Пресметка на енталпија. Како да се најде енталпијата на реакцијата. Почетно знаење на учениците

Пример 1. Пресметка на енталпии на формирање на супстанции и термички ефекти на хемиски процеси

1. Стандардната енталпија за формирање на гасовит озон е 142,3 kJ/mol. Наведете во која од следните реакции термичкиот ефект ΔH 0 arr ќе одговара на стандардната енталпија на формирањето O 3 (g):

а) 3O (g) \u003d O 3 (g); б) 1,5O 2 (g) \u003d O 3 (g); в) O 2 (g) + O (g) \u003d O 3 (g); г) 2O 2 (g) \u003d O (g) + O 3 (g).

Напишете ја термохемиската равенка за овој процес.

Решение. По дефиниција, ΔH 0 го покажува термичкиот ефект на реакцијата на формирање на 1 mol супстанција O 3 (g) со директна синтеза од едноставни супстанции кои се стабилни на 298K и притисок од 101 kPa. Случајот г) не одговара на оваа дефиниција, бидејќи не одговара на реакцијата на синтезата. Случај в) не ги исполнува барањата на стандардните услови, бидејќи на 298 K и притисок од 101 kPa, кислородот не може да биде во течна состојба. Мора да се исклучи и случајот а) бидејќи атомски кислород O(g) не е стабилна форма на постоење на едноставна кислородна супстанција. Така, само реакцијата б) ги исполнува барањата од дефиницијата. Термохемиската равенка ќе изгледа вака:

O 2 (g) + ½O 2 (g) \u003d O 3 (g); ΔH 0 arr [O 3 (g)] = 142,3 kJ / mol.

Одговори: условите на задачата одговараат на равенката б); ΔH 0 arr [O 3 (g)] = 142,3 kJ / mol.

2. За време на согорувањето на калциум со тежина од 8 g, количината на ослободена енергија беше 127 kJ. Напишете термохемиска равенка за оваа реакција.

Решение. Прво да ја составиме хемиската равенка за реакција на согорување на метал во кислород: 2Са + О 2 = 2СаО. Термохемиската равенка се разликува од хемиската по тоа што ги означува агрегатните состојби на реактантите и производите, како и термичкиот ефект на процесот. Затоа, нашиот случај ќе одговара на термохемиската равенка од следнава форма:

2Ca(t) + O 2 (g) = 2CaO(t), ΔH = X kJ.

Во оваа равенка, саканиот термички ефект одговара на 2 молови калциум.

А според состојбата на проблемот, во реакцијата влегле 8 g калциум, што одговара на количината на супстанцијата n Ca = m(Ca)/M(Ca); nCa \u003d 8 g / 40 g / mol \u003d 0,2 mol. Ја пресметуваме количината на енергија што ќе се ослободи при согорување на 2 mol калциум, користејќи ја пропорцијата: 0,2 mol Ca - -127 kJ

2 mol Ca - X kJ X\u003d 2mol (-127kJ) / 0,2mol \u003d -1270kJ.

Така, при согорување на 2 mol метален калциум се ослободуваат 1270 kJ енергија.

Одговори: 2Ca(t) + O 2 (g) = 2CaO(t), ΔH = –1270 kJ.

3. Пресметајте ја стандардната енталпија на формирање на бензен C 6 H 6 (l), ако енталпиите на согорување на водород, јаглерод и бензен се еднакви, соодветно (kJ / mol):

285,84; -393,51; -3267,70.

Решение. Да ја напишеме равенката на реакцијата, чиј термички ефект мора да се одреди. Формирањето на бензен од едноставни материи може да се претстави со следната термохемиска равенка:

6C (t) + 3H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g), ΔH 0 arr [C 6 H 6 (g)] = X kJ/mol .

За да ја одредиме енталпијата на формирање на бензен, составуваме Хес циклус користејќи ги овие проблеми:

H 2 (g) + ½O 2 (g) \u003d H 2 O (g), ΔH 0 1 \u003d -285,84 kJ / mol; (1)

C (t) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), ΔH 0 2 \u003d -393,51 kJ / mol; (2)

C 6 H 6 (l) + 15 / 2O 2 (g) \u003d 6CO 2 (g) + 3H 2 O (l), ΔH 0 3 \u003d -3267,70 kJ / mol. (3)

За да се добие саканата равенка за формирање на бензен од едноставни супстанции, доволно е да се додадат равенките (1) и (2) во циклусот Хес, множејќи ги со соодветните коефициенти 3 и 6 и од нив да се одземе равенката (3). :

3H 2 (g) + 3 / 2O 2 (g) + 6C (t) + 6O 2 (g) -C 6 H 6 (l) -15 / 2O 2 (g) \u003d 3H 2 O (l) + 6CO 2 (g) -6CO 2 (g) -3H2O (g).

Ги намалуваме хомогените членови и го пренесуваме -C 6 H 6 (g) на десната страна на еднаквоста со спротивен знак. Ја добиваме саканата равенка: 6C (t) + 3H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).

Ќе направиме слични акции со термички ефекти:

ΔH 0 arr [C 6 H 6 (l)] = 3ΔH 0 1 + 6ΔH 0 2 - ΔH 0 3,

ΔH 0 arr [C 6 H 6 (l)] \u003d 3 (-285,84) kJ / mol + 6 (-393,51) kJ / mol - (-3267,70) kJ / mol \u003d

(-857,52 -2361,06 + 3267,70) kJ/mol = 49,12 kJ/mol.

Одговори: ΔH 0 arr [C 6 H 6 (g)] = 49,12 kJ/mol.

4. Користејќи ја вредноста на стандардните енталпии за формирање на учесниците во хемискиот процес, определете ја количината на ослободена енергија кога 100 kg олово диоксид се редуцираат со јаглерод моноксид во оксид со формирање на јаглерод диоксид.

Решение.Да ја напишеме равенката на термохемиската реакција, чиј термички ефект мора да се одреди:

PbO 2 (t) + CO (g) \u003d PbO (t) + CO 2 (g), ΔH 0 \u003d X kJ/mol.

Според третата последица на Хесовиот закон, термичкиот ефект на процесот се определува со разликата помеѓу збировите на енталпиите на формирање на производи и реактанти. Користејќи ги податоците во Табела 1 од Додатокот, ги наоѓаме вредностите на саканите енталпии (kJ / mol):

ΔH 0 arr = -276,86; ΔH 0 arr = -110,50; ΔH 0 arr = - 217,86;

ΔH 0 arr = -393,51.

Ајде да составиме Хес циклус за да го пресметаме ефектот на топлина од редукцијата на оловниот диоксид со јаглерод моноксид:

ΔH 0 \u003d (ΔH 0 arr + ΔH 0 arr) - (ΔH 0 arr + ΔH 0 arr)

и, заменувајќи ги познатите вредности, пресметајте го:

ΔH 0 \u003d [(- 217,86) kJ / mol + (-393,51) kJ / mol] - [(-276,86) kJ / mol + (-110,50) kJ / mol] \u003d -224, 01 kJ / mol.

Пресметките покажаа дека 224,01 kJ енергија се ослободува при редукција на 1 мол PbO 2 . Дозволете ни да одредиме која маса на олово диоксид одговара на оваа количина на супстанција:

m (PbO 2) \u003d n M (PbO 2) \u003d 1 mol (207 + 2 16) g / mol \u003d 239 g.

Сега ја пресметуваме количината на енергија што ќе се ослободи при согорување на 100 kg PbO 2 користејќи ја пропорцијата:

239 10 -3 kg - -224,01 kJ

100 кг - X kJ, X= = -93728 kJ.

Одговори: при намалување на 100 kg олово диоксид се ослободува 93728 kJ енергија.

5. Енергијата на врската C–H во метанот е 435 kJ/mol, енергијата на врската C–Cl во хлорометан е 350 kJ/mol. Знаејќи дека E Cl - Cl \u003d 240 kJ / mol, и E H - Cl \u003d 430 kJ / mol, пресметајте го термичкиот ефект (ΔH 0) на реакцијата: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl.

Решение. Енталпиите на формирање на хемиски супстанции може да се пресметаат од енергиите на врската што се формираат во овие супстанции. На пример, 4 C-H ковалентни врски се формираат во молекула на метан, затоа,

ΔH 0 arr (CH 4) \u003d 4 и ΔH 0 arr (CH 4) \u003d 4 435 kJ / mol \u003d 1740 kJ / mol. Ќе извршиме слични пресметки за сите други молекули:

ΔH 0 arr (Cl 2) \u003d 3 [E Cl - Cl] \u003d 3 240 kJ / mol \u003d 720 kJ / mol (видете ја теоријата за формирање на дативна врска, во молекулата Cl 2 - тројна врска );

ΔH 0 arr (HCl) = E H - Cl = 430 kJ/mol;

ΔH 0 arr (CH 3 Cl) \u003d 3 + E C - Cl \u003d 3 435 kJ / mol + 350 kJ / mol \u003d 1655 kJ / mol.

Сега, според третата последица од законот Хес, го пресметуваме термичкиот ефект на саканата реакција: ΔH 0 \u003d [ΔH 0 arr (CH 3 Cl) + ΔH 0 arr (HCl)] - [ΔH 0 arr (CH 4) + ΔH 0 arr (Сl 2)] и

ΔH 0 \u003d (1655 + 430) - (1740 + 720) kJ / mol \u003d -375 kJ / mol.

Одговори: термичкиот ефект на егзотермичкиот процес на хлорирање на метанот со формирање на хлорометан е ΔH 0 = -375 kJ / mol.

Пример 2. Одредување на односот помеѓу внатрешната енергија и енталпијата на термодинамичките процеси

1. Промената на внатрешната енергија на системот Fe(t) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (t) е -334,0 kJ. Определете го термичкиот ефект на оваа реакција во стандардни услови.

Решение. Според првиот закон за термодинамика, ефектот на топлина на хемиска реакција на константна температура ΔH T е поврзан со промена на внатрешната енергија на системот ΔU со равенката ΔH T = ΔU ± RTΔn. Во оваа равенка, промената на количината на супстанцијата Δn се определува само со супстанции кои се во најмалку кондензирана фаза, во нашиот случај, во гасовита фаза. Бидејќи во производите на реакцијата нема гасовити материи, тогаш Δn \u003d 0 - 1 mol (Cl 2) \u003d -1 mol.

Во стандардни услови, T 0 \u003d 298 K, R \u003d 8,31 10 -3 kJ / mol K. Заменувајќи ги овие и пронајдените вредности во равенката за ΔH 0 T, го наоѓаме термичкиот ефект на реакцијата за синтеза на железо (2) хлорид:

ΔH 0 x.r. \u003d -334 kJ - (8,31 10 -3 kJ / mol K) 298 K 1 mol \u003d -336,5 kJ.

Одговори: ΔH 0 x.r. = -336,5 kJ.

2. Пресметај ја промената на внатрешната енергија при испарување на 50 g етанол на температура на вриење, ако неговата специфична топлина на испарување е 857,7 J/g, а специфичниот волумен на пареа на температура на вриење е 607 10 -3 l/g. Волуменот на течноста може да се занемари.

Решение. Процесот на испарување (премин на течна супстанција во гасовита состојба) е физички, се јавува при постојан притисок и константна температура (ако супстанцијата е хемиски чиста). За таков процес (по правило се јавува при постојан притисок), односот помеѓу промената на вкупната ΔH P и внатрешната ΔU енергија на термодинамичкиот систем, според првиот закон на термодинамиката, се покорува на равенката ΔH P = ΔU ± PΔV. Бидејќи волуменот на системот се зголемува во овој случај, ΔV > 0 и равенката е поедноставена: ΔH P = ΔU + PΔV.

Промената на волуменот на системот ΔV ќе биде еднаква на волуменот на формираната пареа, земајќи ги предвид условите на проблемот. Ако специфичниот волумен на гасовитиот алкохол v на точката на вриење е еднаков на 607·10 -3 l/g, тогаш промената на волуменот при испарувањето на 50 g алкохол лесно може да се пресмета со равенката ΔV=v·m; ΔV \u003d 607 10 -3 (l / g) 50 (g) \u003d 3035 10 -2 (l) \u003d 30,35 l.

Ефектот на енталпија ΔH 0 за време на фазната транзиција во стандардни услови се одредува со формулата ΔH 0 =L·m, каде што L е специфичната топлина на испарувањето. Заменувајќи ги вредностите од состојбата на проблемот, ќе ги направиме соодветните пресметки ΔH 0:

ΔH 0 \u003d 857,7 (J / g) 50 (g) \u003d 42885 J \u003d 42885 kPa l.

Трансформирајќи ја термодинамичката равенка за ΔH 0 во однос на ΔU 0 и решавајќи ја, добиваме: ΔU 0 = ΔH 0 - PΔV; ΔU 0 = 42885kPa l - 101kPa 30,35l = 39820kPa l = 39820J = 39,82kJ.

Одговори: внатрешната енергија на термодинамичкиот систем е зголемена за 39,82 kJ.

3 . Пресметајте го топлинскиот ефект и промената на внатрешната енергија на реакциониот систем за време на редукцијата на железен оксид (2) со водород, ако се познати топлинските ефекти од следните реакции: FeO(t) + CO(g) = Fe(t ) + CO 2 (g), ΔH 1 = - 13,18 kJ; (1)

CO (g) + ½O 2 (g) \u003d CO 2 (g), ΔH 2 \u003d -283,00 kJ; (2)

H 2 (g) + ½O 2 (g) \u003d H 2 O (g), ΔH 3 \u003d -241,83 kJ (3).

Решение. Според Хесовиот закон, за да се добие саканата равенка за реакција, може да се извршат аритметички операции со равенките дадени во задачата. Истото може да се направи и со термички ефекти.

Затоа, за да се добие равенката

FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g), ΔH \u003d X kJ,

треба да ги сумирате равенките (1) и (3) и да ја одземете равенката (2) од оваа сума. Истото дејство го извршуваме и со термички ефекти. Тогаш термичкиот ефект на реакцијата на редукција на железниот оксид (2) со водород се одредува со формулата:

∆H = ∆H 1 + ∆H 3 - ∆H 2 .

Заменувајќи ги познатите вредности во оваа формула и правејќи пресметки, добиваме:

ΔH = - 13,18 kJ + (-241,83 kJ) - (-283,00 kJ) = 27,99 kJ.

За да ја одредиме промената на внатрешната енергија на системот за даден процес, го применуваме првиот закон за термодинамика ΔH = ΔU ± RTΔn. Пресметката на промената на количината на супстанцијата на гасовити производи по (H 2 O) и пред (H 2) реакции покажува дека Δn = 0. Тогаш се поедноставува равенката што ги поврзува ΔU и ΔH: ΔH = ΔU. Тоа значи дека процесот на редукција е ендотермичен и внатрешната енергија на системот се зголемува за 27,99 kJ.

Одговори: ΔH = ΔU = 27,99 kJ.

4. Внатрешната енергија при испарување на 90 g вода на 100 0 C се зголемила за 188,1 kJ. Специфичниот волумен на водена пареа е 1,699 l / g, притисокот е 1,01 10 5 Pa. Да се ​​определи топлината на испарување на водата (kJ/mol).

Решение. За процесот на испарување

H 2 O (l)<=>H 2 O (g), ΔH = X kJ/mol,

односот помеѓу топлината на испарување ΔH и промената на внатрешната енергија ΔU на системот при постојан притисок (Р = Const) се изразува со равенката ΔH = ΔU ± PΔV, каде што ΔV = V Н2О(g) – V Н2О(l ) > 0, бидејќи V H2O (g) > V H2O (l). Со оглед на овој заклучок, равенката ќе биде поедноставена: ΔH = ΔU + PΔV.

Знаејќи го специфичниот волумен на водена пареа во дадени услови (v) и масата на водата (m), наоѓаме: V H2O (g) = vm; V H2O (g) \u003d 1,699 (l / g) 90 (g) \u003d 152,91 l. Бидејќи густината на течната вода е исто така позната (ρ Н2О(l) = 1 10 -3 g/l), волуменот на течната вода го наоѓаме користејќи ја формулата

V H2O (l) \u003d ρm и V H2O (l) \u003d 1 10 -3 (g / l) 90 (g) \u003d 0,09 l.

Земајќи ги предвид овие вредности, промената на волуменот при испарување на 90 g вода ΔV ќе биде:

ΔV \u003d 152,91l - 0,09l \u003d 152,82l.

Заменувајќи ја пронајдената вредност ΔV, како и овие услови на проблемот во изразот за ΔH, ја одредуваме топлината на испарување на 90 g вода:

ΔH P \u003d 188,1 kJ + 1,01 10 5 (10 -3 kPa) 152,82 (10 -3 m 3) \u003d 188,1 kJ + 15,43 kJ \u003d 203,53 kJ.

Врз основа на 1 мол од добиената пареа, оваа вредност ќе биде: ΔH = ΔH P ·M/m, каде што M е моларната маса на водата. Тогаш ∆H = = 40,71 kJ/mol.

Одговори: Топлината на испарување на водата на нејзината точка на вриење е 40,71 kJ / mol.

5. Распуштањето на 130 g метален цинк во разредена сулфурна киселина на 20 0 C е придружено со ослободување на 286,2 kJ енергија. Гасовитиот водород ослободен во овој процес делува против надворешниот притисок. Определете ја промената на внатрешната енергија на овој процес.

Решение. За хемиската реакција Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

односот помеѓу топлинскиот ефект на процесот (ΔH) и промената на внатрешната енергија на системот (ΔU) се покорува на равенката на првиот термодинамички закон ΔH = ΔU ± RTΔn. Бидејќи во овој процес се работи на околината, тоа значи дека внатрешната енергија на системот се намалува, т.е.

ΔH = ΔU - RTΔn или ΔU = ΔH + RTΔn.

Во оваа равенка, Δn одговара на количината на ослободената гасовита водородна супстанција n H 2 , одредена од количината на металниот цинк што реагира со киселината n Zn . И тогаш n H 2 \u003d n Zn \u003d m Zn / M Zn, каде што m и M се масата и моларната маса на цинк, соодветно. Откако ќе ги направиме пресметките, добиваме:

n H 2 \u003d 130 (g) / 65 (g / mol) \u003d 2 mol. Затоа, Δn = 2 mol.

Сега ја пресметуваме промената на внатрешната енергија на процесот, сеќавајќи се дека во егзотермните процеси ΔH< 0, т.е. ΔH = -286,2 кДж; Т = 273 + 20 = 293 К;

R = 8,31 10 -3 kJ/mol К. И потоа:

ΔU \u003d -286,2 kJ + 8,31 10 -3 (kJ / mol K) 293 K 2 mol \u003d -281,3 kJ.

Одговори: за време на реакцијата внатрешната енергија на системот ќе се намали за 281,3 kJ.

Пример 3. Пресметка на ентропија, нејзиниот однос со енталпијата на хемиски процес

и температура

1. Специфичната топлина на испарување на бромобензенот на температура од 156,8 0 C е 241,0 J/g. Да се ​​определи промената на ентропијата на фазната транзиција при испарување на 1,25 mol бромобензен.

Решение. Промената на ентропијата во процесот на рамнотежа на преминот на супстанцијата од една состојба на агрегација во друга се одредува според вториот закон на термодинамиката како

ΔS = , каде што ΔH е топлината на испарувањето (или енталпијата на фазниот премин од течна во гасовита состојба), Т е температурата на фазна транзиција.

За да го одредите топлинскиот ефект на процесот ΔH, прво мора да ја пресметате моларната маса на почетниот материјал бромобензен C 6 H 5 Br, таа ќе биде еднаква на: M (C 6 H 5 Br) \u003d 6 12 + 5 1 + 1 80 \u003d 157 (g / mol ). Знаејќи ја количината на бромобензен супстанција n вклучена во фазната транзиција, ја одредуваме нејзината маса: m(C 6 H 5 Br) = M n;

m (C 6 H 5 Br) \u003d 157 g / mol 1,25 mol \u003d 196,25 g.

За дадена маса на супстанција, земајќи ја предвид специфичната топлина на испарувањето (L), го пресметуваме топлинскиот ефект на процесот според формулата: ΔH = L m, ΔH = 241 (J/g) 196,25 (g) = 47296,25 Ј.

Температура на транзиција на фаза T \u003d t 0 C + 273 \u003d 156,8 + 273 \u003d 429,8 К.

Заменувајќи ги добиените вредности во равенката на вториот закон на термодинамиката, добиваме:

∆S = = 110,04 .

Одговори: при испарување на 1,25 mol бромобензен, ентропијата на системот се зголемува за 110,04 J/K.

2. Да се ​​определи промената на ентропијата под стандардни услови за следниот хемиски процес: Al (c) + Cr 2 O 3 (c) → Cr (c) + Al 2 O 3 (c).

Решение. Според третата последица на Хесовиот закон, промената во ентропијата на хемиски процес (ΔS) се дефинира како разлика помеѓу збировите на ентропиите на реакционите производи и реактантите, земајќи ги предвид нивните стехиометриски коефициенти во равенката на реакцијата. .

Со оглед на оваа околност, шемата на процесот мора да се сведе на хемиска равенка со поставување на соодветни коефициенти. Тогаш добиваме:

2Al (c) + Cr 2 O 3 (c) \u003d 2Cr (c) + Al 2 O 3 (c).

За оваа реакција ќе составиме равенка за пресметување на промената на ентропијата при стандардни услови: ΔS 0 = - .

Според табелата од Додаток бр. 7, ги поставуваме вредностите на ентропијата (S 0) на учесниците во процесот (J / mol K):

S0 Al(k) = 28,32; S 0 Cr 2 O 3 (c) = 81,10; S0Cr(k) = 23,76; S 0 Al 2 O 3 (c) = 50,94.

Заменувајќи ги пронајдените вредности на ентропијата во саканата равенка и правејќи пресметки, добиваме: ΔS 0 = (2 23,76 + 50,94) - (2 28,32 + 81,10) = -39,28 (J / mol TO).

Забележете дека негативната вредност на промената на ентропијата (намалување на ентропијата) укажува на неможноста спонтано да се спроведе овој процес во стандардни услови.

Одговори: ΔS 0 \u003d -39,28 J / mol K. Во стандардни услови, таков процес е невозможен.

Реакцијата на распаѓање на магнезиум нитрат според равенката

2Mg (NO 3) 2 (t) \u003d 2MgO (t) + 4NO 2 (g) + O 2 (g)

е придружено со зголемување на ентропијата на системот за 891 J/K и промена на енталпијата за 510 kJ. Пресметајте ја стандардната енталпија на формирање и ентропијата на формирање на магнезиум нитрат. Определете кој од факторите - енталпија или ентропија - придонесува за спонтан тек на овој процес.

Решение. Ќе ги пресметаме ΔH 0 arr и S 0 arr врз основа на 3-та последица од Хесовиот закон, според кој:

а) ΔH 0 x.r. \u003d 2 ΔH 0 arr + 4 ΔH 0 arr - 2 ΔH 0 arr;

оттука ΔH 0 arr = ΔH 0 arr + 2 ΔH 0 arr -½ΔH 0 x.r.

б) ΔS 0 x.r. \u003d 2 S 0 arr + 4 S 0 arr + S 0 arr - 2 S 0 arr; оттука S 0 arr = S 0 arr + 2 S 0 arr + ½ S 0 arr - ½ ΔS 0 x.r.

Користејќи ги податоците во табелата од Додаток бр. 1, ги наоѓаме вредностите на енталпиите на формирање и ентропиите на производите на реакцијата:

ΔH 0 arr \u003d -601,24 kJ / mol; ΔH 0 arr = 33,50 kJ/mol; S 0 arr \u003d 26,94 J / mol K; S 0 arr \u003d 240,45 J / mol K; S 0 arr \u003d 205,04 J / mol K.

Заменувајќи ги пронајдените вредности во равенките а) и б), ги пресметуваме потребните вредности:

ΔH 0 arr \u003d 1 mol (-601,24 kJ / mol) + 2 mol 33,50 kJ / mol -½ (510 kJ) \u003d

789,24 kJ;

S 0 arr \u003d 1 mol 26,94 J / mol K + 2 mol 240,45 J / mol K + ½ mol 205,04 J / mol K - ½ 891 J / K \u003d -164,87 J / K.

Како што е познато, спонтаниот тек на реакцијата е олеснет со намалување на неговиот фактор на енталпија (ΔH 0 x.r.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·ΔS 0 х.р. >0). Според дадените услови на проблемот, ентропијата во текот на процесот се зголемува, па следствено, производот Т·ΔS 0 x.r. , што придонесува за нејзиниот спонтан тек. Од друга страна, енталпијата на реакцијата исто така се зголемува, што не придонесува за спонтаност на процесот во насока напред.

Одговори: ΔH 0 arr = - 789,24 kJ; S 0 arr \u003d -164,87 J / K. Факторот на ентропија на оваа реакција придонесува за спонтаност на процесот на распаѓање на магнезиум нитрат.

4. Кога ќе се стопат 100 g бакар, ентропијата на системот се зголемува за 1,28 J/K. Пресметајте ја специфичната топлина на фузија на бакар на температура од 1083 0 C.

Решение. Помеѓу специфичната топлина (L, J/kg) и енталпијата на топење (ΔH, J) постои врска L = ΔH/m. Врската помеѓу енталпијата на процесот и промената на неговата ентропија е изразена со равенката на 2-риот закон на термодинамиката ΔH = Т·ΔS. Комбинирајќи ги двата израза, добиваме:

Да ги замениме податоците од состојбата на проблемот во пронајдениот сооднос, да ги извршиме соодветните пресметки и да добиеме:

L= .

Одговори: специфичната топлина на фузија на бакар е 17,4.

5 . Реакцијата на согорување на ацетилен се одвива според равенката

C 2 H 2 (g) + 5 / 2O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g) + H 2 O (g).

Пресметајте ја промената на ентропијата на системот во стандардни услови и објаснете ги причините за нејзиното намалување.

Решение. Според заклучокот на Хесовиот закон, промената во ентропијата се дефинира како разлика помеѓу збировите на ентропиите на производите и реактантите на процесот, земајќи ги предвид стехиометриските коефициенти на реакцијата. Потоа

ΔS 0 x.r. = -.

Во табелата од Додаток бр. 1 ги наоѓаме вредностите на потребните ентропии:

S 0 arr CO 2 (g) \u003d 213,65 J / mol K; S 0 arr H 2 O (l) \u003d 69,94 J / mol K; S 0 arr C 2 H 2 (g) \u003d 219,45 J / mol K; S 0 arr O 2 (g) \u003d 205,03 J / mol K.

Заменувајќи ги овие вредности во равенката за промена на ентропијата на процесот и правејќи пресметки, добиваме:

ΔS 0 x.r. \u003d (2 213,65 + 69,94 - 219,45 - (5/2) 205,03) J / mol K \u003d -234,79 J / mol K.

Намалувањето на ентропијата на процесот се објаснува со зголемување на редоследот на системот, бидејќи количината на гасна супстанција во производите на реакцијата е 2,7 пати помала отколку во реагенсите (5,5/2).

Одговори: ΔS 0 x.r. = -234,79 J/mol K; ΔS 0 x.r.<0 т.к. Δn(г) < 0.

Пример 4. Пресметка на промена на енергијата на Гибс, определување насока

хемиски процес

1. Реставрацијата на природниот минерал магнетит Fe 3 O 4 со јаглерод моноксид (2) се врши во услови на производство според реакцијата

Fe 3 O 4 (c) + CO (g) \u003d 3FeO (c) + CO 2 (g).

Определете ја промената на енергијата на Гибс и извлечете заклучок за можноста за спонтан тек на овој процес во стандардни услови.

Решение. Изобарично-изотермалниот потенцијал на термодинамичкиот систем или Гибсовата енергија G ја рефлектира севкупната движечка сила на процесот, т.е. го означува оној дел од вкупната енергија на системот (H), кој може целосно и без трага да се претвори во корисна работа (вистинскиот хемиски процес). Промена на Гибсовата енергија ΔG (на T = Const и P = Const) во насока на нејзино намалување (ΔG< 0) указывает на меру химической активности системы: чем больше |ΔG|, тем сильнее стремление к протеканию процесса и тем дальше он отстоит от состояния равновесия. Энергия Гиббса является функцией состояния и поэтому к ней применим закон Гесса:

ΔG ch.r. \u003d ∑ΔG arr (prod) - ∑ΔG arr (reag).

Применувајќи го овој израз на равенката за редукција на двојниот железен оксид Fe 3 O 4 во стандардни услови, добиваме:

ΔG 0 ладно \u003d [ 3 ΔG 0 arr FeO (c) + ΔG 0 arr CO 2 (g)] - [ΔG 0 arr Fe 3 O 4 (c) + ΔG 0 arr CO (g)].

Користејќи ја табелата од Додаток бр. 1, ги поставивме вредностите на ΔG 0 arr на реакционите производи и реагенси:

ΔG 0 arr FeO(c) = -244,3 kJ/mol; ΔG 0 arr CO 2 (g) = -394,38 kJ / mol; ΔG 0 arr Fe 3 O 4 (k) \u003d -1014,20 kJ / mol; ΔG 0 arr CO (g) \u003d -137,27 kJ / mol.

Замена на пронајдените вредности во изразот за ΔG 0 x.r. и правејќи ги пресметките, добиваме:

ΔG 0 ладно = - [(-1014,20) + (-137,27)] = 24,19 (kJ / mol).

Пресметките покажаа дека ΔG 0 x.r.> 0, што значи дека овој процес не може да продолжи во стандардни услови.

Одговори: под стандардни услови, процесот на спонтано намалување на железо диоксид со јаглерод моноксид (2) не е изводлив, бидејќи ΔG 0 ладно > 0.

2. Објаснете зошто егзотермичката реакција H 2 (g) + CO 2 (g) \u003d CO (g) + H 2 O (l), ΔH 1 \u003d -2,85 kJ / mol, не се одвива во стандардни услови; но реакцијата

2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g), ΔH 2 \u003d -113,74 kJ / mol.

Решение. Според првиот термодинамички закон, односот помеѓу енталпијата и Гибсовата енергија на хемиски процес се изразува со равенката: ΔH = ΔG + TΔS. Оттука ΔG = ΔH – ТΔS. Дозволете ни да ја пресметаме промената на Гибсовата енергија на двата процеси, користејќи ги податоците од табелата од Додаток бр. 1 за да ја пресметаме промената на ентропијата ΔS.

За првата реакција добиваме:

ΔS 0 x.r. (1) \u003d S 0 arr CO (g) + S 0 arr H 2 O (l) - S 0 arr H 2 (g) - S 0 arr CO 2 (g) и

ΔS 0 x.r. (1) = (197,91 + 69,94 - 130,59 - 213,65) J/mol K = -76,39 J/mol К.

За втората реакција, резултатот ќе биде следниов:

ΔS 0 x.r. (2) \u003d 2 S 0 arr NO 2 (g) - 2 S 0 arr NO (g) - S 0 arr O 2 (g) и

ΔS 0 x.r. (2) = (2 240,46 - 2 210,20 - 205,03) Ј/мол К = -144,51 Ј/мол К.

Сега ја пресметуваме промената на енергијата на Гибс на T = 298K за овие реакции:

ΔG 0 ладно (1) \u003d ΔH 1 - TΔS 0 x.r. (1) и

ΔG 0 ладно (1) = -2,85 kJ/mol - 298K (-76,39 10 -3 kJ/mol K) = 19,91 kJ/mol;

ΔG 0 ладно (2) \u003d ΔH 2 - TΔS 0 x.r. (2) и

ΔG 0 ладно (2) = -113,74 kJ/mol - 298K (-144,51 10 -3 kJ/mol K) = -70,68 kJ/mol.

Според резултатите од пресметката, ΔG 0 x.r. (1) > 0 и, според тоа, овој процес нема да продолжи спонтано, туку ΔG 0 x.r. (2)< 0, что свидетельствует о самопроизвольности процесса при стандартных условиях.

Одговори: во стандардни услови реакцијата на редукција на јаглерод диоксид со водород не продолжува, бидејќи за него ΔG 0 x.r. > 0, но можна е реакција на оксидација на азотен оксид (2) со кислород, придружена со намалување на Гибсовата енергија ΔG 0 x.r. (2)< 0.

3. Определете ја можноста за спонтан тек на процесот на алуминотермија

Fe 2 O 3 (c) + 2Al (c) \u003d Al 2 O 3 (c) + 2Fe (c)

на 298K и 500K и стандардна состојба на сите супстанции. Поставете ја минималната температура над која спонтано се одвива наведениот процес.

Решение. Да се ​​пресмета ΔG 0 x.r. Го користиме Хесовиот закон:

ΔG 0 ладно \u003d [ΔG 0 arr Al 2 O 3 (c) + 2 ΔG 0 arr Fe (c)] - [ΔG 0 arr Fe 2 O 3 (c) +2 ΔG 0 arr Al (c)].

Во овој случај земаме предвид дека ΔG 0 arr Fe(c) = ΔG 0 arr Al(c) = 0, а според табелата од Додаток бр.7 ΔG 0 arr Al 2 O 3 (c) = -1580,00 kJ/mol; ΔG 0 arr Fe 2 O 3 (k) = -740,98 kJ / mol. Заменувајќи ги пронајдените вредности и правејќи пресметки, добиваме:

ΔG 0 ладно \u003d [-1580,00 - (-740,98)] kJ / mol \u003d -839,02 kJ / mol.

Да се ​​пресмета ΔG 500 x.r. го користат првиот закон на термодинамиката

ΔG 500 x.r. = ΔH 500 x.r. – ТΔS 500 x.r. Во исто време, во согласност со укажувањето на состојбата на проблемот (сите супстанции се во стандардна состојба), ги користиме табеларните вредности на ΔH 0 и ΔS 0 на реагенси и производи на 298K:

ΔH 0 arr Al 2 O 3 (k) = -1676,00 kJ / mol; ΔH 0 arr Fe 2 O 3 (k) = -822,16 kJ / mol; S 0 arr Al 2 O 3 (k) \u003d 50,94 J / mol K; S 0 arr Fe 2 O 3 (k) \u003d 89,96 J / mol K; S0 arr Al(k) = 42,69 J/mol K; S 0 arr Fe(k) = 27,15 J/mol K.

Дозволете ни да ги замениме овие вредности во изразите за ΔH 500 x.r. и ΔS 500 x.r. и направете ги пресметките:

ΔH 500 x.r. \u003d ΔH 0 arr Al 2 O 3 (c) - ΔH 0 arr Fe 2 O 3 (c); ΔH 500 x.r. \u003d [-1676,00 - (-822,16)] kJ / mol \u003d -853,84 kJ / mol.

ΔS 500 x.r. = - ; ΔS 500 x.r. \u003d (50,94 + 2 27,15) - (89,96 + 2 42,69) J / mol K \u003d -70,10 J / mol K.

Сега наоѓаме ΔG 500 x.r. , изразувајќи ΔS 500 x.r. во kJ/mol K:

ΔG 500 x.r. \u003d [-853,84 - 500 (-70,10 10 -3)] kJ / mol \u003d -818,79 kJ / mol.

За да ја најдеме минималната температура над која спонтано се одвива процесот, на системот го применуваме условот T = 0K, а потоа ΔG 0 x.r. \u003d ΔH 0 x.r.< 0. Таким образом, даже при отрицательных значениях температуры (а такие значения практически недостижимы) реакция будет протекать самопроизвольно.

За да ја поставиме горната температурна граница на која процесот престанува да биде спонтан, го применуваме условот на состојбата на хемиска рамнотежа: ΔG = 0 и ΔH = ТΔS, па оттука Т = .

Да ги замениме пронајдените вредности ΔH 500 x.r во добиениот израз. и ΔS 500 x.r. и, откако направивме пресметки, добиваме: Т = = 12180 К.

Така, само на многу висока температура (T≥12180 K) процесот на алуминотермија е невозможен.

Одговори: на 298K и 500K, процесот на редуцирање на железен оксид (3) со алуминиум продолжува спонтано, бидејќи ΔG 298 x.r.< 0 и ΔG 500 х.р.< 0. Самопроизвольность процесса обеспечивается уже при температуре 0К и прекращается при температуре выше 12180К.

4. Определи ја стандардната промена на Гибсовата енергија на реакцијата

COCl 2 (g)<=>CO (g) + Cl 2 (g), ако на температура од 885K 70% од фосгенот се распадне, земен при почетен притисок од 100 kPa.

Решение. Ако, пред почетокот на реакцијата, парцијалниот притисок на COCl 2 (g) беше еднаков на P 0 \u003d 100 kPa, 70% од гасот беше потрошен за време на реакцијата, тогаш во моментот на рамнотежа, парцијалниот притисок на преостанатиот фосген P е еднаков на COCl 2 (g) \u003d P 0 0,3 = 30 kPa. Делумните притисоци на производите на реакцијата во рамнотежна состојба се еднакви на фракцијата на потрошениот фосген, што значи дека P е еднаков на CO (g) \u003d P е еднаков на Cl 2 (g) \u003d P 0 0,7 \u003d 70 kPa.

Според законот за масовно дејство за рамнотежен процес

К е еднакво на = .

Да ги замениме пронајдените вредности на парцијалните рамнотежни притисоци на производите и реактантите во оваа равенка и да ја пресметаме вредноста на константата на рамнотежа:

K е еднакво = = 163,3.

Сега, користејќи ја изотермната равенка van't Hoff ΔG 0 = –RTlnKp, ја пресметуваме промената на стандардната енергија на Гибс во рамнотежна состојба на дадена температура:

ΔG 0 \u003d (-8,31 885) J / mol ℓn163,3 \u003d -37434 J / mol \u003d -37,4 kJ / mol.

Одговори: во состојба на рамнотежа при стандардни услови, промената на Гибсовата енергија на реакцијата ΔG 0 x.r = -37,4 kJ / mol.

Термодинамика

Дисциплина: општа хемија.

Редовно образование.

Министерство за здравство и социјален развој на Руската Федерација

Државна буџетска образовна институција на виш

стручно образование

Државниот медицински универзитет Саратов

именуван по В.И. Разумовски“ на Министерството за здравство и социјала

Развој на Руската Федерација

(SBEI HPE Саратов државен медицински универзитет именуван по V.I. Разумовски од Министерството за здравство и социјален развој на Русија)

Насоки за лабораторија - практичен час

за студенти по медицина

Термодинамика

Дисциплина: општа хемија.

Редовно образование.

Времетраење на часот: 90 минути.

Развојот беше составен од асс. Куликова Л.Н.

Цели

формирање на идеи за физичките и хемиските аспекти како најважни биохемиски процеси во телото.

Почетно знаење на учениците:

Концептот на термички ефект на хемиска реакција од училишен курс по хемија. Егзотермични и ендотермични реакции.

Ученикот мора знае: Првиот закон на термодинамиката. Поими: енталпија, ентропија. Закон на Хес. Примена на првиот закон за термодинамика во биосистемите. Вториот закон на термодинамиката. Гибсовата енергија.

Ученикот мора може да:пресметете ја стандардната енталпија на хемиска реакција од стандардните енталпии на формирање и согорување на хемиски соединенија, според Хесовиот закон, ентропијата на хемиската реакција, Гибсовата енергија.

План за подготовка:

1) Запознајте се со прашањата за да се подготвите за лекцијата (Прилог 1)

2) Разберете го краткиот теоретски материјал (прилог 2) и текстот на предавањето „Основни поими на термодинамиката. Првиот и вториот закон на термодинамиката.

3) Ако одредени делови од предавањето се тешки за разбирање, тогаш треба да се повикате на следните учебници:

4) Одговорете на прашања за самоконтрола (Прилог 3).

5) Извршете тест за обука и проверете го правилното извршување на клучот (Додаток 4).

6) Решете го ситуациониот проблем и споредете го добиениот одговор со стандардот (прилог 5).

Анекс 1: Прашања за подготовка за лекцијата

1) Предмет и методи на хемиска термодинамика. Односот помеѓу процесите на метаболизмот и енергијата во телото. Хемиска термодинамика како теоретска основа за биоенергетиката.

2) Основни поими на термодинамиката. Интензивни и обемни параметри. Државна функција. Внатрешна енергија. Работата и топлината се две форми на пренос на енергија.

3) Видови термодинамички системи (изолирани, затворени, отворени).

4) Видови термодинамички процеси (изотермални, изобарни, изохориски).

5) Првиот закон на термодинамиката.

6) Енталпија. Стандардна енталпија на формирање на супстанција, стандардна енталпија на согорување на супстанција. Стандардна енталпија на реакција.

7) Хесовиот закон.

8) Примена на првиот закон за термодинамика на биосистемите.

9) Вториот закон на термодинамиката. Реверзибилни и неповратни процеси во термодинамичка смисла. Ентропија.

10) Гибсовата енергија. Прогнозирање на насоката на спонтаните процеси во изолирани и затворени системи; улогата на енталпија и ентропија фактори. Услови на термодинамичка рамнотежа.

11) Стандардна Гибсова енергија на формирање на материјата, стандардна Гибсова енергија на биолошка оксидација на материјата. Стандардна Гибсова енергија на реакцијата.

12) Концептот на егзергонични и ендергонични процеси што се случуваат во телото. Принципот на енергетска конјугација.

Анекс 1: Краток теоретски материјал

Веќе на крајот на 18 век беше познато дека човечкиот живот е меѓусебно поврзан процес на хемиски трансформации (оксидација на прехранбени производи и сл.) и енергетски метаболизам во телото (А. Лавоазие, П. Лаплас).

Хемиска термодинамика – Ова е гранка на физичката хемија која ја проучува интерконверзијата на топлина и енергија за време на хемиска реакција.

Термодинамиката се заснова на голем број концепти: систем, состојба на системот, параметри на состојбата на системот, функции на состојбата на системот, внатрешна енергија на системот итн.

Термодинамички систем – ова е тело или група тела кои комуницираат едни со други и се одвоени од околината со реален или имагинарен интерфејс.

Изолиран систем - е систем кој не разменува материја или енергија со околината.

Затворен систем - Ова е систем кој не разменува материја со околината, туку разменува енергија.

Отворен систем - Тоа е систем кој разменува и материја и енергија со околината.

Пример за отворен систем е жива клетка.

Состојба на системоте збир на својства на системот кои овозможуваат да се опише системот од гледна точка на термодинамиката.

На пример, за да ја процени состојбата на човечкото тело како термодинамички систем, лекарот мора да оцени некои негови својства (температура, притисок, концентрација на биолошки течности).

Физичките својства кои ја карактеризираат состојбата на системот се нарекуваат параметри на состојбата на системот.

Интеракцијата на системот со околината е забележлива со менување на параметрите на системот.

Опширни опции – тоа се параметри кои зависат од количината на супстанцијата во системот и се сумираат кога системите се комбинираат(волумен, маса, енергија, површина итн.).

Интензивни опции – тоа се параметри кои не зависат од количината на супстанцијата и се усогласуваат кога системите се комбинираат(температура, притисок, концентрација, густина, површински напон).

Параметрите на состојбата се поврзани со равенката на состојбата.

Се нарекува премин на систем од една во друга состојба со промена на барем еден параметар термодинамички процес.

Ако процесот се одвива при постојан притисок, се нарекува изобарски процес. Со постојан волумен изохорична на константна температура - изотермална .

Статусна функција- ова е карактеристика на системот што не може директно да се мери, туку се пресметува преку параметрите на состојбата.Вредноста на функцијата на државата не зависи од тоа како се постигнува, туку само од почетната и крајната состојба на системот.

Внатрешната енергија е една таква функција.

Внатрешна енергија- збир на сите видови на енергии на движење и заемно дејство на честички кои го сочинуваат системот.

Во 19 век, лекарот на германскиот брод Мајер Ју.Р. и англискиот научник Џоул Д. покажаа дека топлината и работата се способни за меѓусебни трансформации, кои се различни начини на пренос на енергија.

Топлина- форма на пренос на енергија со хаотично движење на микрочестички.

Работа- форма на пренос на енергија преку насочено движење на макросистемот како целина.

Набљудувајќи ги луѓето во различни климатски зони, Мајер заклучил дека топлината од согорувањето на храната се користи за одржување на константна телесна температура и за извршување на мускулна работа. Ова набљудување ја формираше основата на 1-виот закон на термодинамиката.

Првиот закон на термодинамиката (првиот закон на термодинамиката):
енергијата не произлегува од ништо и не исчезнува без трага, туку преминува од еден вид на енергија во друг

или зголемувањето на внатрешната енергија на системот во некој процес е еднакво на топлината што ја прима системот, плус работата извршена на системот.

∆U=Q+A

∆U - внатрешна енергија

П - топлина

А - работа

Врз основа на 1-виот закон на термодинамиката, кој е основен закон на природата, едноставните пресметки даваат вредни информации за процесите на метаболизмот и енергијата во телото.

Термохемијае гранка на термодинамиката која ги проучува жештините на хемиските реакции.

Закон на Хес:топлината на хемиската реакција која се одвива при постојан притисок или волумен не зависи од патеката на процесот, туку само од почетната и крајната состојба на системот.

Ако е можно да се добијат други од некои супстанции на различни начини, тогаш вкупниот термички ефект по првата патека е еднаков на вкупниот термички ефект по втората патека. Хесовиот закон овозможува во пракса да се пресметаат термичките ефекти на реакциите кои тешко се следат или траат долго. На пример, вкупната топлина на биолошката оксидација на прехранбените производи во телото е еднаква на топлината на нивното директно согорување.

Енталпијае функција на состојба, чиј прираст е еднаков на термичкиот ефект на процесот што се случува при постојан притисок.

Методи за пресметување на стандардната енталпија на хемиска реакција

1) Според стандардните енталпии (топлини) на формирање на супстанции

Стандардна енталпија (топлина) на формирање на супстанцијае термички ефект од реакцијата на формирање на 1 mol хемиско соединение од едноставни материи во стандардни услови: T=289 K, P=1 atm=101325 Pa.

Топлините на формирање на едноставни материи се еднакви на нула.

ν i, ν j се стехиометриски коефициенти пред соодветните супстанции во равенката на реакцијата.

2) Според стандардните енталпии (топлини) на согорување на супстанции

Стандардна енталпија (топлина) на согорување на супстанцијае термички ефект од реакцијата на целосно согорување на 1 mol хемиско соединение во стандардни услови.

Топлините на согорувањето на повисоките оксиди (вклучувајќи CO 2 и H 2 O) се претпоставуваат дека се нула.

Вториот закон на термодинамиката ја утврдува можноста, насоката и длабочината на спонтан процес.

Спонтан процес- процес кој се одвива без никакви надворешни влијанија и го доближува системот до состојба на рамнотежа.

Термодинамички реверзибилен процес- процес кој се одвива во напред и назад насоки без промени во системот и во околината, т.е. при преминот од почетната во конечната состојба, сите меѓусостојби се во рамнотежа.

Во присуство на нерамнотежни меѓусостојби, процесот се разгледува термодинамички неповратен.

Во природата, системите со минимална енергија се стабилни. Тогаш само егзотермните процеси треба да бидат спонтани. Но, тоа не е. Тоа значи дека постои уште еден критериум за спонтан тек на процесот - ентропија (S).

Ентропија - мерка за енергетско нарушување во системот, мерка за хаос, мерка за енергијата што се расфрла во форма на топлина и не се претвора во работа.

Вториот закон на термодинамиката (вториот закон на термодинамиката):

Процесите се случуваат спонтано, што доведува до зголемување на вкупната ентропија на системот и околината

∆S систем + ∆S медиум ≥ 0или ∆S ≥ 0

Физичкото значење на ентропијата:

Ентропија е количината на енергија што се троши од 1 мол супстанција на 1 степен.

Ентропијата е обемна функција. Ентропијата е пропорционална на масата, се однесува на 1 мол или 1 грам супстанција. Ова значи дека ентропијата на системот е еднаква на збирот на ентропиите на неговите составни делови:

S=

Ентропијата е функција на состојбата на системот. Тоа значи дека карактеризира систем,не е процес. Неговата промена зависи само од почетната и конечната состојба на системот и не зависи од транзициската патека:

За хемиска реакција, промената на ентропијата: прод - реф

Слични информации.

Невозможно е да се пронајдат апсолутните вредности на енталпиите и внатрешните енергии со термодинамички методи, но може да се утврдат само нивните промени. Во исто време, при термодинамички пресметки на системи кои реагираат хемиски, погодно е да се користи единствена референтна рамка. Во овој случај, бидејќи енталпијата и внатрешната енергија се поврзани со односот, доволно е да се воведе референтна рамка за само една енталпија. Дополнително, со цел да се споредат и систематизираат топлинските ефекти на хемиските реакции, кои зависат од физичката состојба на супстанциите што реагираат и од условите за појава на XP, се воведува концептот на стандардна состојба на материјата. По препорака на комисијата за термодинамика на Меѓународната унија за чиста и применета хемија (IUPAC) во 1975 година, стандардната состојба е дефинирана на следниов начин:

„Стандардна состојба за гасовите е состојба на хипотетички идеален гас при притисок од 1 физичка атмосфера (101325 Pa). За течности и цврсти материи, стандардната состојба е состојба на чиста течност или, соодветно, чиста кристална супстанција при притисок од 1 физичка атмосфера. За супстанции во раствори, стандардна состојба се зема како хипотетичка состојба во која енталпијата на едномоларен раствор (1 mol супстанција во 1 kg растворувач) би била еднаква на енталпијата на растворот при бесконечно разредување. Својствата на супстанциите во стандардни состојби се означуваат со надписот 0. (Чиста супстанција е супстанца која се состои од идентични структурни честички (атоми, молекули итн.)).

Оваа дефиниција се однесува на хипотетичките состојби на гасот и растворената супстанција, бидејќи во реални услови состојбите на гасовите се разликуваат во поголема или помала мера од идеалните, а состојбите на растворите се разликуваат од идеалното решение. Затоа, при користење на термодинамичките својства на супстанциите во стандардни состојби за реални услови, се воведуваат корекции за отстапувањето на овие својства од реалните. Ако овие отстапувања се мали, тогаш корекциите може да се изостават.

Во прирачниците термодинамичките величини обично се даваат под стандардни услови: притисок Р 0 =101325Pa и температура Т 0 =0K или Т 0 \u003d 298,15 K (25 0 C). При креирање табели со вкупни енталпии на супстанции, нивната стандардна состојба на температура Т 0 =0K или Т 0 = 298,15 K.

Супстанции, кои се чистихемиски елементи во најстабилна фазасостојба на Р 0 \u003d 101325 Pa и температурата на референтната точка на енталпиите T 0, ја земаат вредноста енталпија еднаква на нула: . (На пример, за супстанции во гасовита состојба: O 2, N 2, H 2, Cl 2, F 2, итн., за C (графит) и метали (цврсти кристали)).

За хемиски соединенија(CO 2, H 2 O, итн.) и за супстанции кои се чисти хемиски елементи, не во најстабилна состојба(О, Н, итн.) енталпијана Р 0 =101325Pa и Т 0 не е еднаква на нула: .

Енталпијахемиски соединенија кај Р 0 и Т 0 потпира еднаков на термичкиот ефект на формирањетонив од чисти хемиски елементи со овие параметри, т.е. . Значи, на T 0 \u003d 0K: и на T 0 \u003d 298,15K:.

Енталпија на која било супстанција на температура Тќе биде еднаква на количината на топлина што мора да се обезбеди во изобарниот процес така што од чисти хемиски елементи на температура Т 0 добијте дадена супстанција и загрејте ја од температурата Т 0 до температура Т, т.е. формулата за пресметување на енталпијата на која било супстанција е:

, или во покомпактна нотација имаме:

,

каде што натписот „о“ значи дека супстанцијата е во стандардна состојба во Р 0 =101325Pa; е енталпија на формирање на супстанција на температура Т 0 од чисти хемиски елементи; = - вишок енталпија поврзана со топлинскиот капацитет на супстанцијата, - вкупна енталпија, земајќи ја предвид енталпијата на формирање на супстанцијата.

За Т 0 = 0:

,

За Т= 298,15 К:

Шема за пресметување на енталпија на температура Тможе да се претстави во форма

Овде ќе најдете примери на задачи за пресметување на такви термодинамички параметри како енталпија, ентропија, . Утврдување на можноста за спонтан тек на процесот, како и составување термохемиски равенки.

Задачи за делот Основи на термодинамиката со решенија

Задача 1. Пресметајте ја стандардната енталпија и стандардната ентропија на хемиска реакција. Определете во која насока на 298 °K (напред или назад) реакцијата ќе продолжи. Пресметајте ја температурата на која двете насоки на реакцијата се подеднакво веројатни.
Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d 2Fe (c) + 3H 2 O (g)

Δ Хобласт = ΣH 0 кон– ΣH 0 уп kJ/mol

Користење на референтни податоци стандардни енталпиисупстанции, наоѓаме:

Δ Хобласт= 2 Δ Х 0 Fe +3 Δ Х 0 H2 O - Δ Х 0 Fe2 O3 - 3 Δ Х 0 H2 \u003d 2 0 + 3 (- 241,82) - (-822,16) - 3 0 \u003d 96,7 kJ / mol

Δ Собласт=Σ С 0 кон– Σ С 0 уп J/(mol K)

Користење на референтни податоци стандардни ентропиисупстанции, наоѓаме:

Δ Собласт= 2 Δ С 0 Fe + 3 Δ С 0 H2 O - Δ С 0 Fe2 O3 - 3 Δ С 0 H2 = 2 27,15 + 3 188,7 – 89,96 – 3 131 = 137,44 J/(mol K)

ΔG = Δ Х – TΔS\u003d 96,7 - 298 137,44 / 1000 \u003d 55,75 kJ / mol

На T=298°K, ΔG> 0 - реакцијата не се одвива спонтано, т.е. реакцијата ќе продолжи во спротивна насока.

ΔG = Δ Х – TΔS= 0, Потоа

Т= — (ΔG – Δ Х) / ∆S= — (0-96,7)/0,137 = 705,83 K

На T = 705,83 K, реакцијата ќе продолжи со еднаква веројатност и во напред и во обратна насока.

Задача 2. Пресметајте ја енергијата на Гибс и утврдете ја можноста реакцијата да се случи на температури од 1000 и 3000 К.

Реакциската равенка за согорување на течен јаглероден дисулфид е како што следува:

CS 2 (l) + 3O 2 \u003d CO 2 + 2SO 2

Го пресметуваме ефектот на топлина на реакцијата со замена на референтните податоци на стандардните енталпии на супстанции во изразот:

Δ Хобласт = ΣH 0 кон– ΣH 0 уп kJ/mol

Δ Хобласт= 2 Δ Х 0 SO2+ Δ Х 0 CO2- Δ Х 0 CS2 - 3 Δ Х 0 O2 \u003d 2 (-296,9) + 3 (- 393,5) - 87 - 3 0 \u003d -1075,1 kJ / mol

Оние. за време на согорувањето 1 крт се ослободува јаглерод дисулфид 1075,1 kJ топлина

и кога гори x бенки се ослободува јаглерод дисулфид 700 kJ топлина

Ајде да најдеме X:

x\u003d 700 1 / 1075,1 \u003d 0,65 mol

Значи, ако како резултат на реакцијата се ослободат 700 kJ топлина, тогаш во реакцијата ќе влезат 0,65 mol CS 2

Задача 4. Пресметајте го топлинскиот ефект на реакцијата на редукција на железниот оксид (II) со водород, врз основа на следните термохемиски равенки:
1. FeO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); ΔH 1 = -18,20 kJ;
2. CO (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) ΔH 2 \u003d -283,0 kJ;
3. H 2 (g) + ½ O 2 (g) \u003d H 2 O (g) ΔH 3 \u003d -241,83 kJ.

Редукцијата на реакцијата на железниот оксид (II) со водород ја има следната форма:

4. FeO (c) + H 2 (g) = Fe (c) + H 2 O (g)

За да се пресмета топлинскиот ефект на реакцијата, потребно е да се примени т.е. реакција 4. може да се добие со додавање на реакциите 1. и 2. и одземање на реакцијата 1.:

Δ Хобласт= Δ Х 1 + Δ Х 3 – Δ Х 2 \u003d -18,2 - 241,3 + 283 \u003d 23 kJ

Така, термички ефект на реакцијатаредукцијата на железен оксид (II) со водород е еднаква на

Δ Хобласт= 23 kJ

Задача 5. Реакцијата на согорување на бензенот се изразува со термохемиската равенка:
C 6 H 6 (g) + 7½ O 2 (g) \u003d 6CO 2 (g) + 3H 2 O (g) - 3135,6 kJ.
Пресметајте ја топлината на формирање на течен бензен. Одредете ја калориската вредност на течниот бензен, под услов стандардните услови да се исти како нормалните.

Термичкиот ефект на реакцијата е:

Δ Хобласт = ΣH 0 кон– ΣH 0 уп kJ/mol

Во нашиот случај Δ Хобласт= - 3135,6 kJ, ја наоѓаме топлината на формирање на течен бензен:

Δ Хобласт= 6 Δ Х 0 Со О2 + 3 Δ Х 0 H2 O - Δ Х 0 C6 H6 - 7,5 Δ Х 0 О2

-Δ Х 0 C6 H6= Δ Хобласт- 3 (-241,84) + 6 (- 393,51) - 7,5 0 \u003d - 3135,6 - 3 (-241,84) + 6 (- 393,51) - 7, 5 0 \u003d - 49,02 kJ / mol

Δ Х 0 C6 H6 = 49,02 kJ/mol

Калориска вредносттечниот бензен се пресметува со формулата:

ПТ= Δ Хобласт 1000 / М

М(бензен) = 78 g/mol

ПТ= - 3135,6 1000 / 78 = - 4,02 10 4 kJ / kg

Калориска вредносттечен бензен П Т = - 4,02 10 4 kJ / kg

Задача 6. Реакцијата на оксидација на етил алкохолот се изразува со равенката:
C 2 H 5 OH (g) + 3,0 O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g) + 3H 2 O (g).
Одреди ја топлината на формирање C 2 H 5 OH (l), знаејќи ΔH x.r. = - 1366,87 kJ. Напишете термохемиска равенка. Да се ​​определи моларната топлина на испарување C 2 H 5 OH (g) → C 2 H 5 OH (g), ако е позната топлината на формирање C 2 H 5 OH (g), еднаква на –235,31 kJ mol -1.

Врз основа на дадените податоци пишуваме термохемиска равенка:

C 2 H 5 OH (g) + 3O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g) + 3H 2 O (g) + 1366,87 kJ

термички ефект реакцииеднакво на:

Δ Хобласт = ΣH 0 кон– ΣH 0 уп kJ/mol

Во нашиот случај Δ Хобласт= - 1366,87 kJ.

Користење на референтни податоци горештини на формирање на супстанции, ја наоѓаме топлината на формирање C 2 H 5 OH (l):

Δ Хобласт= 2 Δ Х 0 Со О2 + 3 Δ Х 0 H2 O - Δ Х 0 C2 H5 OH(l) – 3 Δ Х 0 О2

- 1366,87 \u003d 2 (-393,51) + 3 (-285,84)- Δ Х 0 C2 H5 OH - 3 0

Δ Х 0 C2Н5OH(w)\u003d -277,36 kJ / mol

Δ Х 0 C2 H5 OH(g) = Δ Х 0 C2 H5 OH(l) + Δ Х 0 испарување

Δ Х 0 испарување = Δ Х 0 C2 H5 OH (g) - Δ Х 0 C2 H5 OH (l)

Δ Х 0 испарување\u003d - 235,31 + 277,36 \u003d 42,36 kJ / mol

Утврдивме дека топлината на формирање на C 2 H 5 OH (l) е еднаква на

Δ Х 0 C2Н5OH(w)\u003d -277,36 kJ / mol

а моларната топлина на испарување C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) е

Δ Х 0 испарување= 42,36 kJ/mol

Задача 7. Како може да се објасни дека во стандардни услови, егзотермна реакција е невозможна:
CO 2 (g) + H 2 (g) ↔ CO (g) + H 2 O (g)?
Пресметај ΔG на оваа реакција. На која температура оваа реакција станува спонтана?

Пресметај ΔGоваа реакција:

ΔG = Δ Х – TΔS

За да го направите ова, прво дефинираме Δ ХИ ∆S реакции:

Δ Хобласт = ΣH 0 кон– ΣH 0 уп kJ/mol

Користење на референтни податоци стандардни енталпиисупстанции, наоѓаме:

Δ Хобласт= Δ Х 0 H2 O(l) + Δ Х 0 CO- Δ Х 0 CO2 - Δ Х 0 H2 \u003d -110,5 + (-285,8) - (393,5) - 0 \u003d -2,8 kJ / mol

Δ Собласт=Σ С 0 кон– Σ С 0 уп J/(mol K)

Слично, користејќи референтни податоци стандардни ентропиисупстанции, наоѓаме:

Δ Собласт= Δ С 0 H2 O(l) + Δ С 0 CO- Δ С 0 CO2 - Δ С 0 H2 \u003d 197,5 + 70,1 - 213,7 - 130,52 \u003d -76,6 J / (mol K)

Ајде да најдеме Гибсовата енергијапод стандардни услови

ΔGобласт= Δ Х – TΔS\u003d -2,8 + 298 76,6 / 1000 \u003d 20 kJ / mol> 0,

па реакцијата е спонтана не оди.

Најдете на кои температури станува оваа реакција спонтан.

Во состојба на рамнотежа ΔGобласт = 0 , Потоа

Т = Δ Х/ ∆S = -2,8 / (-76,6 1000) \u003d 36,6 K

Задача 8. Пресметувајќи врз основа на табеларни податоци ΔG и ΔS, определи го топлинскиот ефект на реакцијата:
2 NO (g) + Cl 2 (g) ↔ 2 NOCl (g).

При постојана температура и притисок, промената Гибсовата енергија

ΔG = Δ Х – TΔS

Врз основа на табеларните податоци, ние пресметуваме ∆G и ∆S

ΔG 0 област= Σ ΔG 0 прод — Σ ΔG 0 уп

ΔGобласт= 2 ΔG 0 NOCl(Г) — 2 ΔG 0 БР(Г) — ΔG 0 Cl2 (г)

ΔGобласт= 2 66,37 — 2 89,69 – 0 = — 40,64 kJ/mol

ΔGобласт < 0 , па реакцијата е спонтана.

Δ Собласт=Σ С 0 кон– Σ С 0 уп J/(mol K)

Δ Собласт = 2 ∆S 0 NOCl(Г) — 2 ∆S 0 БР(Г) — ∆S 0 Cl2 (г)

Δ Собласт = 2 261,6 — 2 210,62 – 223,0 = -121,04 J/(mol K)

Ајде да најдеме Δ Х :

Δ Х = ΔG + TΔS

Δ Х = - 40,64 + 298 (-121,04 / 1000) \u003d - 76,7 kJ / mol

Термички ефект на реакцијата Δ Х = - 76,7 kJ / mol

Задача 9. Со што поинтензивно ќе комуницира гасовитиот водород хлорид (на 1 мол): со алуминиум или со калај? Дајте го вашиот одговор со пресметување ΔG 0 за двете реакции. Производите на реакцијата се цврста сол и гасовит водород.

Пресметај ∆G0за реакција на интеракцијата на гасовитиот водород хлорид (на 1 мол) со алуминиум

2Al (t) + 6HCl (g) \u003d 2AlCl 3 (t) + 3H 2

ΔG 0 област= Σ ΔG 0 прод — Σ ΔG 0 уп kJ/mol

ΔG 0 области1= 2 ΔG 0 AlCl 3 (t) + 3 ΔG 0 H2 — 2 ΔG 0 Al(t) — 6ΔG 0 HCl(Г)

ΔG 0 области1= 2 (-636,8) + 3 0 — 20 — 6(-95,27) = -701,98 kJ/mol

Тогаш во реакцијата учествуваат 2 mol Al(t). ΔGобласти1 1 мол Al(t) е еднаков на

ΔG 0 област 1 \u003d -701,98 / 2 \u003d -350,99 kJ / mol

Пресметај ∆G0за реакција на интеракција на гасовит водород хлорид (на 1 мол) со калај:

Sn (t) + 2HCl (g) \u003d SnCl 2 (t) + H 2

ΔG 0 области2 =ΔG 0 SnCl 2 (t) + ΔG 0 H2 — ΔG 0 Sn(t) — 2ΔG 0 HCl(Г)

ΔG 0 област 2 \u003d -288,4 + 0- 0- 2 (-95,27) \u003d -97,86 kJ / mol

И двете реакции имаат ΔG 0 <0 , затоа, тие продолжуваат спонтано во насока нанапред, но гасовитиот водород хлорид поинтензивно ќе комуницира со алуминиумот, бидејќи

ΔG 0 област 1˂ ΔG 0 област 2

Задача 10. Без прибегнување кон пресметки, одреди кои знаци (>0,<0, ≅0) имеют ΔG, ΔH и ΔS для протекающей в прямом направлении реакции:
4 HBr (g) + O 2 (g) ↔ 2 H 2 O (g) + 2 Br 2 (g)
Како зголемувањето на температурата ќе влијае на насоката на хемиската реакција?

На постојана температура и притисок Промена на енергијата на Гибсповрзани со енталпија и ентропија со изразот:

ΔG = Δ Х – TΔS

За време на хемиските реакции, топлината се апсорбира или се ослободува во околината. Оваа размена на топлина помеѓу хемиската реакција и околината се нарекува енталпија, или H. Меѓутоа, невозможно е директно да се измери енталпијата, па затоа е вообичаено да се пресмета промената на температурата на околината (означува ∆H). ∆H означува дека при хемиска реакција се ослободува топлина во околината (егзотермична реакција) или се апсорбира топлина (ендотермичка реакција). Енталпијата се пресметува на следниов начин: ∆H = m x s x ∆T, каде што m е масата на реактантите, s е топлинскиот капацитет на реакциониот производ, ∆T е промената на температурата како резултат на реакцијата.

Чекори

Решавање на проблеми со енталпија

Идентификувајте ги реактантите и производите од реакцијата.Секоја хемиска реакција има реактанти и реакциони продукти. производ на реакција создаденкако резултат на интеракцијата на реагенсите. Со други зборови, реактантите се состојките во рецептот, а реакциониот производ е готовиот сад. За да се најде ∆H на реакцијата, потребно е да се знаат реактантите и производите од реакцијата.

• На пример, неопходно е да се најде енталпијата на реакцијата на формирање на вода од водород и кислород: 2H 2 (водород) + O 2 (кислород) → 2H 2 O (вода). Во оваа реакција H2И О2- реагенси и H2Oе производ на реакцијата.

1. Определете ја вкупната маса на реагенсите.Следно, треба да ја пресметате масата на реагенси. Ако не можете да ги измерите, тогаш пресметајте ја молекуларната тежина за да ја пронајдете вистинската. Молекуларната маса е константа што може да се најде во периодниот систем на Менделеев или други табели на молекули и соединенија. Помножете ја масата на секој реактант со бројот на молови.

   • Во нашиот пример, реактантите водород и кислород имаат молекуларна тежина од 2 g и 32 g, соодветно. Бидејќи користиме 2 mol водород (коефициентот во хемиската реакција пред H 2 водород) и 1 mol кислород (отсуството на коефициентот пред O 2 значи 1 mol), тогаш вкупната маса на реактантите се пресметува на следниов начин:
     2 × (2 g) + 1 × (32 g) = 4 g + 32 g = 36 гр

2. Одредете го топлинскиот капацитет на производот.Следно, одреди го топлинскиот капацитет на реакциониот производ. Секоја молекула има специфичен топлински капацитет, кој е константен. Најдете ја оваа константа во табелите на учебникот по хемија. Постојат неколку единици за мерење на топлинскиот капацитет; во нашите пресметки ќе користиме J/g°C.

   • Забележете дека ако има повеќе производи на реакција, ќе треба да го пресметате топлинскиот капацитет на секој и потоа да ги соберете за да ја добиете енталпијата на целата реакција.
   • Во нашиот пример, производ на реакцијата е вода, која има специфична топлина 4,2 J/g°C.

3. Најдете ја промената на температурата.Сега ќе најдеме ∆T - температурната разлика пред и по реакцијата. Од почетната температура (T1) одземете ја крајната температура (T2). Најчесто, скалата Келвин (К) се користи во хемиски проблеми (иако скалата Целзиусови (°C) ќе го даде истиот резултат).

   • Во нашиот пример, да претпоставиме дека почетната температура на реакцијата била 185 K, а по реакцијата станала 95 K, па ∆T се пресметува на следниов начин:
     ∆T = T2 – T1 = 95 K - 185 K = - 90 илјади

4. Најдете ја енталпијата со формулата ∆H = м x с x ∆T.Ако m е масата на реактантите, s е топлинскиот капацитет на реакциониот производ, а ∆T е промената на температурата, тогаш може да се пресмета енталпијата на реакцијата. Заменете ги вредностите во формулата ∆H = м x с x ∆T и добијте ја енталпијата. Резултатот се пресметува во џули (J).

   • Во нашиот пример, енталпијата се пресметува на следниов начин:
     ∆H = (36 g) × (4,2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 Ј

5. Определете дали енергијата се ослободува или апсорбира за време на реакцијата што се разгледува.Една од најчестите причини за пресметување на ∆H во пракса е да се знае дали реакцијата ќе биде егзотермна (со ослободување на топлина и намалување на сопствената енергија) или ендотермична (апсорбира топлина од околината и ја зголемува сопствената енергија). Ако вредноста на ∆H е позитивна, тогаш реакцијата е ендотермична. Ако е негативна, тогаш реакцијата е егзотермна. Колку е поголема апсолутната вредност на ∆H, толку повеќе енергија се ослободува или апсорбира. Внимавајте ако сакате да направите практичен експеримент: за време на реакции со висока вредност на енталпија, може да дојде до големо ослободување на енергија, а ако продолжи брзо, може да доведе до експлозија.

   • Во нашиот пример, крајниот резултат се покажа -13608 J. Пред вредноста на енталпијата има негативен знак, што значи дека реакцијата егзотермични. Топлите гасови (во форма на пареа) H 2 и O 2 мора да испуштаат малку топлина за да формираат молекула на вода, односно реакцијата на формирање на H 2 O е егзотермна.

   Проценка на енталпија

   1. Пресметајте ја енергијата на врската за да ја процените енталпијата.Речиси сите хемиски реакции доведуваат до раскинување на некои врски и формирање на други. Енергијата од реакцијата не се појавува од никаде и не се уништува: таа е енергијата што е потребна за да се скршат или формираат овие врски. Затоа, промената на енталпијата на целата реакција може да се процени сосема точно со сумирање на енергиите на овие врски.

      Користете ја енталпијата на формирање за да ја процените енталпијата.Енталпијата на формирањето овозможува да се пресмета ∆H со пресметување на реакциите на формирање на реактантите и производите. Ако е позната енталпијата на формирање на реакциони производи и реактанти, тогаш можете да ја процените енталпијата како целина со додавање, како во случајот со енергијата што беше дискутирана погоре.

   2. Не заборавајте за знаците пред вредностите на енталпијата.Кога ја пресметувате енталпијата на формирање, ја менувате формулата за одредување на енталпијата на реакцијата на производот, а знакот на енталпијата треба да се промени. Со други зборови, ако ја смените формулата, тогаш знакот на енталпија треба да се промени на спротивен.

      • Во примерот, забележете дека реакцијата на формирање за производот C 2 H 5 OH е напишана наназад. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2, односно C 2 H 5 OH се распаѓа, не се синтетизира. Затоа, знакот пред енталпијата во таква реакција е позитивен, 228 kJ/mol, иако енталпијата на формирање на C 2 H 5 OH е -228 kJ/mol.

   Набљудување на енталпија за време на експериментот

   1. Земете чист сад и истурете вода во него.Не е тешко да се видат принципите на енталпија во акција - доволно е да се спроведе едноставен експеримент. Неопходно е резултатот од експериментот да не е засегнат од туѓи загадувачи, така што контејнерот мора да се измие и стерилизира. Научниците користат специјални затворени садови наречени калориметри за мерење на енталпијата, но стаклена чаша или колба е во ред за вас. Наполнете го садот со чиста вода од чешма на собна температура. Препорачливо е да се спроведе експериментот во ладна просторија.

      • За експериментот, пожелно е да се користи мал сад. Ќе ја разгледаме енталпијата на реакцијата на водата со Alka-Seltzer, така што колку помалку вода се користи, толку поочигледна ќе биде промената на температурата.