Главная | Обратная связь

Примеры решения задач.

Стандартная теплота образования показывает, сколько кДж энергии выделилось или поглотилось при образовании 1 моль сложного вещества из простых.

Теплоты образования простых веществ равны 0.

Стандартная теплота сгорания показывает, сколько кДж энергии выделилось при сгорании 1 моль вещества до выс­ших оксидов.

Теплоты сгорания негорючих веществ равны 0.

Стандартные теплоты сгорания и образования можно найти в справочных таблицах.

Расчеты теплового эффекта реакции проводятся согласно следствию из закона Гесса:тепловой эффект химической ре­акции равен сумме стандартных теплот образования про­дуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот об­разования исходных веществ.

 

Q = ∑Q_обр (продуктов) – ∑Q_обр (исходных веществ).

Если даны стандартные теплоты сгорания, то можно исполь­зовать следующую форму для вычисления теплового эффекта реакции:

Q = ∑Q_сгор (исходных веществ) –∑Q_сгор (продуктов). При вычислениях учитываются стехиометрические коэффи­циенты.

Примеры решения задач.

Нахождение теплового эффекта химической реакции по стандартам теплотам образования (сгорания) исходных и конеч­ных веществ.

 

Пример. Найдите тепловой эффект реакции горения мета­на СH₄.

Первый способ -через стандартные теплоты образования.

1. Запишем уравнение реакции: СH₄ + 2O₂ = СO₂ + 2H₂ O + Q

2. Выразим в общем виде Qчерез Q_обр учитывая коэффици­енты:

Q = [Q_обр (СO₂) + 2Q_обр(H₂O)] – [Q_обр (СH₄) + 2Q_обр (O₂)].

3. Подставим значения в полученную формулу: Q = 393,5 + 2 ∙ 285,8 – 74,8 = 890,3 кДж.

Второй способ– через стандартные теплоты сгорания.

Гораздо проще решить эту задачу через Q_сгор. Так как из всех веществ в данной системе только метан – горючий, то Q_сгор воды, углекислого газа и кислорода равна нулю. По таблице стандартных теплот сгорания Q_сгор (CH₄) = 890,3 кДж/моль, зна­чит Q= 890,3 кДж.

Кроме такой характеристики системы, как энтальпия H, су­ществует энтропия S.С одной стороны, каждая система стре­мится к более устойчивому, упорядоченному состоянию, соот­ветствующему минимуму внутренней энергии, с другой – сис­тема состоит из огромного числа частиц, которые находятся в беспорядочном и непрерывном движении. Мерой упорядочен­ности состояния системы является ∆Н, мерой неупорядоченно­сти – энтропияS. Чем выше температура, чем больше объем системы, тем сильнее неупорядоченность и больше энтропия, и наоборот. Состояние веществ вблизи абсолютного нуля можно считать максимально упорядоченным – S →0. В отличие от Набсолютное значение Sможно найти. Значение стандартных эн­тропий приводится в таблицах. Например, S⁰₂₉₈(H₂) = 130,5 Дж/моль ∙ К,a S⁰₂₉₈(Z_nO) = 43,6 Дж/моль ∙ К.

В ходе химических реакций энтропия системы меняется, ее изменение ∆Sможно рассчитать.

Вследствие стремления системы к состоянию с минимальной энергией частицы проявляют тенденцию к сближению, взаимо­действию друг с другом, образованию прочных агрегатов, уменьшению объема. Тепловое движение, напротив, вызывает разброс частиц, увеличивая объем системы. Каждая из этих про­тивоположных тенденций зависит от природы веществ и усло­вий протекания процесса (t⁰, давления, концентрации веществ и т.д.). Сравнение этих тенденций позволяет определить направ­ление процесса. ∆Н– энтальпийный фактор, ∆S ∙T – энтропий­ный фактор, при ∆Н= T∆Sсистема находится в состоянии рав­новесия.

Разница ∆Ни T∆Sназывается энергией Гиббса. ∆G= ∆Н–T∆S[кДж/моль]. Стандартная энергия Гиббса – табличная величина.

Таким образом, используя данные таблиц, можно опреде­лить ∆Н, ∆Sи AGлюбого процесса и сделать вывод о возможно­сти его протекания по таблице:

 

Знак изменения функции	Возможность протекания реакции
∆Н	∆S	∆G
–	+	–	Возможна при любых температурах
+	–	+	Невозможна при любых температурах
–	–	±	Возможна при достаточно низких температурах
+	+	±	Возможна при достаточно высоких температурах

Например:

Дана реакция 3H₂ + N↔ 2NH₃.Определите возможность ее протекания. По таблице находим S, и ∆G веществ, участ­вующих в этой реакции:

 

	∆Н0	∆S0	∆G0
н2		130,5
N2		191,5
NH3	–46,2	192,6	–16,7

Определим ∆Н⁰ (реакции) = 2∆Н⁰(NH₃) - ∆Н⁰ (N₂) – 3∆Н⁰ (H₂) = –46,2 ∙ 2 = –92,4 кДж.

 

∆S⁰ (реакции) = 2S⁰(NH₃) – S⁰(N₂) – 3S⁰(H₂) = 192,6 ∙ 2 – 191,5 – 3 ∙ 130,5= –197,8 кДж. ∆G⁰ (реакции) = 2∆G⁰(NH₃) – ∆G⁰(N₂) – 3∆G⁰(H₂) = –16,7 ∙ 2 = –33,4 кДж.

Знак ∆Н («–»); ∆S («–»); ∆G («–») – реакция возможна, при достаточно низких температурах.

Рассчитаем, при какой температуре реакция возможна, из формулы ∆G = ∆Н – T∆S;