующий вид:

4. FeO (к) + H 2 (г) = Fe (к) + H 2 O (г)

Чтобы вычислить тепловой эффект реакции необходимо применить , т.е. реакцию 4. можно получить, если сложить реакции 1. и 2. и вычесть реакцию 1.:

Δ H р-ции = Δ H 1 + Δ H 3 – Δ H 2 = -18,2 – 241,3 + 283 = 23 кДж

Таким образом, тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом равен

Δ H р-ции = 23 кДж

Задача 5. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:
С 6 Н 6(ж) + 7½ О 2(г) = 6СО 2(г) + 3Н 2 О (г) – 3135,6 кДж.
Вычислите теплоту образования жидкого бензола. Определите теплотворную способность жидкого бензола при условии, что стандартные условия совпадают с нормальными.

Тепловой эффект реакции равен:

Δ H р-ции = ΣH 0 кон – ΣH 0 исх кДж/моль

В нашем случае Δ H р-ции = – 3135,6 кДж, найдем теплоту образования жидкого бензола:

Δ H р-ции = 6·Δ H 0 С O2 + 3·Δ H 0 H2 O — Δ H 0 C6 H6 – 7,5·Δ H 0 O2

-Δ H 0 C6 H6 = Δ H р-ции — 3·(-241,84) + 6·(- 393,51) – 7,5·0 = — 3135,6 — 3·(-241,84) + 6·(- 393,51) – 7,5·0 = — 49,02 кДж/моль

Δ H 0 C6 H6 = 49,02 кДж/моль

Теплотворная способность жидкого бензола вычисляется по формуле:

Q Т = Δ H р-ции · 1000 / М

М(бензола) = 78 г/моль

Q Т = – 3135,6· 1000 / 78 = — 4,02·10 4 кДж/кг

Теплотворная способность жидкого бензола Q Т = — 4,02·10 4 кДж/кг

Задача 6. Реакция окисления этилового спирта выражается уравнением:
С 2 Н 5 ОН (ж) + 3,0 О 2(г) = 2СО 2(г) + 3Н 2 О (ж) .
Определить теплоту образования С 2 Н 5 ОН (ж) , зная ΔН х.р. = — 1366,87 кДж. Напишите термохимическое уравнение. Определите мольную теплоту парообразования С 2 Н 5 ОН (ж) → С 2 Н 5 ОН (г) , если известна теплота образования С 2 Н 5 ОН (г) , равная –235,31 кДж·моль -1 .

Исходя из приведенных данных, запишем термохимическое уравнение :

С 2 Н 5 ОН (ж) + 3О 2(г) = 2СО 2(г) + 3Н 2 О (ж) + 1366,87 кДж

Тепловой эффект реакции равен:

Δ H р-ции = ΣH 0 кон – ΣH 0 исх кДж/моль

В нашем случае Δ H р-ции = – 1366,87 кДж.

Используя справочные данные теплот образования веществ , найдем теплоту образования С 2 Н 5 ОН (ж) :

Δ H р-ции = 2·Δ H 0 С O2 + 3·Δ H 0 H2 O — Δ H 0 C2 H5 OH(ж) – 3·Δ H 0 O2

– 1366,87 =2·(-393,51)+ 3·(-285,84)— Δ H 0 C2 H5 OH – 3·0

Δ H 0 C2 H5 OH(ж) = -277,36 кДж/моль

Δ H 0 C2 H5 OH(г) = Δ H 0 C2 H5 OH(ж) + Δ H 0 парообразования

Δ H 0 парообразования = Δ H 0 C2 H5 OH(г) — Δ H 0 C2 H5 OH(ж)

Δ H 0 парообразования = — 235,31 + 277,36 = 42,36 кДж/моль

Мы определили, что теплота образования С 2 Н 5 ОН (ж) равна

Δ H 0 C2 H5 OH(ж) = -277,36 кДж/моль

и мольная теплота парообразования С 2 Н 5 ОН (ж) → С 2 Н 5 ОН (г) равна

Δ H 0 парообразования = 42,36 кДж/моль

Задача 7. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция:
СО 2 (г) +Н 2 (г) ↔ СО (г) +Н 2 О (ж) ?
Рассчитайте ΔG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной?

Рассчитаем ΔG данной реакции:

ΔG = Δ H – TΔS

Для этого сначала определим Δ H и ΔS реакции:

Δ H р-ции = ΣH 0 кон – ΣH 0 исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Δ H р-ции = Δ H 0 H2 O(ж) + Δ H 0 CO — Δ H 0 CО2 — Δ H 0 Н2 = -110,5 + (-285,8) – (393,5) — 0 = -2,8 кДж/моль

Δ S р-ции =Σ S 0 кон – Σ S 0 исх Дж/(моль·K)

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Δ S р-ции = Δ S 0 H2 O(ж) + Δ S 0 CO — Δ S 0 CО2 — Δ S 0 Н2 = 197,5 + 70,1 — 213,7 — 130,52 = -76,6 Дж/(моль·K)

Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях

ΔG р-ции = Δ H – TΔS = -2,8 + 298 · 76,6 /1000 = 20 кДж/моль> 0,

следовательно, реакция самопроизвольно не идет .

Найдем при каких температурах данная реакция становится самопроизвольной .

В состоянии равновесия ΔG р-ции = 0 , тогда

T = Δ H / ΔS = -2,8/(-76,6·1000) = 36,6 К

Задача 8. Рассчитав на основании табличных данных ΔG и ΔS, определите тепловой эффект реакции:
2 NO (г) + Cl 2 (г) ↔ 2 NOCl (г).

При постоянных температуре и давлении, изменение энергии Гиббса

ΔG = Δ H – TΔS

На основании табличных данных рассчитаем ΔG и ΔS

ΔG 0 р-ции = Σ ΔG 0 прод — Σ ΔG 0 исх

ΔG р-ции = 2·ΔG 0 NOCl (г) — 2·ΔG 0 NO (г) — ΔG 0 Cl 2(г)

ΔG р-ции = 2· 66,37 — 2· 89,69 – 0 = — 40,64 кДж/моль

ΔG р-ции < 0 , значит реакция самопроизвольна.

Δ S р-ции =Σ S 0 кон – Σ S 0 исх Дж/(моль·K)

Δ S р-ции = 2·ΔS 0 NOCl (г) — 2·ΔS 0 NO (г) — ΔS 0 Cl 2(г)

Δ S р-ции = 2· 261,6 — 2· 210,62 – 223,0 = -121,04 Дж/(моль·K)

Найдем Δ H :

Δ H = ΔG + TΔS

Δ H = — 40,64 + 298 · (-121,04/1000) = — 76,7 кДж/моль

Тепловой эффект реакции Δ H = — 76,7 кДж/моль

Задача 9. С чем будет более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород (в расчете на 1 моль): с алюминием или с оловом? Ответ дайте, рассчитав ΔG 0 обеих реакций. Продуктами реакций являются твердая соль и газообразный водород.

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с алюминием

2Al(т) + 6HCl (г) = 2AlCl 3 (т) + 3H 2

ΔG 0 р-ции = Σ ΔG 0 прод — Σ ΔG 0 исх кДж/моль

ΔG 0 р-ции1 = 2·ΔG 0 AlCl 3 (т) + 3·ΔG 0 H 2 — 2·ΔG 0 Al (т) — 6· ΔG 0 HCl (г)

ΔG 0 р-ции1 = 2· (-636,8) + 3·0— 2·0— 6· (-95,27) = -701,98 кДж/моль

В реакции принимает участие 2 моль Al(т), тогда ΔG р-ции1 1 моля Al(т) равно

ΔG 0 р-ции 1 = -701,98 / 2 = -350,99 кДж/моль

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с оловом:

Sn(т) + 2HCl (г) = SnCl 2 (т) + H 2

ΔG 0 р-ции2 =ΔG 0 SnCl 2 (т) + ΔG 0 H 2 — ΔG 0 Sn (т) — 2· ΔG 0 HCl (г)

ΔG 0 р-ции 2 = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 кДж/моль

Обе реакции имеют ΔG 0 <0 , поэтому они протекают самопроизвольно в прямом направлении, но более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород будет с алюминием, т.к

ΔG 0 р-ции 1 ˂ ΔG 0 р-ции 2

Задача 10. Не прибегая к вычислениям, определите, какие знаки (>0, <0, ≅0) имеют ΔG, ΔH и ΔS для протекающей в прямом направлении реакции:
4 НBr (г) + O 2(г) ↔ 2 H 2 O (г) + 2 Br 2 (г)
Как повлияет повышение температуры на направленность химической реакции?

При постоянных температуре и давлении изменение энергии Гиббса связано с энтальпией и энтропией выражением:

ΔG = Δ H – TΔS