 |
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция
Задача 9. Вычислить количество тепла, выделяющееся при сгорании 100 м3 этилена C2H4(Г) (условия нормальные)
Вычислить количество тепла, выделяющееся при сгорании 100 м3 этилена C2H4(Г) (условия нормальные). Написать уравнение процесса горения
Решение:
Дано: V C2H4(г) = 100 м3 (н.у.)
Определить Q
Уравнение реакции:
C2H4(г) + 3 O2 (г) = 2 CO2(г) + 2 H2O(ж) ∆H0cг C2H4(Г) = -1312,00 кДж/моль
.
По следствию из закона Гесса:
∆H0cг C2H4(Г)=2∆fH0CO2 (Г) +2∆fH0H2O(Ж) - ∆fH0C2H4(Г)- 3∆fH0O2 (г) =2(-396,3)+2(-285,84) –52,28 – 0 = -1312,00 кДж
Vm =22,4 л/моль (н.у) – мольный объем любого газа при нормальных условиях.
По уравнению реакции при сжигании топлива C2H4(Г
Vm =22,4 л/моль (н.у) C2H4(Г) (1 моль) - выделяется (- ∆H0cг C2H4(Г))= 1312,00 кДж/моль тепла
V = 100 м3 (н.у.) C2H4(Г) - выделяется Q кДж тепла____________________
Q = -∆H0cг (C2H4(Г) ∙V C2H4(г)∙1000 / Vm= - (-1312,00)кДж/моль∙(100∙1000)л /22,4 л/моль = 5857∙103 кДж = 5857 МДж тепла
Зависимость Δ rН 0 от температуры:
В интегральном виде для области температур (298 ÷ Т) К, уравнение Кирхгофа:
∆ rH0T = ∆ rH 0298 + 
∆ rС0pdT
Сp о – теплоемкость вещества, функция состояния системы
∆ rСp о - изменение стандартной теплоемкости системы в ходе реакции
∆ rСp о =∑ν i Срi 0 прод -∑ν j Срj 0исх веществ
В отсутствие фазовых переходов веществ:
1-приближение: Ср ¹ ¦(Т) (Ср,i =соnst), тогда ∆rС0р= соnst ∆rН0Т = ∆rН0298 + ∆rС0р(Т - 298)
2 – приближение: при Т ~ 298 К ∆ rС 0 р,i = 0 ∆ rH0T = ∆ rH 0298
3 – есть фазовый переход в области температур (298 ÷ Т) К
∆ rН 0 Т = ∆ rН 0298 + ∆ rС 0 р(1) (Т фп - 298) +∆ rН 0фп + ∆ rС 0 р(2) (Т - Т фп)
2–ой закон термодинамики: в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает, т.е. ∆ S > 0.
S - энтропия мера неупорядоченности состояния системы. Чем больше порядок, тем меньше S. S – функция состояния системы
Неупорядоченность системы определяется ее макросостоянием, определяемым либо параметрами (P, T…), либо через громадное число микросостояний составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения частиц в различных направлениях. Число микросостояний системы, с помощью которых может быть охарактеризовано ее макросостояние, называют термодинамической вероятностью W: S = k lnW, Дж/(моль·К)
k – постоянная Больцмана k = R/Nа =1.38×10-23 Дж/К
3–ой закон термодинамики (М. Планк): при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю (полная упорядоченность) W=1, S = k ln1 = 0
S вещества растет с увеличением температуры и скачкообразно возрастает в точках фазовых переходов
S, Дж/(моль·К)
газы – носители S
Тпл Ткип Т, К
Для любой Т можно определить абсолютное значение S чистого вещества.
Cтандартная энтропия S0, Дж/(моль×К) - энтропия вещества, находящегося в стандартном состоянии. S 0298 - справочные данные.
Задача 10
Дайте качественную оценку изменения энтропии реакций: а) Ст + СО2,г ® 2СОг DrS0= 87 Дж/К; б) 3Н2,г+ N2,г ® 2NH3,г DrS0= -90 Дж/К; в) Ст + О2,г ® СО2г; DrS0=2,9 Дж/К.
Решение
а) Ст + СО2,г ® 2СОг DrS0= 87 Дж/К > 0 – неупорядоченность системы увеличивается за счет увеличения объема системы (изменение числа молей газов ∆nгаз = 2-1=1>0);
б) 3Н2,г+ N2,г ® 2NH3,г DrS0= -90 Дж/К< 0 - неупорядоченность системы уменьшается за счет уменьшения объема системы (∆nгаз = 2-3-1=-2<0);;
в) Ст + О2,г ® СО2г; DrS0=2,9 Дж/К@0 объем системы практически не изменяется (∆nгаз = 1-1=0), но DrS0>0 за счет усложнения молекул: из двух простых веществ – Ст и О2 газ образуется газообразное сложное вещество СО2 газ.
Изменение энтропии системы при теплообмене с окружающей средой Δ S = Q/T; при фазовом переходе Δ Sфп= ∆ Hфп /Tфп. Изменение энтропии химической реакции: Δ rS = ∑ν i Si продуктов - ∑ν j Sj исх веществ
Для стандартных состояний веществ и Т=298 К: Δ rS 0298 = ∑ν iS 0298, i продуктов - ∑ν jS 0298, j исх веществ
Δ rS 0298 – стандартная энтропия реакции при 298К
Зависимость Δ rS от температуры:
в области (298 ÷Т)нет фазовых переходов: ∆rS0T = ∆rS0298 + 
dT
1 приближение: Ср ¹ ¦(Т) (Ср,i = соnst), тогда ∆rС0р= соnst и ∆ rS0T = ∆ rS 0298 + ∆ rС 0 р ln 
2 приближение: при Т ~ 298 К ∆ rС 0 р,i = 0 и ∆ rS0T = ∆ rS 0298
3 - в области (298 ÷ Т) К есть фазовый переход . Для приближенных расчетов:
∆ rS 0 Т = ∆ rS 0298 + ∆ rС 0 р(1) (ln Т фп - ln298) +∆ rS 0фп + ∆ rС 0 р(2) (lnТ - ln Т фп)
Зависимость S реакции от Р особенно заметна в случае газовых реакций: ∆ Si =Sрi – S0i = - R ln(p/p0)изменение энтропии 1 моля газа при увеличении давления от 1 атм до р: ∆ Si = - R ln 
i
Поиск по сайту: