АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Стандартные теплоты (энтальпии) образования

Читайте также:
  1. II. Конец Золотой Орды и история образования казакского ханства
  2. III ПРЕОБРАЗОВАНИЯ ПРИ ПОЛОВОМ СОЗРЕВАНИИ
  3. XX. СТАНДАРТНЫЕ МОДУЛИ
  4. А. Нарушения образования импульса
  5. Актуальные проблемы образования в России
  6. Акционерное общество как юридическое лицо: порядок образования, правовое положение
  7. Анатомо-физиологические особенности органов мочеобразования и мочевыделения у детей. Методы обследования. Семиотика.
  8. Анемии вследствие нарушения кровообразования
  9. Безработные, зарегистрированные в органах государственной службы занятости, по уровню образования на конец 2000 г.
  10. Бюджет муниципального образования «Город Саратов»
  11. В истории образования
  12. В результате реформирования университетского образования

некоторых веществ

Вещество   Состояние   кДж/моль   Вещество   Состояние   кДж/моль
С2Н2   г   +226,75   СО   г   -110,52  
CS2   г   +115,28   СН3ОН   г   -201,17  
NO   г   +90,37   С2Н5OН   г   -235,31  
С6Н6   г +82,93   H2O   г   -241,83  
С2Н4   г +52,28   Н2О   ж   -285,84  
H2S   г -20,15   NH4C1   к   -315,39  
3   г -46,19   СО2   г   -393,51  
СН4   г -74,85   2О3   к   -822,10  
С2Н6   г -84,67   TiO2   к   -943,90  
НС1   г -92,31   Са(ОН)2   к   -986,50  
            А12O3   к   -1669,80  

Пример 2. Реакция горения этана выражается уравнением:

С2Н6(г) + 31/2О2= 2СО2(г)+3Н2О(ж); ∆Hх.р.= -1559,87 кДж

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СO2(г) и Н2O(ж) (см. табл. 15).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях.

Обычно теплоту образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25° С (298 К) и 1,013×105 Па и обозначают через .Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через Н. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид

2С(графит)+3Н2(г) = С2Н6(г); ∆H =?

исходя из следующих данных:

а) С2Н6(г) + 31/2О2(г)=2СО2(г)+3Н2О(ж); ∆H =-1559,87 кДж

б) 2С(графит)+О2(г)= СО2(г); ∆H =-393,51 кДж

в) Н2(г)+ 1/2О22О(ж); ∆H =-285,84 кДж

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) — на 3, а затем сумму этих уравнений вычитают из уравнения (а):

С2Н6 + 31/2О2-2С-2О2-3Н2-3/2О2=2СО2+3Н2О-2СО2-3Н2О

∆H =-1559,87-2(-393,51)-3(-285,84)= +84,67 кДж;

∆H =-1559,87+787,02+857,52;

С2Н6=2С+3Н2; ∆H = +84,67 кДж

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то . К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

∆Hх.р. =2∆Hсо2+3∆Hн2о-∆Hс2н6-31/2∆Hо2

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю

∆Hс2н6=2∆Hсо2+3∆Hн2о-∆Hх.р.

∆Hс2н6=2(-393,51)+3(-258,84)+1559,87=-84,67;

∆Hобрс2н6(г)=-84,67 кДж

Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением

С2Н5ОН(ж)+3О2(г)=2СО2(г)+3Н2О(ж); ∆H=?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что молярная теплота парообразования С2Н5OН(ж) равна +42,36 кДж, а теплоты образования С2Н5OН(г), СO2(г), Н2O(ж) см. табл. 15.

Решение. Для определения Н реакции необходимо знать теплоту образования С2Н5OН(ж). Последнюю находим из данных:

С2Н5ОН(ж) = С2Н5ОН(г); ∆H = + 42,36 кДж

+42,36 = - 235,31- ∆Hс2н5он (ж);

∆Hс2н5он (ж) = - 235,31-42,36 = -277,67 кДж

Вычисляем H реакции, применяя следствие из закона Гесса:

∆Hх.р.=2(-393,51)+3(-285,84)+277,67=-1366,87 кДж

 

5.5. Химическое сродство. Энтропия химических реакций. Энергия Гиббса. Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождаю­щиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая — с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п.— ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояний и не зависит от пути процесса:

∆Sx.p.=∑S0прод - ∑S0исх

∆S=S2-S1

если S2>S1, то ∆S>0

если S2<S1, то ∆S<0 (2)
Так как энтропия увеличивается с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка равна» T S. Энтропия выражается в Дж/(моль.К).

Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TS). При р = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают G, можно найти из соотношения

∆G=(H2-H1)-(TS2-TS1); ∆G=∆H-T∆S

где: величина G называется изобарно-изотермическим потенци­алом или энергией Гиббса.

Мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса ( G), которая зависит от природы вещества, его количества и температуры.

Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

∆Gx.p.=∑ ∆Goбpпрод-∑∆Goбpисх (3)

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения G. Если G < 0, процесс принципиально осуществим; если G>0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором G = 0 и H= T S.

Из соотношения G = H – T S видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых H>0 (эндотерми­ческие). Это возможно, когда S >0, но |T S| > | H| и тогда G<0. С другой стороны, экзотермические реакции ( H<0) самопроиз­вольно не протекают, если при S<0 окажется, что G>0.

 

5.6. Второй и третий законы термодинамики. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах са­мопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии: AS > 0.

Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е.
справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа
частиц.

Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изоли­рованной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением как энтропии, так и энтальпии.

В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но абсолютное значение энтропии. Это вытекает из высказанного в 1911 г. М. Планком постулата, согласно которому «при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю». Этот постулат получил название третьего закона термодинамики.

Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше при одинаковой температуре: в кристаллическом или парообразном?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше объема 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

СН4(г)+СО2 ↔ 2СО(г)+2Н2(г)

Решение. Вычислим прямой реакции. Значения соответствующих веществ приведены в табл. 16. Зная, что G есть функция состояния и что G для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим процесса:

∆G0298 = 2 (-137,27) +2 (0) - (-50,79-394,38) = +170,63 кДж

То, что > 0, указывает на невозможность самопроиз­вольного протекания прямой реакции при Т = 298К и давлении взятых газов равном 1,013 ∙ 105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

Таблица 16

Стандартная энергия Гиббса образования некоторых веществ

 

Вещество   Состояние   , кДж/моль   Вещество   Состояние   , кДж/моль  
ВаСО3   к   -1138,8   FeO   к   -244,3  
СаСО3   к   -1128,75   Н2О   ж   -237,19  
3O4   к   -1014,2   Н2O   г   -228,59  
ВеСО3   к   -944,75   PbO2   к   -219,0  
СаО   к   -604,2   СО   г   -137,27  
ВеО   к   -581,61   СН4   г   -50,79  
NaF   к   -541,0   NO2   г   +51,84  
ВаО   к   -528,4   NO   г   +86,69  
СО2         г   -394,38   C2H2   г   +209,20  
NaCl   к   -384,03              
ZnO   к   -318,2              

 

Таблица17

Стандартные абсолютные энтропии некоторых веществ

 

Вещество   Состояние   , Дж/(моль.К)   вещество   Состояние   ,Дж/(моль.К)  
С   Алмаз   2,44   Н2O   г   188,72  
С   Графит   5,69   N2   г   191,49  
Fe   к   27,2   3   г   192,50  
Ti   к   30,7   СО   г   197,91  
S   Ромб   31,9   с2H2   г   200,82  
TiO2   к   50,3   O2   г   205,03  
FeO   к   54,0   H2S   г   205,64  
H2O   ж   69,94   NO   г   210,20  
2О3   к   89,96   CO2   г   213,65  
NH4C1   к   94,5   C2H4   г   219,45  
СН3ОН   ж   126,8   Cl2   г   222,95  
Н2   г   130,59   NO2   г   240,46  
3O4     к   146,4   РС13   г   311,66  
СН4   г   186,19   PCl5   г   352,71  
НС1   г   186,68              

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (см. табл. 15) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл.17) вычислите реакции, протекающей по уравнению

СО(г)+Н2О(ж)=СО2(г)+Н2(г)

Решение. G0 = H0 - T S0; H и S – функции состояния, поэтому

∆Н0х.р.=∑ ∆Н0прод - ∑ ∆Н0исх ; ∆S0x.p.= ∑S0прод - ∑ S0 исх

∆Н0х.р.=(-393,51+0) – (110,52 – 285,84) = +2,85 кДж

∆S0x.p.=(213,65+130,59)-(197,91+69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж/(моль∙К);

∆G0= +2,85 – 298 ∙ 0,07639 = - 19,91 кДж

Пример 4. Реакция восстановления Fе2О3 водородом протекает по уравнению

Fe2O3(к)+3H2(г) = 2Fe(к)+3H2O(г); ∆Н=+96,61 кДж

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S=0,1387 кДж/(моль×К)? При какой температуре начнется восстановление Fе2О3?

Решение. Вычисляем G0 реакции:

∆G = ∆Н-Т∆S = 96,61 – 298 ∙ 0,1387 = +55,28 кДж

Так как G > 0, то реакция при стандартных условиях невоз­можна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой G=0:

 

∆Н 96,61

∆Н =Т∆S; Т = = = 696,5 К

∆S 0,1387

Следовательно, при температуре»696,5 К начнется реакция восстановления Fе2О3 Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример 5. Вычислите H0, S и G0 реакции, протекающей по уравнению

Fe2O3(к) + 3C = 2Fe + 3CO

Возможна ли реакция восстановления Fе2О3 углеродом при 500 и 1000 К?

Решение. H0xp и S0xp находим из соотношений (1) и (2) (см. разделы «Энергетика химических процессов. Термохимические расчеты» и «Химическое сродство»):

 

∆Н0x.p.= [3(-110,52)+2 ∙ 0] – [- 822,10 + 3 ∙ 0] = -331,56+822,10 = +490,54 кДж

∆S0x.p.=(2 ∙ 27,2+3 ∙ 197,91) – (89,96+3 ∙ 5,69) = 541,1 Дж/(моль ∙ К)

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения

541,1

∆G500 = 490,54 – 500 = 219,99 кДж

 

541,1

∆G1000 = 490,54 – 1000 = 50,56 кДж

Так как G500>0, a G1000<0, то восстановление Fе2О3 возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.014 сек.)