Как зная температуру найти энтальпию - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Загрузить PDF

Во время химических реакций происходит поглощение или выделение тепла в окружающую среду. Такой теплообмен между химической реакцией и окружающей средой называется энтальпией, или H. Однако измерить энтальпию напрямую невозможно, поэтому принято рассчитывать изменение температуры окружающей среды (обозначаемое ∆H). ∆H показывает, что в ходе химической реакции происходит выделение тепла в окружающую среду (экзотермическая реакция) или поглощение тепла (эндотермическая реакция). Рассчитывается энтальпия так: ∆H = m x s x ∆T, где m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции, ∆T — изменение температуры в результате реакции.

1
Определите реагенты и продукты реакции. Любая химическая реакция имеет реагенты и продукты реакции. Продукт реакции создается в результате взаимодействия реагентов. Другими словами реагенты — это ингредиенты в рецепте, а продукт реакции — это готовое блюдо. Чтобы найти ∆H реакции, необходимо знать реагенты и продукты реакции.
- Например, необходимо найти энтальпию реакции образования воды из водорода и кислорода: 2H₂ (водород) + O₂ (кислород) → 2H₂O (вода). В этой реакции H₂ и O₂ – реагенты, а H₂O — продукт реакции.
2
Определите общую массу реагентов. Далее необходимо подсчитать массу реагентов. Если вы не можете взвесить их, то подсчитайте молекулярную массу, чтобы найти фактическую. Молекулярная масса — это постоянная, которую можно найти в периодической таблице Менделеева или в других таблицах молекул и соединений. Умножьте массу каждого реагента на число молей.
- В нашем примере реагенты водород и кислород имеют молекулярные массы 2 г и 32 г соответственно. Поскольку мы используем 2 моль водорода (коэффициент в химической реакции перед водородом H₂) и 1 моль кислорода (отсутствие коэффициента перед O₂ обозначает 1 моль), то общая масса реагентов рассчитывается следующим образом:
  2 × (2 г) + 1 × (32 г) = 4 г + 32 г = 36 г
3
Определите теплоемкость продукта. Далее определите теплоемкость продукта реакции. Каждая молекула имеет определенную величину теплоемкости, которая является постоянной. Найдите эту постоянную в таблицах учебника по химии. Существует несколько единиц измерения теплоемкости; в наших расчетах мы будем использовать Дж/г°C.
- Обратите внимание на то, что при наличии нескольких продуктов реакции вам потребуется рассчитать теплоемкость каждого, а затем сложить их, чтоб получить энтальпию всей реакции.
- В нашем примере, продукт реакции — вода, которая имеет теплоемкость 4,2 Дж/г°C.
4
Найдите изменение температуры. Теперь мы найдем ∆T — разницу температур до и после реакции. Из начальной температуры (T1) вычтите конечную температуру (T2). Чаще всего в задачах по химии используется шкала Кельвина (К) (хотя по шкале Цельсия (°С) получится тот же результат).
- В нашем примере давайте предположим, что начальная температура реакции была 185 K, а после реакции стала 95 K, значит, ∆T вычисляется так:
  ∆T = T2 – T1 = 95 K — 185 K = -90 K
5
Найдите энтальпию по формуле ∆H = m x s x ∆T. Если известна m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции и ∆T — изменение температуры, то можно подсчитать энтальпию реакции. Подставьте значения в формулу ∆H = m x s x ∆T и получите энтальпию. Результат вычисляется в Джоулях (Дж).
- В нашем примере энтальпия вычисляется так:
  ∆H = (36 г) × (4,2 ДжK — 1 г — 1) × (-90 K) = -13608 Дж
6
Определите, выделяется или поглощается энергия в ходе рассматриваемой реакции. Одна из самых распространенных причин, по которой требуется вычислить ∆H на практике, — узнать, будет ли реакция экзотермической (выделение тепла и снижение собственной энергии) или эндотермической (поглощение тепла из окружающей среды и повышение собственной энергии). Если значение ∆H положительное, значит, реакция эндотермическая. Если отрицательное, значит, реакция экзотермическая. Чем больше абсолютное значение ∆H, тем больше энергии выделяется или поглощается. Будьте осторожны, если собираетесь проводить практический опыт: во время реакций с высоким значением энтальпии может произойти большое высвобождение энергии, и если оно протекает быстро, то может привести ко взрыву.
- В нашем примере конечный результат получился равным -13608 Дж. Перед значением энтальпии отрицательный знак, а это означает, что реакция экзотермическая. Горячие газы (в виде пара) H₂ и O₂ должны выделить некоторое количество тепла, чтобы образовать молекулу воды, то есть реакция образования H₂O является экзотермической.
Реклама

1
Подсчитайте энергию связей для оценки энтальпии. Почти все химические реакции приводят к разрыву одних связей и образованию других. Энергия в результате реакции не возникает ниоткуда и не разрушается: это та энергия, которая требуется для разрыва или образования этих связей. Поэтому изменение энтальпии всей реакции можно довольно точно оценить путем суммирования энергии этих связей.
- Например, рассмотрим реакцию: H₂ + F₂ → 2HF. В этом случае, энергия для разрыва связи в молекуле H₂ составляет 436 кДж/моль, а энергия для разрыва F₂ составляет 158 кДж/моль.^[1] Наконец, энергия необходимая для образования связи в молекуле HF из H и F = -568 кДж/моль.^[2] Умножаем последнее значение на 2, так как в ходе реакции получаем 2 моль HF: 2 × -568 = -1136 кДж/моль. Складываем значения:
  436 + 158 + (-1136) = -542 кДж/моль.
2
Используйте энтальпию образования для оценки энтальпии. Энтальпия образования позволяет рассчитать ∆H через вычисление реакций образования реагентов и продуктов. Если известна энтальпия образования продуктов реакции и реагентов, то вы можете оценить энтальпию в целом путем сложения, как и в случае энергии, рассмотренном выше.
- Например, рассмотрим следующую реакцию: C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O. Мы знаем, что энтальпия образования рассчитывается:^[3]
  C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0,5O₂ = 228 кДж/моль
  2C + 2O₂ → 2CO₂ = -394 × 2 = -788 кДж/моль
  3H₂ + 1.5 O₂ → 3H₂O = -286 × 3 = -858 кДж/моль
  Теперь необходимо сложить значения образованных веществ, полученные выше, для определения энтальпии реакции: C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O,
  228 + -788 + -858 = -1418 кДж/моль.
3
Не забывайте о знаках перед значениями энтальпии. При вычислении энтальпии образования формулу для определения энтальпии реакции продукта вы переворачиваете, и знак энтальпии должен поменяться. Другими словами, если вы переворачиваете формулу, то знак энтальпии должен смениться на противоположный.
- В примере обратите внимание на то, что реакция образования для продукта C₂H₅OH записана наоборот. C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0,5O₂ то есть C₂H₅OH распадается, а не синтезируется. Поэтому знак перед энтальпией в такой реакции положительный, 228 кДж/моль, хотя энтальпия образования C₂H₅OH составляет -228 кДж/моль.
Реклама

1
Возьмите чистую емкость и налейте туда воды. Увидеть принципы энтальпии в действии нетрудно — достаточно провести простой опыт. Необходимо, чтобы на результат эксперимента не повлияли посторонние загрязнители, так что емкость нужно вымыть и простерилизовать. Ученые для измерения энтальпии используют специальный закрытые контейнеры — калориметры, но вам вполне подойдет стеклянный стакан или колба. Заполните емкость чистой водопроводной водой комнатной температуры. Желательно проводить эксперимент в прохладном помещении.
- Для эксперимента желательно использовать небольшую емкость. Мы будем рассматривать энтальпию реакции воды с «Алка-Зельтцер», поэтому, чем меньше воды используется, тем более очевидным будет изменение температуры.
2
Поместите термометр в емкость. Возьмите термометр и опустите его в емкость с водой так, чтобы граница прочтения температуры была ниже уровня воды. Снимите показания термометра — это будет начальная температура, T1.
- Предположим, что температуры воды 10 °C. Мы будем использовать это значение для демонстрации принципов энтальпии.
3

Добавьте в емкость одну таблетку «Алка-Зельтцер». Готовы начать опыт? Бросьте в воду одну таблетку «Алка-Зельтцер». Она сразу начнет пузыриться и шипеть. Это происходит из-за реакции между бикарбонатом (HCO₃^—) и лимонной кислотой (H⁺). В результате образуются вода и углекислый газ по формуле: 3HCO₃⁻ + 3H⁺ → 3H₂O + 3CO₂.
4
Измерьте конечную температуру. Наблюдайте за ходом реакции: таблетка «Алка-Зельтцер» будет постепенно растворяться. Когда она растворится полностью, измерьте температуру еще раз. Вода должна стать немного холоднее. Если температура воды напротив стала выше начальной, значит, эксперименту помешали какие-то внешние факторы (например, слишком теплое помещение, где проводился эксперимент).
- Предположим, что температура составляет теперь 8 °C.
5
Подсчитаем энтальпию реакции. Когда таблетка «Алка-Зельтцер» вступает в реакцию с водой, образуются вода и углекислый газ (те самые шипучие пузырьки) и происходит снижение температуры (это тот результат, который должен получиться, если опыт прошел успешно). Можно сделать вывод, что данная химическая реакция является эндотермической, то есть она сопровождается поглощением энергии из окружающей среды — в данном случае из воды. В результате температура воды снижается.
- В нашем эксперименте температура воды снизилась на два градуса. Это согласуется с теорией: реакция растворения «Алка-Зельтцер» в воде эндотермическая и сопровождается небольшим поглощением энергии.
Реклама

Советы

В подсчетах используется шкала Кельвина (K) — это температурная шкала, аналогическая шкале Цельсия, и часто применяемая в химии и физике. Чтобы перевести значение градусов Цельсия в кельвины, необходимо добавить или вычесть 273 градуса: K = °C + 273.

Об этой статье

Эту страницу просматривали 115 857 раз.

Была ли эта статья полезной?

Источник

Download Article

During any chemical reaction, heat can be either taken in from the environment or released out into it. The heat exchange between a chemical reaction and its environment is known as the enthalpy of reaction, or H. However, H can’t be measured directly — instead, scientists use the change in the temperature of a reaction over time to find the change in enthalpy over time (denoted as ∆H). With ∆H, a scientist can determine whether a reaction gives off heat (or «is exothermic«) or takes in heat (or «is endothermic«). In general, ∆H = m x s x ∆T, where m is the mass of the reactants, s is the specific heat of the product, and ∆T is the change in temperature from the reaction.

1
Determine your reaction’s products and reactants. Any chemical reaction involves two categories of chemicals — products and reactants. Products are the chemicals created by the reaction, while reactants are the chemicals that interact, combine, or break down to make the product. In other words, the reactants of a reaction are like the ingredients in a recipe, while the products are like the finished dish. To find ∆H for a reaction, first identify its products and reactants.^[1]
- As an example, let’s say we want to find the enthalpy of reaction for the formation of water from hydrogen and oxygen: 2H₂ (Hydrogen) + O₂ (Oxygen) → 2H₂O (Water). In this equation, H₂ and O₂ are the reactants and H₂O is the product.
2
Determine the total mass of the reactants. Next, find the masses of your reactants. If you don’t know their masses and aren’t able to weigh the reactants in a scientific balance, you can use their molar masses to find their actual masses. Molar masses are constants that can be found on standard periodic tables (for individual elements) and in other chemistry resources (for molecules and compounds). Simply multiply the molar mass of each reactant by the number of moles used to find the reactants’ masses.^[2]
- In our water example, our reactants are hydrogen and oxygen gases, which have molar masses of 2g and 32 g, respectively. Since we used 2 moles of hydrogen (signified by the «2» coefficient in the equation next to H₂) and 1 mole of oxygen (signified by no coefficient next to O₂), we can calculate the total mass of the reactants as follows:
  2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36g
Advertisement
3
Find the specific heat of your product. Next, find the specific heat of the product you’re analyzing. Every element or molecule has a specific heat value associated with it: these values are constants and are usually located in chemistry resources (like, for instance, in tables at the back of a chemistry textbook). There are several different ways to measure specific heat, but for our formula, we’ll use value measured in the units joule/gram °C.^[3]
- Note that if your equation has multiple products, you’ll need to perform the enthalpy calculation for the component reaction used to produce each product, then add them together to find the enthalpy for the entire reaction.
- In our example, the final product is water, which has a specific heat of about 4.2 joule/gram °C.
4
Find the difference in temperature after the reaction. Next, we’ll find ∆T, the change in temperature from before the reaction to after the reaction. Subtract the initial temperature (or T1) of the reaction from the final temperature (or T2) to calculate this value. As in most chemistry work, Kelvin (K) temperatures should be used here (though Celsius (C) will give the same results).
- For our example, let’s say that our reaction was 185K at its very start but had cooled to 95K by the time it finished. In this case, ∆T would be calculated as follows:
  ∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K
5
Use the formula ∆H = m x s x ∆T to solve. Once you have m, the mass of your reactants, s, the specific heat of your product, and ∆T, the temperature change from your reaction, you are prepared to find the enthalpy of reaction. Simply plug your values into the formula ∆H = m x s x ∆T and multiply to solve.^[4] Your answer will be in the unit of energy Joules (J).
- For our example problem, we would find the enthalpy of reaction as follows:
  ∆H = (36g) × (4.2 JK-1 g-1) × (-90K ) = -13,608 J
6
Determine whether your reaction gains or loses energy. One of the most common reasons that ∆H is calculated for various reactions is to determine whether the reaction is exothermic (loses energy and gives off heat) or endothermic (gains energy and absorbs heat). If the sign of your final answer for ∆H is positive, the reaction is endothermic. On the other hand, if the sign is negative, the reaction is exothermic. The larger the number itself is, the more exo- or endo- thermic the reaction is. Beware strongly exothermic reactions — these can sometimes signify a large release of energy, which, if rapid enough, can cause an explosion.
- In our example, our final answer is -13608 J. Since the sign is negative, we know that our reaction is exothermic. This makes sense — H₂ and O₂ are gasses, while H₂O, the product, is a liquid. The hot gasses (in the form of steam) have to release energy into the environment in the form of heat to cool to the point that they can form liquid water, meaning that the formation of H₂O is exothermic.

1
Use bond energies to estimate enthalpy. Nearly all chemical reactions involve forming or breaking bonds between atoms. Since, in a chemical reaction, energy can be neither destroyed nor created, if we know the energy required to form or break the bonds being made (or broken) in the reaction, we can estimate the enthalpy change for the entire reaction with high accuracy by adding up these bond energies.^[5]
- For example, let’s consider the reaction H₂ + F₂ → 2HF. In this case, the energy required to break the H atoms in the H₂ molecule apart is 436 kJ/mol, while the energy required for F₂ is 158 kJ/mol. Finally, the energy needed to form HF from H and F is = -568 kJ/mol. We multiply this by 2 because the product in the equation is 2HF, giving us 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Adding these all up, we get:
  436 + 158 + -1136 = -542 kJ/mol.
2
Use enthalpies of formation to estimate enthalpy. Enthalpies of formation are set ∆H values that represent the enthalpy changes from reactions used to create given chemicals. If you know the enthalpies of formation required to create products and reactants in an equation, you can add them up to estimate the enthalpy much as you would with bond energies as described above.^[6]
- For example, let’s consider the reaction C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O. In this case, we know the enthalpies of formation for the following reactions:
  C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0.5O₂ = 228 kJ/mol
  2C + 2O₂ → 2CO₂ = -394 × 2 = -788 kJ/mol
  3H₂ + 1.5 O₂ → 3H₂O = -286 × 3 = -858 kJ/mol
  Since we can add these equations up to get C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O, the reaction we’re trying to find the enthalpy for, we can simply add up the enthalpies of the formation reactions above to find the enthalpy of this reaction as follows:
  228 + -788 + -858 = -1418 kJ/mol.
3
Don’t forget to switch signs when reversing equations. It’s important to note that when you use enthalpies of formation to calculate the enthalpy of a reaction, you need to reverse the sign of the enthalpy of formation whenever you reverse the equation of the component reaction. In other words, if you have to turn one or more of your formation reaction equations backwards in order to get all of your products and reactants to cancel properly, reverse the sign on the enthalpies of the formation reactions you had to flip.
- In the example above, notice that the formation reaction we use for C₂H₅OH is backwards. C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0.5O₂ shows C₂H₅OH breaking down, not being formed. Because we turned the equation around in order to get all of the products and reactants to cancel properly, we reversed the sign on the enthalpy of formation to give us 228 kJ/mol. In reality, the enthalpy of formation for C₂H₅OH is -228 kJ/mol.

1
Grab a clean container and fill it with water. It’s easy to see the principles of enthalpy in action with a simple experiment. To make sure that the reaction in your experiment will take place without any foreign contamination, clean and sterilize the container that you plan to use. Scientists use special closed containers called calorimeters to measure enthalpy, but you can achieve reasonable results with any small glass jar or flask. Regardless of the container you use, fill it with clean, room-temperature tap water. You’ll also want to conduct the reaction somewhere indoors with a cool temperature.
- For this experiment, you’ll want a fairly small container. We’ll be testing the enthalpy-altering effects of Alka-Seltzer on water, so the less water used, the more obvious the temperature change will be.
2
Insert a thermometer into the container. Grab a thermometer and set it in the container so that the temperature-reading end sits below the water level. Take a temperature reading of the water — for our purposes, the temperature of the water will represent T1, the initial temperature of the reaction.
- Let’s say that we measure the temperature of the water and find that it’s exactly 10 degrees C. In a few steps, we’ll use this sample temperature reading to demonstrate the principals of enthalpy.
3

Add one Alka-Seltzer tablet to the container. When you’re ready to start the experiment, drop a single Alka-Seltzer tablet into the water. You should notice it immediately start to bubble and fizz. As the tablet dissolves in the water, it breaks down into the chemicals bicarbonate (HCO₃^—) and citric acid (which reacts in the form of hydrogen ions, H⁺). These chemicals react to form water and carbon dioxide gas in the reaction 3HCO₃⁻ + 3H⁺ → 3H₂O + 3CO₂.
4
Measure the temperature when the reaction finishes. Monitor the reaction as it proceeds — the Alka-Seltzer tablet should gradually dissolve. As soon as the tablet finishes its reaction (or seems to have slowed to a crawl), measure the temperature again. The water should be slightly colder than before. If it’s warmer, the experiment may have been affected by an outside force (like, for instance, if the room you’re in is especially warm).
- For our example experiment, let’s say that the temperature of the water is 8 degrees C after the tablet has finished fizzing.
5
Estimate the enthalpy of the reaction. In an ideal experiment, when you add the Alka-Seltzer tablet to the water, it forms water and carbon dioxide gas (the latter of which can be observed as fizzing bubbles) and causes the temperature of the water to drop. From this information, we would expect the reaction to be endothermic — that is, one that absorbs energy from the surrounding environment. The dissolved liquid reactants need extra energy to make the jump to the gaseous product, so it takes energy in the form of heat from its surroundings (in this case, water). This makes the water’s temperature fall.
- In our example experiment, the temperature of the water fell two degrees after adding the Alka-Seltzer. This is consistent with the sort of mildly endothermic reaction we’d expect.

Add New Question

Question

Will increasing pressure in the Haber process produce more or less ammonia?

More ammonia will be produced. With pressure, entropy will reduce and gas molecules will interact effectively to produce more ammonia.
Question

How can I solve this problem: «The half-life of element X is 5 days. If we have 5g of X initially, what is the mass of X after 5 days, 20 days and 40 days»?

After 5 days, there will be 2.5 g remaining. Every 5 days we divide by 2. Therefore after 10 days we have 1.25, after 15 we have 0.625, after 20 we have 0.3125 grams. You can do the same thing for 40 days. Heres a formula which is easier to use: A(t) = Ainitial*(1/2)^(t/k), where k is the half life, in this case 5, and t is the duration you are calculating for.
Question

How can I calculate the percentage error?

100*[(absolute value of theoretical value — actual value) ÷ theoretical value]

See more answers

Ask a Question

200 characters left

Include your email address to get a message when this question is answered.

Submit

These calculations are done using Kelvin (K) – a scale for temperature measurement just like Centigrade. To convert between the centigrade and the Kelvin, you simply add or subtract 273 degrees: K = °C + 273.

Thanks for submitting a tip for review!

References

About This Article

Article SummaryX

To calculate the enthalpy of a chemical reaction, start by determining what the products and reactants of the reaction are. Then, find the total mass of the reactants by adding all of their individual masses together. Next, look up the specific heat value of the product. Once you’ve found that, calculate the difference in temperature by subtracting the initial temperature from the final temperature after the reaction occurred. Finally, multiply the mass of the reactants by the heat value and then that number by the difference in temperature to find the enthalpy. If you want to learn how to create an experiment to observe enthalpy, keep reading the article!

Did this summary help you?

Thanks to all authors for creating a page that has been read 1,415,607 times.

Reader Success Stories

Amer Bualhasan

Nov 18, 2016

«This tutorial takes you from beginner to advanced in easy to follow steps! Loved it.»

Did this article help you?

Источник

Расчет стандартного теплового эффекта (стандартной энтальпии) при заданной температуре реакции

Расчеты
стандартных тепловых эффектов при
заданной температуре, отличающейся от
298 К проводят, используя уравнение
Кирхгофа. Для этого в нем разделяют
переменные и подставляют в него
температурные зависимости молярных
теплоемкостей веществ (С_р= а +b/Т
+ с¢/Т²):

dDН
= DаdТ
+ DbТdТ
+ Dс¢dТ/Т²

После интегрирования
уравнения (17) получаем:

где
Da,
Db,
Dc’
—
изменения коэффициентов a,
b,
c’
теплоемкостей веществ, участвующих в
реакции, вычисленные с учетом
стехиометрических коэффициентов
согласно формуле реакции.

Например:
определить тепловой эффект реакции С_т
+ СО₂
_г
= 2СО_г
при Т = 1000 К.

Записываем
уравнение химической реакции С_т
+ СО₂
_г
= 2СО_г,
Из справочника
выписываем значения стандартных
энтальпий образования веществ (DН_298

(СО)= -110000
Дж/моль, DН_298

(СО)= -393510
Дж/моль) и коэффициенты молярной
теплоемкости

а_СО
= 28,41, b_C_О= 4,1×10^-3;
с_СО
= -0,46 ×
10⁵;

=
44,14,
= 9,04 ×10^-3;
= -8,54×
10⁵;

а_С
= 16,86, b_C= 4,77×10^-3;
с_С
= -8,54×10⁵.

3.
Находим стандартную энтальпию реакции
при 298 К

DН⁰₂₉₈
= 2 (-110000) — (-393510) = 173510 Дж

Находим
значения Dа,
Db,
Dс¢:

Dа
= 2 а _(СО)
– а _(С)
—

Db
= 2 b
_(СО)
– b
_(С)
—
_,2

Dс¢
= 2 с¢₍_C_О)
– b
с¢_(С)
–

Подставляем
в уравнение численные значения величин.

Dа
= 2 ×
28,41 — 44,14 — 16,86 = -4,18

Db
= 2×
4,1×10^-3— 9,04×10^-3–
4,77×10^-3
= -5,61×10^-3

Dс¢
= 2 (-0,46×10⁵)
— (-8,54×10⁵)
— (-8,54×10⁵)= 16,16×10⁵

вычисляем
значение DН⁰_T.

DН⁰_Т
= 173510 + 4,18×298
+ (5,61×10^-3/2)×298²
+ (16,16×10⁵)/298
— 4,18 Т — 2,805×10^-3Т²
– (16,16 ×
10^-5)/Т.

В
итоге получаем уравнение

DН0T
= 180427,55 — 4,18 Т — 2,805×10-3
Т2 – (16,16×105)/Т, Дж.

Подставляя
в полученное уравнение значение заданной
температуры Т = 1000 К.

DН⁰₁₀₀₀
= 180427,55 + (-4,18)(1000) + (-5,61×
10^-3/2)(1000²)
— 16,16 ×
10⁵(1/
1000) = 180427,55 — 4180 — 2805 — 1616 = 171826,55 Дж.

2. Второй закон термодинамики

В природе все
процессы характеризуются определенной
направленностью, они совершаются сами
собой только в одном направлении и
достигают
конечных состояний, которые называются
равновесными, например, процесс взаимной
диффузии двух газов или образование
раствора, взрыв. Но обратно вернуться
в исходное состояние после окончания
процесса система сама не может, для
этого необходимо приложить энергию из
вне. Эти процессы называют необратимыми.

Процессы, в которых
после завершения цикла и система, и
окружающая среда возвращаются в исходное
состояние, называются обратимыми
(равновесными).

Процессы, в котором
изучаемая система после ряда возможных
изменений возвращается в свое исходное
состояние, называют циклическим
(цикл).

Второй
закон термодинамики формулируется так:

Если
система совершает круговой цикл в виде
ряда (n) последовательных процессов и в
каждом из них обменивается с окружающей
средой теплотой (Q_i),
то сумма приведенных теплот (Q_i/T_i)
по всем процессам цикла равна нулю для
обратимого процесса и отрицательна для
необратимого.

(19)

В практическом
применении уравнения (19) суммирование
заменяют интегрированием. При этом
интегрирование проводится по замкнутому
пути (контуру), включающему все процессы,
составляющие цикл.

(20)

Соседние файлы в папке СМ

Источник

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН < 0, а в эндотермическом процессе (Q < 0) ΔН > 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25^оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН^о₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН^о_f,298 (или ΔН^о_обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например, ΔН^o_f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н_2(г) + ½O_2(г) = Н₂О_(ж)

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН^o_сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН^o₂₉₈ реакции:

2H₂S(г) + 3O₂(г) = 2SO₂(г) + 2H₂O(ж); ΔН^oх.р.,₂₉₈ = ?

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Вещество	H₂S(г)	O₂(г)	SO₂(г)	H₂O(ж)
ΔН^o_f,298	-20,60	0	-296,90	-285,83
ΔН^o_сгор,298	-562,10	0	0	0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН^о_х.р. равна:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_f,298(SO_2(г)) + 2ΔН^о_f,298(H₂O_(ж)) — 2ΔН^о_f,298(H₂S_(г)) — 3ΔН^о_f,298(O_2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) — 2(- 20,60) = — 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(ж); ΔН^о₁ = -1531,22 кДж;

2H₂O_(ж) = O_2(г) + 2H_2(г); ΔН^о₂= 571,66 кДж.

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

- - разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

N_2(г) + 3H₂O_(ж) = 2NH_3(г) + 3/2O_2(г); ΔН^о = 765,61 кДж;

- - умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН^o , изменив ее знак на противоположный:

3/2O_2(г) + 3H_2(г) = 3H₂O_(ж); ΔН^о = -857,49 кДж;

- - сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н^о₂₉₈ = (- ΔН^о₁/2) + (- 3/2·ΔН^о₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН^о_f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO_4(к) + 5H₂O_(ж) = CuSO₄·5H₂O_(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о₁ = ΔН^о₂+ ΔН^о_х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН^о_х = ΔН^о₁ – ΔН^о₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO_4(к) + (n H₂O) = CuSO₄(р-р, n H₂O); ΔН^о₁ = – 40,0 кДж; (1)

CuSO_4(к) + 5H₂O(ж) = CuSO₄·5H₂O(к); ΔН^о_х = Н^о₂; (2)

CuSO₄·5H₂O_(к)+ (n – 5)H₂O = CuSO₄(р-р, nH₂O); ΔН^о₃ = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса: ΔН^о₁ = ΔН^о_х+ ΔН^о₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о_f,298(С₂Н_4(г)) = 2ΔН^о_возг(С_{(графит)}) + 2ΔН^о_атом(H_2(г)) + ΔН^о_(С= С) + 4ΔН^о_(С–Н).

ΔН^о_(С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН^о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

2. Определить ΔН^о₂₉₈ реакции:

CH₃CНO_(ж) + H_2(г) = CH₃CH₂OH_(ж),

если ΔН^о_сгор,298(CH₃CНO_(ж)) = — 1193,07 кДж/моль; ΔН^о_сгор,298(CH₃CH₂OH_(ж)) = — 1370,68 кДж/моль; ΔН^о_f,298(Н₂О_(ж)) = — 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl_2(к) и BaCl₂·2H₂O_(к) с образованием раствора хлорида бария (с мольным отношением BaCl₂: H₂O = 1: 500) соответственно равны –11,18 и 18,74 кДж/моль.
Определить величину ΔН^о присоединения воды к BaCl_2(к) с образованием BaCl₂·2H₂O_(к).

10.4. Рассчитать энтальпию связи в молекуле NO на основании следующих термохимических уравнений:

N_2(г) + O_2(г) = 2NO_(г); ΔН^о₂₉₈ = +182,52 кДж;

2O_(г) = O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 498,34 кДж;

N_2(г) = 2N_(г); ΔН^о₂₉₈ = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔН^о₂₉₈ реакции 2C(г) + 2H₂(г) = C₂H₄(г), используя следующие термохимические уравнения:

С_{(графит)} = С_(г); ΔН^о₂₉₈ = +716,67 кДж;
С₂H_4(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 2H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 1322,94 кДж;
C_{(графит)} + O_2(г) = CO_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 393,51 кДж;

H_2(г) + 1/2O_2(г) = H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 241,81 кДж.

10.6. Определите стандартную энтальпию реакции взаимодействия метана с оксидом углерода (IV), если стандартные энтальпии образования метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) при 298 К равны соответственно: -75; -393 и -111 кДж/моль.

7. Определите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН_(ж), если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола при 298 К равны соответственно: -393; -286 и -1366 кДж/моль.

8. Вычислите энтальпию химической реакции 4KClO_3(к)=KCl_(к)+3KClO_4(к) по следующим данным:

2KClO_3(к)=2KCl_(к)+3O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 95 кДж;
4KClO_4(к)=KCl_(к)+2O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = 9 кДж/моль.

9. Вычислите среднюю энтальпию связи P-Cl в молекуле PCl₅, используя следующие термохимические уравнения:

P_{(к, бел.)}+5/2Cl_2(г)=PCl_5(г); ΔН^о₁ = — 374,8 кДж;
P_{(к, бел.)}=P_(г); ΔН^о₂ = — 17,4 кДж;
Cl_2(г)=2Cl_(г); ΔН^о₃ = 242,6 кДж.

10. Вычислите среднюю энтальпию связи N-H в молекуле NH₃, используя следующие термохимические уравнения:

1/2N_2(г)+3/2H_2(г)=NH_3(г); ΔН^о₁ = — 46,2 кДж;
N_2(г)=2N_(г); ΔН^о₂ = 945,4 кДж;
H_2(г)=2H_(г); ΔН^о₃ = 436,0 кДж.

Источник

…

Здесь вы найдете примеры задач на вычисление таких термодинамических параметров как энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. 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.
Fe₂O_{3 (к)} + 3H₂ = 2Fe_(к) + 3H₂O_(г)

Показать решение »

Решение.

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон– ΣH⁰_исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

ΔH_р-ции= 2·ΔH⁰_Fe+3·ΔH⁰_H2_O— ΔH⁰_Fe2_O3 — 3·ΔH⁰_H2= 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16) — 3·0 = 96,7 кДж/моль

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон– ΣS⁰_исхДж/(моль·K)

Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔS_р-ции= 2·ΔS⁰_Fe+ 3·ΔS⁰_H2_O— ΔS⁰_Fe2_O3 — 3·ΔS⁰_H2= 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 — 3·131 = 137,44 Дж/(моль·K)

ΔG = ΔH – 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.

Чтобы рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, надо ΔG приравнять к нулю:

ΔG = ΔH – TΔS = 0, тогда

T= — (ΔG – ΔH) / 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.

	Cr₂O₃ (т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3CO (г)
ΔH₂₉₈, кДж/моль	— 1141	0	0	— 110,6
ΔS₂₉₈, Дж/(моль×К)	81,2	5,7	23,6	197,7

Показать решение »

Решение.

Вычисления энергии Гиббса проводим согласно выражению:

ΔG_р-ции = ΔH_р-ции – TΔS_р-ции

Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции.

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон– ΣH⁰_исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

ΔH_р-ции= 2·ΔH⁰_Cr+ 3·ΔH⁰_CO— ΔH⁰_Cr2_O3 — 3·ΔH⁰_C= 2·0 + 3·(- 110,6) – (-1141) — 3·0 = 809,2 кДж/моль

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон– ΣS⁰_исхДж/моль·K

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔS_р-ции= 2·ΔS⁰_Cr+ 3·ΔS⁰_CO— ΔS⁰_Cr2_O3 — 3·ΔS⁰_C= 2·23,6 + 3·197,7 – 81,2 — 3·5,7 = 542 Дж/(моль·K)

Найдем энергию Гиббса при 1000 К

ΔG₁₀₀₀= ΔH – TΔS= 809,2 – 1000 ·542 /1000 = 267,2 кДж/моль

ΔG₁₀₀₀> 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем энергию Гиббса при 3000 К

ΔG3₀₀₀= ΔH – TΔS = 809,2 – 3000 ·542 /1000 = — 816,8 кДж/моль

ΔG3₀₀₀˂ 0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.

Задача 3. Определите тепловой эффект сгорания жидкого CS₂(ж) до образования газообразных СО₂ и SO_2.Сколько молей CS₂ вступят в реакцию, если выделится 700 кДж тепла?

Показать решение »

Решение.

Уравнение реакции сгорания жидкого сероуглерода следующее:

CS₂(ж) + 3O₂= СО₂+ 2SO₂

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

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон– ΣH⁰_исх кДж/моль

ΔH_р-ции= 2·ΔH⁰_SO2+ ΔH⁰_CO2— ΔH⁰_CS2 — 3·ΔH⁰_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 CS₂

Задача 4. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
1. FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CО₂ (г); ΔH₁ = -18,20 кДж;
2. СO (г) + 1/2O₂(г) = СO₂ (г) ΔН₂ = -283,0 кДж;
3. H₂ (г) + ½ O₂ (г) = H₂O (г) ΔН₃ = -241,83 кДж.

Показать решение »

Решение.

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

4. FeO (к) + H₂ (г) = Fe (к) + H₂O (г)

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

ΔH_р-ции= ΔH₁+ ΔH₃ – ΔH₂ = -18,2 – 241,3 + 283 = 23 кДж

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

ΔH_р-ции = 23 кДж

Задача 5. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:
С₆Н_6(ж) + 7½ О_2(г) = 6СО_2(г) + 3Н₂О_(г) – 3135,6 кДж.
Вычислите теплоту образования жидкого бензола. Определите теплотворную способность жидкого бензола при условии, что стандартные условия совпадают с нормальными.

Показать решение »

Решение.

Тепловой эффект реакции равен:

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон– ΣH⁰_исх кДж/моль

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

ΔH_р-ции= 6·ΔH⁰_С_O2+ 3·ΔH⁰_H2_O— ΔH⁰_C6_H6 – 7,5·ΔH⁰_O2

-ΔH⁰_C6_H6= ΔH_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

ΔH⁰_C6_H6= 49,02 кДж/моль

Теплотворная способность жидкого бензола вычисляется по формуле:

Q_Т= ΔH_р-ции · 1000 / М

М(бензола) = 78 г/моль

Q_Т = – 3135,6· 1000 / 78 = — 4,02·10⁴ кДж/кг

Теплотворная способность жидкого бензола Q_Т = — 4,02·10⁴ кДж/кг

Задача 6. Реакция окисления этилового спирта выражается уравнением:
С₂Н₅ОН_(ж) + 3,0 О_2(г) = 2СО_2(г) + 3Н₂О_(ж).
Определить теплоту образования С₂Н₅ОН_(ж), зная ΔН х.р. = — 1366,87 кДж. Напишите термохимическое уравнение. Определите мольную теплоту парообразования С₂Н₅ОН_(ж) → С₂Н₅ОН_(г), если известна теплота образования С₂Н₅ОН_(г), равная –235,31 кДж·моль^-1.

Показать решение »

Решение.

Исходя из приведенных данных, запишем термохимическое уравнение:

С₂Н₅ОН_(ж) + 3О_2(г) = 2СО_2(г) + 3Н₂О_(ж)+ 1366,87 кДж

Тепловой эффект реакции равен:

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон– ΣH⁰_исх кДж/моль

В нашем случае ΔH_р-ции = – 1366,87 кДж.

Используя справочные данные теплот образования веществ, найдем теплоту образования С₂Н₅ОН_(ж):

ΔH_р-ции= 2·ΔH⁰_С_O2+ 3·ΔH⁰_H2_O— ΔH⁰_C2_H5_OH(ж) – 3·ΔH⁰_O2

– 1366,87 =2·(-393,51)+ 3·(-285,84)— ΔH⁰_C2_H5_OH – 3·0

ΔH⁰_C2_H5_OH(ж)= -277,36 кДж/моль

ΔH⁰_C2_H5_OH(г)= ΔH⁰_C2_H5_OH(ж) + ΔH⁰_{парообразования}

ΔH⁰_{парообразования} = ΔH⁰_C2_H5_OH(г) — ΔH⁰_C2_H5_OH(ж)

ΔH⁰_{парообразования} = — 235,31 + 277,36 = 42,36 кДж/моль

Мы определили, что теплота образования С₂Н₅ОН_(ж) равна

ΔH⁰_C2_H5_OH(ж)= -277,36 кДж/моль

и мольная теплота парообразования С₂Н₅ОН_(ж) → С₂Н₅ОН_(г)равна

ΔH⁰_{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)+Н₂О _(ж)?
Рассчитайте ΔG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной?

Показать решение »

Решение.

Рассчитаем ΔG данной реакции:

ΔG = ΔH – TΔS

Для этого сначала определим ΔH и ΔS реакции:

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон– ΣH⁰_исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

ΔH_р-ции= ΔH⁰_H2_O(ж)+ ΔH⁰_CO— ΔH⁰_CО2 — ΔH⁰_Н2= -110,5 + (-285,8) – (393,5) — 0 = -2,8 кДж/моль

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон– ΣS⁰_исхДж/(моль·K)

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔS_р-ции= ΔS⁰_H2_O(ж)+ ΔS⁰_CO— ΔS⁰_CО2 — ΔS⁰_Н2= 197,5 + 70,1 — 213,7 — 130,52 = -76,6 Дж/(моль·K)

Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях

ΔG_р-ции= ΔH – 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 = ΔH/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).

Показать решение »

Решение.

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

ΔG = ΔH – TΔS

На основании табличных данных рассчитаем ΔG и ΔS

ΔG⁰_р-ции= Σ ΔG⁰_прод — Σ ΔG⁰_исх

ΔG_р-ции = 2·ΔG⁰_NOCl_(г) — 2·ΔG⁰_NO_(г) — ΔG⁰_Cl_2(г)

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

ΔG_р-ции < 0, значит реакция самопроизвольна.

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон– ΣS⁰_исхДж/(моль·K)

ΔS_р-ции = 2·ΔS⁰_NOCl_(г) — 2·ΔS⁰_NO_(г) — ΔS⁰_Cl_2(г)

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

Найдем ΔH:

ΔH = ΔG + TΔS

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

Тепловой эффект реакции ΔH = — 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 ΔG⁰ обеих реакций. Продуктами реакций являются твердая соль и газообразный водород.

Показать решение »

Решение.

Рассчитаем ΔG⁰ для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с алюминием

2Al(т) + 6HCl (г) = 2AlCl₃ (т) + 3H₂

ΔG⁰_р-ции= Σ ΔG⁰_прод — Σ ΔG⁰_исх кДж/моль

ΔG⁰_р-ции1 = 2·ΔG⁰_AlCl_{3 (т)} + 3·ΔG⁰_H₂— 2·ΔG⁰_Al_(т)— 6·ΔG⁰_HCl_(г)

ΔG⁰_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-ции11 моля Al(т) равно

ΔG⁰_{р-ции 1} = -701,98 / 2 = -350,99 кДж/моль

Рассчитаем ΔG⁰ для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с оловом:

Sn(т) + 2HCl (г) = SnCl₂(т) + H₂

ΔG⁰_р-ции2 =ΔG⁰_SnCl_{2 (т)} + ΔG⁰_H₂— ΔG⁰_Sn_(т)— 2·ΔG⁰_HCl_(г)

ΔG⁰_{р-ции 2}= -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 кДж/моль

Обе реакции имеют ΔG⁰<0, поэтому они протекают самопроизвольно в прямом направлении, но более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород будет с алюминием, т.к

ΔG⁰_{р-ции 1}˂ ΔG⁰_{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 H₂O_(г) + 2 Br₂_(г)
Как повлияет повышение температуры на направленность химической реакции?

Показать решение »

Решение.

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

ΔG = ΔH – TΔS

Энтропия – мера беспорядочности системы. Значение энтропии тем больше, чем больше беспорядок в системе (больше газообразных веществ). В данной реакции количество молей газов в правой части равно – 5, а в левой – 4, значит энтропия системы уменьшается ΔS˂0.

По условию задачи реакция протекает в прямом направлении, следовательно ΔG˂0.

В обычных условиях TΔS ˂˂ ΔH, поэтому в данном случае ΔH˂0 – реакция экзотермическая.

При повышении температуры может настать момент, когда значения TΔS и ΔH станут одинаковыми, тогда система придет в равновесие ΔG=0. Если температуру повысить значительно, то будет преобладать энтропийный фактор TΔS, тогда реакция самопроизвольно протекать уже не будет ΔG>0.

Источник