Примеры решения задач по химии

 

Элементы химической термодинамики и термохимии

Химическая термодинамика – это часть термодинамики, рассматривающая превращения энергии и работы при химических реакциях. Термохимия – раздел химической термодинамики в приложении к тепловым эффектам химических реакций.

Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при реакции. При этом происходит изменении внутренней энергии системы (U) – суммы кинетической и потенциальной энергий всех частиц, составляющих систему: ∆U = U2 – U1 (U1 – начальное состояние системы, U2 – конечное состояние системы).

В соответствии с первым законом термодинамики (законом сохранения энергии) изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством теплоты Q, полученной системой из окружающей среды, и работой A, произведенной системой над окружающей средой:

 ∆U = Q – A, (1)

где A = P ∆V – механическая работа расширения.

Для изобарных процессов (Р = const, ∆V ≠ 0) в термодинамике вводится новая функция энтальпия  H = U + PV и Q определяется как изменение энтальпии
∆H = H2 – H1:

  QP = ∆H, (2)

где ∆H – тепловой эффект химической реакции при P = const.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими. В экзотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы уменьшаются, ∆H < 0. Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими. В эндотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы увеличиваются, ∆H > 0.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути реакции, т.е. числа промежуточных стадий. Закон Гесса констатирует тот факт, что U и H являются функциями состояния системы, т.е. их изменение (∆U и ∆H) зависит только от начального и конечного состояния системы.

Следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ:

∆H0298 = ∑ν ∆H0f, 298 – ∑ν′ ∆H0f, 298 , (3)

  продукты исходные

 реакции вещества

 (конечное состояние (начальное состояние

 системы) системы)

где ν и ν′ - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

∆H0f,298 – стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования вещества (∆H0f,298) – это тепловой эффект образования одного моля данного вещества из простых веществ в стандартных условиях (Т = 298К, Р = 1 атм.). Значения ∆H0f, 298 приводятся в справочной литературе (см. табл. 2). Для простых веществ ∆H0f, 298 = 0.

Наблюдения показывают, что самопроизвольно, т.е. без затраты работы извне, могут идти как экзотермические, так и эндотермические реакции, если последние сопровождаются увеличением неупорядоченности системы (например, реакции, в которых из твердых веществ образуются газообразные вещества).

Степень неупорядоченности системы выражается термодинамической величиной – энтропией S. Чем выше неупорядоченность системы, тем больше ее энтропия. S также, как U и H, является функцией состояния системы. Для вычисления изменения энтропии (∆S =S2 – S1) в химических реакциях  используют следствие из закона Гесса:

∆S0298 = ∑ν ∙S0 298 - ∑ν′ ∙ S0 298 , (4)

 продукты исходные

  реакции вещества

где ∆S0298 – изменение энтропии реакции при стандартных условиях, Дж/моль;

ν и ν′ – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

S0 298 – стандартная энтропия вещества, Дж/моль∙К.

Известны абсолютные значения энтропии веществ, они приводятся в справочной литературе (см. табл. 2).

Термодинамическая величина, связанная с энтальпией и энтропией, называется энергией Гиббса (изобарно-изотермическим потенциалом) и обозначается буквой G:
G = H – T∙S. В изобарно-изотермических условиях

∆G = ∆H – T×∆S (5)

Величина ∆G является критерием направления и предела самопроизвольного протекания химических реакций в закрытых системах при Р,Т = const: ∆G ≤ 0.

Если  ∆G < 0, то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении (ему отвечает убыль энергии G2 < G1); если ∆G > 0, то самопроизвольно протекает обратная реакция (G2 > G1); если ∆G = 0, то система находится в состоянии равновесия, при котором G = Gmin. Так как G является функцией состояния системы, то для стандартных условий изменение энергии Гиббса химической реакции ∆G0298 рассчитывается следующим образом:

∆G0298 = ∑ν ∙ ∆G0f, 298 – ∑ν′ ∆G0f, 298 , (6)

 продукты  исходные

 реакции вещества

где ν и ν′ - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

 ∆G0f, 298 – стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энергия Гиббса образования вещества (∆G0f, 298) – это изменение энергии Гиббса при реакции образования одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях. Значения ∆G0f,298 – это справочные данные, для простых веществ ∆G0f, 298 = 0 (см. табл. 2). Для расчета ∆G при температуре, отличающейся от стандартной (Т ≠ 298К), используется соотношение:

∆GТ = ∆H0298 – T×∆S0298 , (7)

где ∆H0298 – тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, энтальпийный фактор; ∆S0298 – изменение энтропии химической реакции при стандартных условиях; T∆S0298  – энтропийный фактор.

Знак и величина ∆G, а, следовательно, и возможность самопроизвольного протекания процесса при заданных температуре и давлении зависят от соотношения энтальпийного и энтропийного факторов.

Примеры решения задач

Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования оксида железа (III), используя следующие термохимические уравнения:

2 Fe(т) + O2 (г)  = 2FeO(т) , ∆H01 = - 527,4 кДж (а)

4FeO(т) + O2(г) = 2Fe2O3(т) , ∆H02 = -587,9 кДж (б)

Р е ш е н и е. 1) Записываем термохимическое уравнение образования оксида железа (III) из простых веществ:

4 Fe (т) + 3O2(г) = 2Fe2O3(т) , ∆H03 = ? , (в)

 где ∆H03 – тепловой эффект этой реакции.

2) Для расчета ∆H03 необходимо провести такую комбинацию уравнений (а) и (б), которая позволит получить уравнение реакции (в). На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать также, как с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (а) умножить на 2, а затем суммировать с уравнением (б): 4Fe + 2O2 + 4FeO + O2 = 4FeO  + 2Fe2O3

 4Fe + 3O2 = 2 Fe2O3

3) Тепловые эффекты реакции являются составной частью термохимических уравнений, поэтому с ними проведем аналогичные преобразования:
2∙∆H01 + ∆H02 = ∆H03

4) Рассчитываем  ∆H03 – тепловой эффект реакции (в):

∆H03 = 2×(–527,4)  + (–587,9) = –1054,8 – 587,9 = – 1642,7 кДж.

5) Определяем стандартную  энтальпию образования Fe2O3 (∆H0f, 298).

Согласно уравнению (в) в результате реакции образуются 2 моль Fe2O3, поэтому

∆H0f, 298 (Fe2O3) = ∆H03 /2 = – 1642,7 / 2 = – 821,35 кДж/моль.

Правильность расчета проверяем, сравнивая полученное значение со справочными данными табл. 2.

Выполнение курсовой работы по сопромату http://256bit.ru/ Электромагнитные волны Задачи контрольной работы Мощность, выделяемая в цепи переменного тока Канал нормального и аварийного расхолаживания Способ вращения вокруг проецирующей прямой http://matses.ru/ Первое правило Кирхгофа
Математика, сопротивление материалов, электротехника лекции, задачи