Calculul entalpiei. Cum se află entalpia unei reacții. Cunoștințele inițiale ale elevilor

Exemplul 1. Calculul entalpiilor de formare a substanțelor și efectelor termice ale proceselor chimice

1. Entalpia standard de formare a ozonului gazos este de 142,3 kJ/mol. Indicați în care dintre următoarele reacții efectul termic ΔH 0 arr va corespunde entalpiei standard de formare O 3 (g):

a) 3O (g) \u003d O 3 (g); b) 1,5O 2 (g) \u003d O 3 (g); c) O 2 (g) + O (g) \u003d O 3 (g); d) 2O 2 (g) \u003d O (g) + O 3 (g).

Scrieți ecuația termochimică pentru acest proces.

Soluţie. Prin definiție, ΔH 0 arată efectul termic al reacției de formare a 1 mol de substanță O 3 (g) prin sinteză directă din substanțe simple care sunt stabile la 298K și o presiune de 101kPa. Cazul d) nu se potrivește acestei definiții, deoarece nu corespunde reacţiei de sinteză. Cazul c) nu îndeplinește cerințele condițiilor standard, deoarece la 298 K și o presiune de 101 kPa, oxigenul nu poate fi în stare lichidă. Trebuie exclus și cazul a) pentru că oxigenul atomic O(g) nu este o formă stabilă de existență a unei substanțe oxigenate simple. Astfel, numai reacția b) îndeplinește cerințele definiției. Ecuația termochimică va arăta astfel:

O 2 (g) + ½O 2 (g) \u003d O 3 (g); AH0arr [03(g)] = 142,3 kJ/mol.

Răspuns: condiţiile problemei corespund ecuaţiei b); AH0arr [03(g)] = 142,3 kJ/mol.

2. În timpul arderii calciului cu o greutate de 8 g, cantitatea de energie eliberată a fost de 127 kJ. Scrieți o ecuație termochimică pentru această reacție.

Soluţie. Să compunem mai întâi ecuația chimică pentru reacția de ardere a unui metal în oxigen: 2Са + О 2 = 2СаО. Ecuația termochimică diferă de cea chimică prin aceea că indică stările agregate ale reactanților și produșilor, precum și efectul termic al procesului. Prin urmare, cazul nostru va corespunde ecuației termochimice de următoarea formă:

2Ca(t) + O2(g) = 2CaO(t), ΔH = X kJ.

În această ecuație, efectul termic dorit corespunde la 2 moli de calciu.

Și în funcție de starea problemei, în reacție au intrat 8 g de calciu, ceea ce corespunde cantității de substanță n Ca = m(Ca)/M(Ca); nCa \u003d 8g / 40g / mol \u003d 0,2 mol. Calculăm cantitatea de energie care va fi eliberată în timpul arderii a 2 moli de calciu, folosind proporția: 0,2 moli de Ca - -127 kJ

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

Astfel, în timpul arderii a 2 moli de calciu metalic, se eliberează 1270 kJ de energie.

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

3. Calculați entalpia standard de formare a benzenului C 6 H 6 (l), dacă entalpiile de ardere a hidrogenului, carbonului și benzenului sunt egale, respectiv (kJ/mol):

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

Soluţie. Să scriem ecuația reacției, al cărei efect termic trebuie determinat. Formarea benzenului din substanțe simple poate fi reprezentată prin următoarea ecuație termochimică:

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

Pentru a determina entalpia de formare a benzenului, compunem un ciclu Hess folosind următoarele probleme:

H2 (g) + ½O2 (g) \u003d H2O (l), ΔH01 \u003d -285,84 kJ / mol; (1)

C (t) + O2 (g) \u003d CO2 (g), ΔH 0 2 \u003d -393,51 kJ / mol; (2)

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

Pentru a obține ecuația dorită pentru formarea benzenului din substanțe simple, este suficient să adăugați ecuațiile (1) și (2) din ciclul Hess, înmulțindu-le cu coeficienții corespunzători 3 și 6 și să scădeți ecuația (3) din ele. :

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) -6C02 (g) -3H20 (g).

Reducem termenii omogene și transferăm -C 6 H 6 (g) în partea dreaptă a egalității cu semnul opus. Obținem ecuația dorită: 6C (t) + 3H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).

Vom face acțiuni similare cu efecte termice:

ΔH0arr [C6H6(l)] = 3ΔH01 + 6ΔH02 - ΔH03,

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.

Răspuns: ΔH0arr [C6H6(g)] = 49,12 kJ/mol.

4. Folosind valoarea entalpiilor standard de formare a participanților la procesul chimic, determinați cantitatea de energie eliberată atunci când 100 kg de dioxid de plumb este redus de monoxid de carbon la oxid cu formarea de dioxid de carbon.

Soluţie. Să scriem ecuația reacției termochimice, al cărei efect termic trebuie determinat:

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

Conform celui de-al treilea corolar al legii Hess, efectul termic al procesului este determinat de diferența dintre sumele entalpiilor de formare a produselor și reactanților. Folosind datele din Tabelul 1 din Anexă, găsim valorile entalpiilor dorite (kJ/mol):

AH0arr = -276,86; AH0arr = -110,50; AH0arr = - 217,86;

AH0arr = -393,51.

Să compunem un ciclu Hess pentru a calcula efectul termic al reducerii dioxidului de plumb cu monoxid de carbon:

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

și, înlocuind valorile cunoscute, se calculează:

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

Calculele au arătat că se eliberează 224,01 kJ de energie în timpul reducerii a 1 mol de PbO 2 . Să determinăm ce masă de dioxid de plumb corespunde acestei cantități de substanță:

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

Acum calculăm cantitatea de energie care va fi eliberată în timpul arderii a 100 kg de PbO 2 folosind proporția:

239 10 -3 kg - -224,01 kJ

100 kg - X kJ, X= = -93728 kJ.

Răspuns: la reducerea a 100 kg de dioxid de plumb se eliberează 93728 kJ de energie.

5. Energia de legătură C–H în metan este de 435 kJ/mol, energia de legătură C–Cl în clormetan este de 350 kJ/mol. Știind că E Cl - Cl \u003d 240 kJ / mol și E H - Cl \u003d 430 kJ / mol, calculați efectul termic (ΔH 0) al reacției: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl.

Soluţie. Entalpiile de formare a substanțelor chimice pot fi calculate din energiile de legătură care se formează în aceste substanțe. De exemplu, într-o moleculă de metan se formează 4 legături covalente C–H, prin urmare,

ΔH 0 arr (CH 4) \u003d 4 și ΔH 0 arr (CH 4) \u003d 4 435 kJ / mol \u003d 1740 kJ / mol. Vom efectua calcule similare pentru toate celelalte molecule:

ΔH 0 arr (Cl 2) \u003d 3 [E Cl - Cl] \u003d 3 240 kJ / mol \u003d 720 kJ / mol (a se vedea teoria formării unei legături dative, în molecula Cl 2 - o legătură triplă );

AH0arr (HCI) = E H - CI = 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.

Acum, conform celei de-a treia consecințe din legea Hess, calculăm efectul termic al reacției dorite: ΔH 0 \u003d [ΔH 0 arr (CH 3 Cl) + ΔH 0 arr (HCl)] - [ΔH 0 arr (CH) 4) + ΔH 0 arr (Сl 2)] şi

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

Răspuns: efectul termic al procesului exotermic de clorurare a metanului cu formarea clormetanului este ΔH 0 = -375 kJ / mol.

Exemplul 2. Determinarea relației dintre energia internă și entalpia proceselor termodinamice

1. Modificarea energiei interne a sistemului Fe(t) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (t) este de -334,0 kJ. Determinați efectul termic al acestei reacții în condiții standard.

Soluţie. Conform primei legi a termodinamicii, efectul de căldură al unei reacții chimice la o temperatură constantă ΔH T este asociat cu o modificare a energiei interne a sistemului ΔU prin ecuația ΔH T = ΔU ± RTΔn. În această ecuație, modificarea cantității de substanță Δn este determinată doar de substanțele care se află în faza cel mai puțin condensată, în cazul nostru, în faza gazoasă. Deoarece nu există substanțe gazoase în produșii de reacție, atunci Δn \u003d 0 - 1 mol (Cl 2) \u003d -1 mol.

În condiții standard, T 0 \u003d 298 K, R \u003d 8,31 10 -3 kJ / mol K. Înlocuind acestea și valorile găsite în ecuația pentru ΔH 0 T, găsim efectul termic al reacției pentru sinteza clorurii de fier (2):

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

Răspuns: ΔH 0 x.r. = -336,5 kJ.

2. Calculați modificarea energiei interne în timpul evaporării a 50 g de etanol la temperatura de fierbere, dacă căldura sa specifică de evaporare este de 857,7 J/g, iar volumul specific de vapori la temperatura de fierbere este de 607 10 -3 l/g. Volumul lichidului poate fi neglijat.

Soluţie. Procesul de evaporare (tranziția unei substanțe lichide în stare gazoasă) este fizic, are loc la presiune constantă și temperatură constantă (dacă substanța este pură din punct de vedere chimic). Pentru un astfel de proces (care are loc, de regulă, la presiune constantă), relația dintre modificarea ΔH P total și energia ΔU internă a sistemului termodinamic, conform primei legi a termodinamicii, respectă ecuația ΔH P = ΔU ± PΔV. Deoarece volumul sistemului crește în acest caz, ΔV > 0 și ecuația este simplificată: ΔH P = ΔU + PΔV.

Modificarea volumului sistemului ΔV va fi egală cu volumul aburului format, ținând cont de condițiile problemei. Dacă volumul specific de alcool gazos v la punctul de fierbere este egal cu 607·10 -3 l/g, atunci modificarea volumului în timpul vaporizării a 50 g de alcool poate fi calculată cu ușurință prin ecuația ΔV=v·m; ΔV \u003d 607 10 -3 (l / g) 50 (g) \u003d 3035 10 -2 (l) \u003d 30,35 l.

Efectul de entalpie ΔH 0 în timpul tranziției de fază în condiții standard este determinat de formula ΔH 0 =L·m, unde L este căldura specifică de vaporizare. Înlocuind valorile din starea problemei, vom face calculele corespunzătoare ΔH 0:

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

Transformând ecuația termodinamică pentru ΔH 0 relativ la ΔU 0 și rezolvând-o, obținem: ΔU 0 = ΔH 0 - PΔV; ΔU 0 = 42885kPa l - 101kPa 30,35l = 39820kPa l = 39820J = 39,82kJ.

Răspuns: energia internă a sistemului termodinamic a crescut cu 39,82 kJ.

3 . Calculați efectul termic și modificarea energiei interne a sistemului de reacție în timpul reducerii oxidului de fier (2) cu hidrogen, dacă sunt cunoscute efectele termice ale următoarelor reacții: FeO(t) + CO(g) = Fe(t) ) + C02 (g), AH1 = - 13,18 kJ; (1)

CO (g) + ½O2 (g) \u003d CO2 (g), ΔH2 \u003d -283,00 kJ; (2)

H2 (g) + ½O2 (g) \u003d H2O (g), ΔH3 \u003d -241,83 kJ (3).

Soluţie. Conform legii lui Hess, pentru a obține ecuația de reacție dorită, se pot efectua operații aritmetice cu ecuațiile date în problemă. Același lucru se poate face și cu efectele termice.

Prin urmare, pentru a obține ecuația

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

trebuie să însumați ecuațiile (1) și (3) și să scădeți ecuația (2) din această sumă. Efectuăm aceeași acțiune cu efecte termice. Apoi, efectul termic al reacției de reducere a oxidului de fier (2) cu hidrogenul este determinat de formula:

∆H = ∆H 1 + ∆H 3 - ∆H 2 .

Înlocuind valorile cunoscute în această formulă și făcând calcule, obținem:

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

Pentru a determina modificarea energiei interne a sistemului pentru un proces dat, aplicăm prima lege a termodinamicii ΔH = ΔU ± RTΔn. Calculul modificării cantității de substanță a produșilor gazoși după (H 2 O) și înainte de (H 2) reacții arată că Δn = 0. Atunci ecuația care raportează ΔU și ΔH se simplifică: ΔH = ΔU. Aceasta înseamnă că procesul de reducere este endotermic, iar energia internă a sistemului crește cu 27,99 kJ.

Răspuns: ΔH = ΔU = 27,99 kJ.

4. Energia internă în timpul evaporării a 90 g de apă la 100 0 C a crescut cu 188,1 kJ. Volumul specific al vaporilor de apă este de 1,699 l/g, presiunea este de 1,01 10 5 Pa. Determinați căldura de vaporizare a apei (kJ/mol).

Soluţie. Pentru procesul de vaporizare

H2O (l)<=>H20 (g), AH = X kJ/mol,

relația dintre căldura de vaporizare ΔH și modificarea energiei interne ΔU a sistemului la presiune constantă (Р = Const) este exprimată prin ecuația ΔH = ΔU ± PΔV, unde ΔV = V Н2О(g) – V Н2О(l ) > 0, deoarece V H2O (g) > V H2O (l). Având în vedere această concluzie, ecuația va fi simplificată: ΔH = ΔU + PΔV.

Cunoscând volumul specific al vaporilor de apă în condițiile date (v) și masa apei (m), aflăm: V H2O (g) = vm; V H2O (g) \u003d 1,699 (l / g) 90 (g) \u003d 152,91 l. Deoarece este cunoscută și densitatea apei lichide (ρ Н2О(l) = 1 10 -3 g/l), găsim volumul apei lichide folosind formula

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

Luând în considerare aceste valori, modificarea volumului în timpul evaporării a 90 g apă ΔV va fi:

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

Înlocuind valoarea găsită ΔV, precum și aceste condiții ale problemei în expresia pentru ΔH, determinăm căldura de evaporare a 90 g de apă:

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.

Pe baza a 1 mol de abur rezultat, această valoare va fi: ΔH = ΔH P ·M/m, unde M este masa molară a apei. Atunci ∆H = = 40,71 kJ/mol.

Răspuns: Căldura de vaporizare a apei la punctul ei de fierbere este de 40,71 kJ/mol.

5. Dizolvarea a 130 g de zinc metalic în acid sulfuric diluat la 20 0 C este însoțită de eliberarea a 286,2 kJ de energie. Hidrogenul gazos eliberat în acest proces funcționează împotriva presiunii externe. Determinați modificarea energiei interne a acestui proces.

Soluţie. Pentru reacția chimică Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

relația dintre efectul termic al procesului (ΔH) și modificarea energiei interne a sistemului (ΔU) respectă ecuația primei legi a termodinamicii ΔH = ΔU ± RTΔn. Deoarece în acest proces se lucrează asupra mediului, înseamnă că energia internă a sistemului scade, adică.

ΔH = ΔU - RTΔn sau ΔU = ΔH + RTΔn.

În această ecuație, Δn corespunde cantității de substanță hidrogen gazos eliberat n H2, determinată de cantitatea de zinc metalic reacționat cu acidul n Zn. Și apoi n H 2 \u003d n Zn \u003d m Zn / M Zn, unde m și M sunt masa și, respectiv, masa molară a zincului. După ce facem calculele, obținem:

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

Acum calculăm modificarea energiei interne a procesului, amintindu-ne că în procesele exoterme ΔH< 0, т.е. ΔH = -286,2 кДж; Т = 273 + 20 = 293 К;

R = 8,31 10-3 kJ/mol K. Și apoi:

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

Răspuns: în timpul reacției, energia internă a sistemului va scădea cu 281,3 kJ.

Exemplul 3. Calculul entropiei, relația acesteia cu entalpia unui proces chimic

si temperatura

1. Căldura specifică de evaporare a bromobenzenului la o temperatură de 156,8 0 C este de 241,0 J/g. Determinați modificarea entropiei tranziției de fază în timpul evaporării a 1,25 moli de bromobenzen.

Soluţie. Modificarea entropiei în procesul de echilibru al tranziției unei substanțe de la o stare de agregare la alta este determinată în conformitate cu cea de-a doua lege a termodinamicii ca

ΔS = , unde ΔH este căldura de vaporizare (sau entalpia tranziției de fază de la starea lichidă la starea gazoasă), Т este temperatura de tranziție de fază.

Pentru a determina efectul termic al procesului ΔH, trebuie mai întâi să calculați masa molară a materiei prime bromobenzen C 6 H 5 Br, aceasta va fi egală cu: M (C 6 H 5 Br) \u003d 6 12 + 5 1 + 1 80 \u003d 157 (g / mol ). Cunoscând cantitatea de substanță bromobenzenă n implicată în tranziția de fază, determinăm masa acesteia: 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.

Pentru o anumită masă a unei substanțe, ținând cont de căldura specifică de evaporare (L), calculăm efectul termic al procesului după formula: ΔH = L m, ΔH = 241 (J/g) 196,25 (g) = 47296,25 J.

Temperatura de tranziție de fază T \u003d t 0 C + 273 \u003d 156,8 + 273 \u003d 429,8 K.

Înlocuind valorile obținute în ecuația legii a 2-a a termodinamicii, obținem:

∆S = = 110,04 .

Răspuns: la evaporarea a 1,25 mol de bromobenzen, entropia sistemului crește cu 110,04 J/K.

2. Determinați modificarea entropiei în condiții standard pentru următorul proces chimic: Al (c) + Cr 2 O 3 (c) → Cr (c) + Al 2 O 3 (c).

Soluţie. Conform celui de-al 3-lea corolar al legii Hess, modificarea entropiei unui proces chimic (ΔS) este definită ca diferența dintre sumele entropiilor produselor de reacție și ale reactanților, ținând cont de coeficienții lor stoichiometrici în ecuația de reacție. .

Având în vedere această circumstanță, schema de proces trebuie redusă la o ecuație chimică prin plasarea coeficienților corespunzători. Apoi obținem:

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

Pentru această reacție, vom compune o ecuație pentru calcularea modificării entropiei în condiții standard: ΔS 0 = - .

Conform tabelului din apendicele nr. 7, setăm valorile entropiei (S 0) ale participanților la proces (J / mol K):

S0Al(k) = 28,32; S0Cr203 (c) = 81,10; S0Cr(k) = 23,76; S0Al203 (c) = 50,94.

Înlocuind valorile de entropie găsite în ecuația dorită și făcând calcule, obținem: ΔS 0 = (2 23,76 + 50,94) - (2 28,32 + 81,10) = -39,28 (J / mol TO).

Rețineți că valoarea negativă a modificării entropiei (scăderea entropiei) indică imposibilitatea efectuării acestui proces spontan în condiții standard.

Răspuns: ΔS 0 \u003d -39,28 J / mol K. În condiții standard, un astfel de proces este imposibil.

Reacția de descompunere a azotatului de magneziu conform ecuației

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

este însoțită de o creștere a entropiei sistemului cu 891 J/K și o modificare a entalpiei cu 510 kJ. Calculați entalpia standard de formare și entropia de formare a nitratului de magneziu. Determinați care dintre factori - entalpia sau entropia - contribuie la fluxul spontan al acestui proces.

Soluţie. Vom calcula ΔH 0 arr și S 0 arr pe baza celui de-al 3-lea corolar din legea lui Hess, conform căruia:

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

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

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

Folosind datele din tabelul din Anexa nr. 1, găsim valorile entalpiilor de formare și entropiile produselor de reacție:

ΔH 0 arr \u003d -601,24 kJ / mol; AH0arr = 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.

Înlocuind valorile găsite în ecuațiile a) și b), calculăm valorile necesare:

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.

După cum se știe, fluxul spontan al reacției este facilitat de o scădere a factorului său de entalpie (ΔH 0 x.r.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·ΔS 0 х.р. >0). Conform condițiilor date ale problemei, entropia în timpul procesului crește și, în consecință, produsul Т·ΔS 0 x.r. , care contribuie la curgerea sa spontană. Pe de altă parte, crește și entalpia reacției, ceea ce nu contribuie la spontaneitatea procesului în direcția înainte.

Răspuns: AH0arr = - 789,24 kJ; S 0 arr \u003d -164,87 J / K. Factorul de entropie al acestei reacții contribuie la spontaneitatea procesului de descompunere a nitratului de magneziu.

4. Când se topesc 100 g de cupru, entropia sistemului crește cu 1,28 J/K. Calculați căldura specifică de fuziune a cuprului la o temperatură de 1083 0 C.

Soluţie. Între căldura specifică (L, J/kg) și entalpia de topire (ΔH, J) există o relație L = ΔH/m. Relația dintre entalpia procesului și modificarea entropiei acestuia este exprimată prin ecuația celei de-a doua legi a termodinamicii ΔH = Т·ΔS. Combinând cele două expresii, obținem:

Să înlocuim datele din starea problemei în raportul găsit, să efectuăm calculele corespunzătoare și să obținem:

L= .

Răspuns: căldura specifică de fuziune a cuprului este 17,4.

5 . Reacția de ardere a acetilenei se desfășoară conform ecuației

C2H2 (g) + 5/2O2 (g) \u003d 2CO2 (g) + H2O (l).

Calculați modificarea entropiei sistemului în condiții standard și explicați motivele scăderii acestuia.

Soluţie. Conform corolarului legii Hess, modificarea entropiei este definită ca diferența dintre sumele entropiilor produselor și reactanților procesului, ținând cont de coeficienții stoichiometrici ai reacției. Apoi

ΔS 0 x.r. = - .

În tabelul din Anexa nr. 1 găsim valorile entropiilor necesare:

S0 arr CO2 (g) \u003d 213,65 J/mol K; S0 arr H20 (l) \u003d 69,94 J/mol K; S0 arr C2H2 (g) \u003d 219,45 J/mol K; S 0 arr O 2 (g) \u003d 205,03 J / mol K.

Înlocuind aceste valori în ecuația pentru modificarea entropiei procesului și făcând calcule, obținem:

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.

Scăderea entropiei procesului se explică printr-o creștere a ordinii sistemului, deoarece cantitatea de substanță gazoasă din produsele de reacție este de 2,7 ori mai mică decât în ​​reactivi (5,5/2).

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

Exemplul 4. Calcularea schimbării energiei Gibbs, determinarea direcției

proces chimic

1. Restaurarea magnetitului mineral natural Fe 3 O 4 cu monoxid de carbon (2) se realizează în condiții de producție conform reacției.

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

Determinați modificarea energiei Gibbs și trageți o concluzie despre posibilitatea curgerii spontane a acestui proces în condiții standard.

Soluţie. Potențialul izobar-izotermic al unui sistem termodinamic sau energia Gibbs G reflectă forța motrice globală a procesului, de exemplu. denotă acea parte din energia totală a sistemului (H), care se poate transforma complet și fără urmă în muncă utilă (procesul chimic propriu-zis). Modificarea energiei Gibbs ΔG (la T = Const și P = Const) în direcția scăderii acesteia (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).

Aplicând această expresie la ecuația pentru reducerea oxidului dublu de fier Fe 3 O 4 în condiții standard, obținem:

ΔG 0 rece \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)].

Folosind tabelul din apendicele nr. 1, setăm valorile ΔG 0 arr ale produselor de reacție și reactivilor:

AG0arr FeO(c) = -244,3 kJ/mol; AG0 arr C02 (g) = -394,38 kJ/mol; ΔG0arr Fe3O4 (k) \u003d -1014,20 kJ/mol; ΔG 0 arr CO (g) \u003d -137,27 kJ / mol.

Substituind valorile găsite în expresia pentru ΔG 0 x.r. și făcând calculele, obținem:

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

Calculele au arătat că ΔG 0 x.r.> 0, ceea ce înseamnă că acest proces nu poate continua în condiții standard.

Răspuns: în condiții standard, procesul de reducere spontană a dioxidului de fier cu monoxid de carbon (2) nu este fezabil, deoarece ΔG 0 rece > 0.

2. Explicați de ce reacția exotermă H 2 (g) + CO 2 (g) \u003d CO (g) + H 2 O (l), ΔH 1 \u003d -2,85 kJ / mol, nu are loc în condiții standard; dar reacția

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

Soluţie. Conform primei legi a termodinamicii, relația dintre entalpie și energia Gibbs a unui proces chimic este exprimată prin ecuația: ΔH = ΔG + TΔS. Prin urmare ΔG = ΔH – ТΔS. Calculăm modificarea energiei Gibbs a ambelor procese, utilizând datele din tabelul din apendicele nr. 1 pentru a calcula modificarea entropiei ΔS.

Pentru prima reacție obținem:

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) și

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

Pentru a doua reacție, rezultatul va fi următorul:

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) și

ΔS 0 x.r. (2) = (2 240,46 - 2 210,20 - 205,03) J/mol K = -144,51 J/mol K.

Acum calculăm modificarea energiei Gibbs la T = 298K pentru aceste reacții:

ΔG 0 rece (1) \u003d ΔH 1 - TΔS 0 x.r. (1) și

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

ΔG 0 rece (2) \u003d ΔH 2 - TΔS 0 x.r. (2) și

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

Conform rezultatelor calculului, ΔG 0 x.r. (1) > 0 și, prin urmare, acest proces nu va decurge spontan, ci ΔG 0 x.r. (2)< 0, что свидетельствует о самопроизвольности процесса при стандартных условиях.

Răspuns: în condiţii standard, reacţia de reducere a dioxidului de carbon cu hidrogen nu are loc, deoarece pentru ea ΔG 0 x.r. > 0, dar este posibilă reacția de oxidare a oxidului de azot (2) cu oxigenul, însoțită de o scădere a energiei Gibbs ΔG 0 x.r. (2)< 0.

3. Determinați posibilitatea curgerii spontane a procesului de aluminotermie

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

la 298K și 500K și starea standard a tuturor substanțelor. Setați temperatura minimă peste care procesul specificat se desfășoară spontan.

Soluţie. Pentru a calcula ΔG 0 x.r. Folosim legea lui Hess:

ΔG 0 rece \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)].

În acest caz, avem în vedere că ΔG 0 arr Fe(c) = ΔG 0 arr Al(c) = 0, iar conform tabelului din Anexa nr. 7 ΔG 0 arr Al 2 O 3 (c) = -1580,00 kJ/mol; AG0arr Fe203 (k) = -740,98 kJ/mol. Înlocuind valorile găsite și făcând calcule, obținem:

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

Pentru a calcula ΔG 500 x.r. utilizați prima lege a termodinamicii

ΔG 500 x.r. = ΔH 500 x.r. – ТΔS 500 x.r. În același timp, în conformitate cu indicarea stării problemei (toate substanțele sunt în stare standard), folosim valorile tabelare ale ΔH 0 și ΔS 0 ale reactivilor și produselor la 298K:

AH0arr Al203 (k) = -1676,00 kJ/mol; AH0arr Fe203 (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; S0 arr Fe(k) = 27,15 J/mol K.

Să substituim aceste valori în expresiile pentru ΔH 500 x.r. şi ΔS 500 x.r. si faceti calculele:

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.

Acum găsim ΔG 500 x.r. , exprimând ΔS 500 x.r. în kJ/mol K:

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

Pentru a găsi temperatura minimă peste care procesul decurge spontan, aplicăm condiția T = 0K sistemului, iar apoi 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.

Pentru a stabili limita superioară de temperatură la care procesul încetează să mai fie spontan, aplicăm condiția stării de echilibru chimic: ΔG = 0 și ΔH = ТΔS, de unde Т = .

Să substituim valorile găsite ΔH 500 x.r. în expresia obținută. şi ΔS 500 x.r. și, făcând calcule, obținem: T = = 12180 K.

Astfel, numai la o temperatură foarte ridicată (T≥12180 K) procesul de aluminotermie este imposibil.

Răspuns: la 298K și 500K, procesul de reducere a oxidului de fier (3) cu aluminiu decurge spontan, deoarece 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. Determinați modificarea standard a energiei Gibbs a reacției

COCl2 (g)<=>CO (g) + Cl 2 (g), dacă la o temperatură de 885K 70% fosgen s-a descompus, luat la o presiune inițială de 100 kPa.

Soluţie. Dacă, înainte de începerea reacției, presiunea parțială a COCl 2 (g) a fost egală cu P 0 \u003d 100 kPa, 70% din gaz a fost consumat în timpul reacției, atunci la momentul echilibrului, presiunea parțială a fosgenul P rămas este egal cu COCl 2 (g) \u003d P 0 0,3 = 30 kPa. Presiunile parțiale ale produselor de reacție în starea de echilibru sunt egale cu fracția de fosgen consumată, ceea ce înseamnă că P este egal cu CO (g) \u003d P este egal cu Cl 2 (g) \u003d P 0 0,7 \u003d 70 kPa.

Conform legii acțiunii în masă pentru un proces de echilibru

K este egal cu = .

Să înlocuim valorile găsite ale presiunilor de echilibru parțial ale produselor și reactanților în această ecuație și să calculăm valoarea constantei de echilibru:

K este = = 163,3.

Acum, folosind ecuația izotermă van't Hoff ΔG 0 = –RTlnKp, calculăm modificarea energiei Gibbs standard în starea de echilibru la o temperatură dată:

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

Răspuns: în stare de echilibru în condiții standard, modificarea energiei Gibbs a reacției ΔG 0 x.r. = -37,4 kJ / mol.

Termodinamica

Disciplina: chimie generala.

Învățământ cu normă întreagă.

Ministerul Sănătății și Dezvoltării Sociale al Federației Ruse

Instituție de învățământ superior bugetară de stat

educatie profesionala

Universitatea de Stat de Medicină din Saratov

numit după V.I. Razumovsky” de la Ministerul Sănătății și Sociale

Dezvoltarea Federației Ruse

(SBEI HPE Saratov State Medical University numită după V.I. Razumovsky de la Ministerul Sănătății și Dezvoltării Sociale din Rusia)

Ghid pentru laborator - lectie practica

pentru studenții la medicină

Termodinamica

Disciplina: chimie generala.

Învățământ cu normă întreagă.

Durata lecției: 90 de minute.

Dezvoltarea a fost compilată de ass. Kulikova L.N.

Goluri

formarea de idei despre aspectele fizice și chimice ca fiind cele mai importante procese biochimice din organism.

Cunoștințele inițiale ale elevilor:

Conceptul efectului termic al unei reacții chimice dintr-un curs școlar de chimie. Reacții exoterme și endoterme.

Studentul trebuie stiu: Prima lege a termodinamicii. Concepte: entalpie, entropie. legea lui Hess. Aplicarea primei legi a termodinamicii la biosisteme. A doua lege a termodinamicii. Energia Gibbs.

Studentul trebuie a fi capabil să:calculați entalpia standard a unei reacții chimice din entalpiile standard de formare și ardere a compușilor chimici, conform legii lui Hess, entropia unei reacții chimice, energia Gibbs.

Plan de pregatire:

1) Familiarizați-vă cu întrebările de pregătire pentru lecție (Anexa 1)

2) Înțelegeți scurtul material teoretic (Anexa 2) și textul prelegerii „Concepte de bază ale termodinamicii. Prima și a doua lege a termodinamicii.

3) Dacă anumite secțiuni ale prelegerii sunt greu de înțeles, atunci trebuie să vă referiți la următoarele manuale:

4) Răspundeți la întrebări pentru autocontrol (Anexa 3).

5) Rulați un test de antrenament și verificați execuția corectă a cheii (Anexa 4).

6) Rezolvați problema situațională și comparați răspunsul primit cu standardul (Anexa 5).

Anexa 1: Întrebări pentru pregătirea lecției

1) Subiectul și metodele termodinamicii chimice. Relația dintre procesele de metabolism și energie din organism. Termodinamica chimică ca bază teoretică pentru bioenergetică.

2) Concepte de bază de termodinamică. Parametri intensivi și extensivi. Funcția de stat. Energie interna. Munca și căldura sunt două forme de transfer de energie.

3) Tipuri de sisteme termodinamice (izolate, închise, deschise).

4) Tipuri de procese termodinamice (izoterme, izobare, izocorice).

5) Prima lege a termodinamicii.

6) Entalpia. Entalpia standard de formare a unei substanțe, entalpia standard de ardere a unei substanțe. Entalpia standard de reacție.

7) Legea lui Hess.

8) Aplicarea primei legi a termodinamicii la biosisteme.

9) A doua lege a termodinamicii. Procese reversibile și ireversibile în sens termodinamic. Entropie.

10) Energia Gibbs. Prognoza direcției proceselor spontane în sisteme izolate și închise; rolul factorilor de entalpie și entropie. Condiții de echilibru termodinamic.

11) Energia Gibbs standard de formare a materiei, energia Gibbs standard de oxidare biologică a materiei. Energia Gibbs standard a reacției.

12) Conceptul de procese exergonice și endergonice care au loc în organism. Principiul conjugării energiei.

Anexa 1: Material teoretic scurt

Deja la sfârșitul secolului al XVIII-lea, se știa că viața umană este un proces interconectat de transformări chimice (oxidarea produselor alimentare etc.) și metabolismul energetic în organism (A. Lavoisier, P. Laplace).

Termodinamica chimica – Aceasta este o ramură a chimiei fizice care studiază interconversia căldurii și energiei în timpul unei reacții chimice.

Termodinamica se bazează pe o serie de concepte: sistem, starea sistemului, parametrii de stare a sistemului, funcțiile de stare a sistemului, energia internă a sistemului etc.

Sistem termodinamic – acesta este un corp sau un grup de corpuri care interacționează între ele și separate de mediu printr-o interfață reală sau imaginară.

Sistem izolat - este un sistem care nu face schimb de materie sau energie cu mediul.

Sistem inchis - Acesta este un sistem care nu face schimb de materie cu mediul, ci schimbă energie.

Sistem deschis - Este un sistem care face schimb de materie și energie cu mediul înconjurător.

Un exemplu de sistem deschis este o celulă vie.

Starea sistemuluieste un set de proprietăți ale sistemului care fac posibilă descrierea sistemului din punctul de vedere al termodinamicii.

De exemplu, pentru a evalua starea corpului uman ca sistem termodinamic, un medic trebuie să evalueze unele dintre proprietățile acestuia (temperatura, presiunea, concentrația fluidelor biologice).

Se numesc proprietățile fizice care caracterizează starea sistemului parametrii de stare a sistemului.

Interacțiunea sistemului cu mediul este vizibilă prin modificarea parametrilor sistemului.

Opțiuni extinse – aceștia sunt parametri care depind de cantitatea de substanță din sistem și sunt însumați atunci când sistemele sunt combinate(volum, masă, energie, suprafață etc.).

Opțiuni intensive – aceștia sunt parametri care nu depind de cantitatea de substanță și sunt aliniați atunci când sistemele sunt combinate(temperatură, presiune, concentrație, densitate, tensiune superficială).

Parametrii de stare sunt legați de ecuația de stare.

Se numește tranziția unui sistem de la o stare la alta cu modificarea a cel puțin un parametru proces termodinamic.

Dacă procesul are loc la presiune constantă, se numește izobaric proces. La un volum constant izocoric , la temperatura constanta - izotermic .

Funcția de stat- aceasta este o caracteristică a sistemului care nu poate fi măsurată direct, ci se calculează prin parametrii de stare. Valoarea funcției de stare nu depinde de modul în care este realizată, ci doar de stările inițiale și finale ale sistemului.

Energia internă este o astfel de funcție.

Energie interna- suma tuturor tipurilor de energii de mișcare și interacțiune a particulelor care alcătuiesc sistemul.

În secolul al XIX-lea, medicul vasului german Mayer Yu.R. iar omul de știință englez Joule D. a arătat că căldura și munca sunt capabile de transformări reciproce, fiind moduri diferite de transfer de energie.

Căldură- o formă de transfer de energie prin mișcarea haotică a microparticulelor.

Loc de munca- o formă de transfer de energie prin mișcarea dirijată a macrosistemului în ansamblu.

Observând oameni din diferite zone climatice, Mayer a concluzionat că căldura de ardere a alimentelor este folosită pentru a menține o temperatură constantă a corpului și pentru a efectua munca musculară. Această observație a stat la baza primei legi a termodinamicii.

Prima lege a termodinamicii (prima lege a termodinamicii):
energia nu ia naștere din nimic și nu dispare fără urmă, ci trece de la un tip de energie la altul

sau creșterea energiei interne a sistemului într-un proces este egală cu căldura primită de sistem, plus munca efectuată asupra sistemului.

∆U=Q+A

∆U - energie internă

Q - căldură

A - munca

Pe baza primei legi a termodinamicii, care este o lege fundamentală a naturii, calculele simple oferă informații valoroase despre procesele metabolismului și energiei din organism.

Termochimieeste o ramură a termodinamicii care studiază căldurile reacțiilor chimice.

Legea lui Hess:căldura unei reacții chimice care se desfășoară la presiune sau volum constant nu depinde de traseul procesului, ci doar de stările inițiale și finale ale sistemului.

Dacă este posibil să se obțină altele din unele substanțe în moduri diferite, atunci efectul termic total de-a lungul primei căi este egal cu efectul termic total de-a lungul celei de-a doua căi. Legea lui Hess face posibilă în practică calcularea efectelor termice ale reacțiilor care sunt greu de monitorizat sau durează mult timp. De exemplu, căldura totală de oxidare biologică a produselor alimentare din organism este egală cu căldura arderii lor directe.

Entalpieeste o funcție de stare, a cărei creștere este egală cu efectul termic al procesului care are loc la presiune constantă.

Metode de calcul al entalpiei standard a unei reacții chimice

1) Conform entalpiilor (călurilor) standard de formare a substanțelor

Entalpia standard (căldura) de formare a unei substanțeeste efectul termic al reacției de formare a 1 mol dintr-un compus chimic din substanțe simple în condiții standard: T=289 K, P=1 atm=101325 Pa.

Căldura de formare a substanțelor simple este egală cu zero.

ν i , ν j sunt coeficienți stoichiometrici în fața substanțelor corespunzătoare din ecuația reacției.

2) Conform entalpiilor (călurilor) standard de ardere a substanțelor

Entalpia standard (căldura) de ardere a unei substanțeeste efectul termic al reacției de ardere completă a 1 mol dintr-un compus chimic în condiții standard.

Se presupune că căldura de ardere a oxizilor superiori (inclusiv CO 2 și H 2 O) este zero.

A doua lege a termodinamicii stabilește posibilitatea, direcția și profunzimea unui proces spontan.

Proces spontan- un proces care se desfășoară fără influențe externe și aduce sistemul mai aproape de o stare de echilibru.

Proces termodinamic reversibil- un proces care se desfășoară în direcțiile înainte și invers fără modificări în sistem și în mediu, de exemplu în timpul trecerii de la starea inițială la starea finală, toate stările intermediare sunt în echilibru.

În prezența stărilor intermediare de neechilibru, se ia în considerare procesul ireversibile termodinamic.

În natură, sistemele cu energie minimă sunt stabile. Atunci numai procesele exoterme ar trebui să fie spontane. Dar nu este. Aceasta înseamnă că există un alt criteriu pentru fluxul spontan al procesului - entropia (S).

Entropie - o măsură a dezordinei energetice într-un sistem, o măsură a haosului, o măsură a energiei care se disipează sub formă de căldură și nu se transformă în muncă.

A doua lege a termodinamicii (a doua lege a termodinamicii):

Procesele apar spontan, ducând la o creștere a entropiei totale a sistemului și a mediului

∆S syst + ∆S mediu ≥ 0 sau ∆S ≥ 0

Semnificația fizică a entropiei:

Entropia este cantitatea de energie disipată de 1 mol de substanță la 1 grad.

Entropia este o funcție extinsă. Entropia este proporțională cu masa, se referă la 1 mol sau 1 gram de substanță. Aceasta înseamnă că entropia sistemului este egală cu suma entropiilor părților sale componente:

S=

Entropia este o funcție a stării sistemului. Aceasta înseamnă că caracterizează sistem, nu un proces. Schimbarea sa depinde doar de starea inițială și finală a sistemului și nu depinde de calea de tranziție:

Pentru o reacție chimică, modificarea entropiei: prod - ref

Informații similare.

Este imposibil să găsiți valorile absolute ale entalpiilor și energiilor interne prin metode termodinamice, dar numai modificările acestora pot fi determinate. În același timp, în calculele termodinamice ale sistemelor cu reacție chimică, este convenabil să se utilizeze un singur cadru de referință. În acest caz, deoarece entalpia și energia internă sunt legate prin relația , este suficient să se introducă un cadru de referință pentru o singură entalpie. În plus, pentru compararea și sistematizarea efectelor termice ale reacțiilor chimice, care depind de starea fizică a substanțelor care reacţionează și de condițiile de apariție a XP, se introduce conceptul de stare standard a materiei. La recomandarea Comisiei de termodinamică a Uniunii Internaționale de Chimie Pură și Aplicată (IUPAC) în 1975, starea standard este definită după cum urmează:

„Starea standard pentru gaze este starea unui gaz ideal ipotetic la o presiune de 1 atmosferă fizică (101325 Pa). Pentru lichide și solide, starea standard este starea unui lichid pur sau, respectiv, a unei substanțe cristaline pure la o presiune de 1 atmosferă fizică. Pentru substanțele în soluții, starea standard este considerată a fi starea ipotetică în care entalpia unei soluții de un molar (1 mol de substanță în 1 kg de solvent) ar fi egală cu entalpia soluției la diluție infinită. Proprietățile substanțelor în stări standard sunt notate cu suprascriptul 0. (O substanță pură este o substanță constând din particule structurale identice (atomi, molecule etc.)).

Această definiție se referă la stările ipotetice ale unui gaz și ale unui dizolvat, deoarece în condiții reale stările gazelor diferă într-o măsură mai mare sau mai mică de ideal, iar stările soluțiilor diferă de soluția ideală. Prin urmare, atunci când se folosesc proprietățile termodinamice ale substanțelor în stări standard pentru condiții reale, se introduc corecții pentru abaterea acestor proprietăți de la cele reale. Dacă aceste abateri sunt mici, atunci corecțiile pot fi omise.

În manuale, mărimile termodinamice sunt de obicei date în condiții standard: presiune R 0 =101325Pa și temperatură T 0 = 0K sau T 0 \u003d 298,15K (25 0 C). La crearea tabelelor cu entalpiile totale ale substanțelor, starea lor standard la o temperatură T 0 = 0K sau T 0 = 298,15K.

Substanțe, care sunt curat elemente chimice în faza cea mai stabilă starea la R 0 \u003d 101325 Pa și temperatura punctului de referință al entalpiilor T 0, iau valoarea entalpie egală cu zero: . (De exemplu, pentru substanțele în stare gazoasă: O 2, N 2, H 2, Cl 2, F 2 etc., pentru C (grafit) și metale (cristale solide)).

Pentru compuși chimici(CO 2, H 2 O etc.) și pentru substanțele care, fiind elemente chimice pure, nu în starea cea mai stabilă(O, N etc.) entalpie la R 0 =101325Pa și T 0 nu este egal cu zero: .

Entalpie compuși chimici la R 0 și T 0 se bazează egală cu efectul termic al formării acestea din elemente chimice pure cu acești parametri, adică. . Deci, la T 0 \u003d 0K: și la T 0 \u003d 298.15K:.

Entalpia oricărei substanțe la o temperatură T va fi egală cu cantitatea de căldură care trebuie furnizată în procesul izobaric, astfel încât din elemente chimice pure la o temperatură T 0 obține o substanță dată și o încălzește de la temperatură T 0 la temperatură T, adică formula pentru calcularea entalpiei oricărei substanțe este:

, sau într-o notație mai compactă avem:

,

unde indicele „o” înseamnă că substanța se află în starea standard la R 0 = 101325 Pa; este entalpia de formare a unei substanțe la o temperatură T 0 din elemente chimice pure; = - entalpia în exces asociată cu capacitatea termică a substanței, - entalpia totală, ținând cont de entalpia de formare a substanței.

Pentru T 0 = 0:

,

Pentru T= 298,15 K:

Schema de calcul a entalpiei la temperatura T poate fi reprezentat sub formă

Aici veți găsi exemple de sarcini pentru calcularea unor astfel de parametri termodinamici precum entalpia, entropia, . Determinarea posibilității de curgere spontană a procesului, precum și compilarea ecuațiilor termochimice.

Sarcini pentru secțiunea Fundamentele termodinamicii cu soluții

Sarcina 1. Calculați entalpia standard și entropia standard a unei reacții chimice. Determinați în ce direcție se va desfășura reacția la 298 °K (înainte sau invers). Calculați temperatura la care ambele direcții ale reacției sunt la fel de probabile.
Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d 2Fe (c) + 3H 2 O (g)

Δ Hdistrict = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Utilizarea datelor de referință entalpii standard substanțe, găsim:

Δ Hdistrict= 2 Δ H 0 Fe +3 Δ H 0 H2 O - Δ H 0 Fe2O3 - 3 Δ H 0 H2 \u003d 2 0 + 3 (- 241,82) - (-822,16) - 3 0 \u003d 96,7 kJ / mol

Δ Sdistrict=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Utilizarea datelor de referință entropii standard substanțe, găsim:

Δ Sdistrict= 2 Δ S 0 Fe + 3 Δ S 0 H2 O - Δ S 0 Fe2O3 - 3 Δ S 0 H2 = 2 27,15 + 3 188,7 – 89,96 – 3 131 = 137,44 J/(mol K)

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

La T=298°K, ΔG> 0 - reacția nu are loc spontan, adică. reacția va decurge în sens invers.

ΔG = Δ H – TΔS= 0, Apoi

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

La T = 705,83 K, reacția se va desfășura cu probabilitate egală atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers.

Sarcina 2. Calculați energia Gibbs și determinați posibilitatea ca reacția să aibă loc la temperaturi de 1000 și 3000 K.

Ecuația de reacție pentru arderea disulfurei de carbon lichid este următoarea:

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

Calculăm efectul de căldură al reacției prin înlocuirea datelor de referință ale entalpiilor standard ale substanțelor în expresia:

Δ Hdistrict = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

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

Acestea. în timpul arderii 1 mol se eliberează disulfură de carbon 1075,1 kJ căldură

iar la ardere X alunițe se eliberează disulfură de carbon 700 kJ căldură

Sa gasim X:

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

Deci, dacă se eliberează 700 kJ de căldură ca rezultat al reacției, atunci vor intra în reacție 0,65 moli de CS2

Sarcina 4. Calculați efectul termic al reacției de reducere a oxidului de fier (II) cu hidrogenul, pe baza următoarelor ecuații termochimice:
1. FeO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); AH1 = -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.

Reacția de reducere a oxidului de fier (II) cu hidrogenul are următoarea formă:

4. FeO (c) + H2 (g) = Fe (c) + H2O (g)

Pentru a calcula efectul termic al reacției, este necesar să se aplice , i.e. reacția 4. se poate obține prin adăugarea reacțiilor 1. și 2. și scăderea reacției 1.:

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

Prin urmare, efectul termic al reacției reducerea oxidului de fier (II) cu hidrogen este egală cu

Δ Hdistrict= 23 kJ

Sarcina 5. Reacția de ardere a benzenului este exprimată prin ecuația termochimică:
C 6 H 6 (g) + 7½ O 2 (g) \u003d 6CO 2 (g) + 3H 2 O (g) - 3135,6 kJ.
Calculați căldura de formare a benzenului lichid. Determinați puterea calorică a benzenului lichid, cu condiția ca condițiile standard să fie aceleași ca cele normale.

Efectul termic al reacției este:

Δ Hdistrict = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

În cazul nostru Δ Hdistrict= - 3135,6 kJ, găsim căldura de formare a benzenului lichid:

Δ Hdistrict= 6 Δ H 0 Cu O2 + 3 Δ H 0 H2 O - Δ H 0 C6H6 - 7,5 Δ H 0 O2

-Δ H 0 C6 H6= Δ Hdistrict- 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 H 0 C6 H6 = 49,02 kJ/mol

Valoare calorica benzenul lichid se calculează prin formula:

QT= Δ Hdistrict 1000 / M

M(benzen) = 78 g/mol

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

Valoare calorica benzen lichid Q T = - 4,02 10 4 kJ / kg

Sarcina 6. Reacția de oxidare a alcoolului etilic este exprimată prin ecuația:
C2H5OH (g) + 3,0 O2 (g) \u003d 2CO2 (g) + 3H20 (g).
Să se determine căldura de formare C 2 H 5 OH (l), cunoscând ΔH x.r. = - 1366,87 kJ. Scrieți o ecuație termochimică. Să se determine căldura molară de vaporizare C 2 H 5 OH (g) → C 2 H 5 OH (g), dacă este cunoscută căldura de formare C 2 H 5 OH (g), egală cu –235,31 kJ mol -1.

Pe baza datelor date, scriem ecuația termochimică:

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

efect termic reactii este egal cu:

Δ Hdistrict = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

În cazul nostru Δ Hdistrict= - 1366,87 kJ.

Utilizarea datelor de referință calduri de formare a substantelor, găsim căldura de formare C 2 H 5 OH (l):

Δ Hdistrict= 2 Δ H 0 Cu O2 + 3 Δ H 0 H2 O - Δ H 0 C2H5OH(l) – 3 Δ H 0 O2

- 1366,87 \u003d 2 (-393,51) + 3 (-285,84)— Δ H 0 C2H5OH - 30

Δ H 0 C2H5OH(w)\u003d -277,36 kJ / mol

Δ H 0 C2H5OH(g) = Δ H 0 C2H5OH(l)+ Δ H 0 vaporizare

Δ H 0 vaporizare = Δ H 0 C2H5OH(g) — Δ H 0 C2H5OH(l)

Δ H 0 vaporizare\u003d - 235,31 + 277,36 \u003d 42,36 kJ / mol

Am determinat că căldura de formare a C 2 H 5 OH (l) este egală cu

Δ H 0 C2H5OH(w)\u003d -277,36 kJ / mol

iar căldura molară de vaporizare C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) este

Δ H 0 vaporizare= 42,36 kJ/mol

Sarcina 7. Cum se poate explica că, în condiții standard, o reacție exotermă este imposibilă:
CO2 (g) + H2 (g) ↔ CO (g) + H2O (g)?
Calculați ΔG al acestei reacții. La ce temperatură devine spontană această reacție?

calculati ΔG aceasta reactie:

ΔG = Δ H – TΔS

Pentru a face acest lucru, definim mai întâi Δ HȘi ∆S reactii:

Δ Hdistrict = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Utilizarea datelor de referință entalpii standard substanțe, găsim:

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

Δ Sdistrict=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

În mod similar, folosind date de referință entropii standard substanțe, găsim:

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

Sa gasim Energia Gibbs in conditii standard

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

deci reactia este spontana nu merge.

Aflați la ce temperaturi devine această reacție spontan.

Într-o stare de echilibru ΔGdistrict = 0 , Apoi

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

Sarcina 8. Calcularea pe baza datelor tabelare ΔG și ΔS, determinați efectul termic al reacției:
2 NO (g) + CI2 (g) ↔ 2 NOCl (g).

La temperatură și presiune constante, schimbarea Energia Gibbs

ΔG = Δ H – TΔS

Pe baza datelor tabelare, calculăm ∆G și ∆S

ΔG 0 district= Σ ΔG 0 prod — Σ ΔG 0 ref

ΔGdistrict= 2 ΔG 0 NOCl(G) — 2 ΔG 0 NU(G) — ΔG 0 Cl2 litera (d)

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

ΔGdistrict < 0 , deci reactia este spontana.

Δ Sdistrict=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Δ Sdistrict = 2 ∆S 0 NOCl(G) — 2 ∆S 0 NU(G) — ∆S 0 Cl2 litera (d)

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

Sa gasim Δ H :

Δ H = ΔG + TΔS

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

Efectul termic al reacției Δ H = - 76,7 kJ/mol

Problema 9. Cu ce ​​va interacționa mai intens acidul clorhidric gazos (la 1 mol): cu aluminiul sau cu staniul? Dați răspunsul dvs. calculând ΔG 0 pentru ambele reacții. Produșii de reacție sunt sare solidă și hidrogen gazos.

calculati ∆G0 pentru reacția interacțiunii acidului clorhidric gazos (la 1 mol) cu aluminiu

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

ΔG 0 district= Σ ΔG 0 prod — Σ ΔG 0 ref kJ/mol

ΔG 0 raioane1= 2 ΔG 0 AlCI3 (t) + 3 ΔG 0 H2 — 2 ΔG 0 Al(t) — 6ΔG 0 acid clorhidric(G)

ΔG 0 raioane1= 2 (-636,8) + 3 0 — 20 — 6(-95,27) = -701,98 kJ/mol

2 moli de Al(t) iau parte la reacție, atunci ΔGraioane1 1 mol Al(t) este egal cu

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

calculati ∆G0 pentru reacția de interacțiune a acidului clorhidric gazos (pe 1 mol) cu staniu:

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

ΔG 0 raioane 2 =ΔG 0 SnCl2(t)+ ΔG 0 H2 — ΔG 0 Sn(t) — 2ΔG 0 acid clorhidric(G)

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

Ambele reacții au ΔG 0 <0 , prin urmare, ele procedează spontan în direcția înainte, dar acidul clorhidric gazos va interacționa mai intens cu aluminiul, deoarece

ΔG 0 districtul 1˂ ΔG 0 districtul 2

Problema 10. Fără a recurge la calcule, determinați care semne (>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)
Cum va afecta o creștere a temperaturii direcția unei reacții chimice?

La temperatură și presiune constantă Schimbarea energiei lui Gibbs legat de entalpie și entropie prin expresia:

ΔG = Δ H – TΔS

În timpul reacțiilor chimice, căldura este absorbită sau eliberată în mediu. Acest schimb de căldură între o reacție chimică și mediu se numește entalpie, sau H. Cu toate acestea, este imposibil să se măsoare entalpia în mod direct, așa că se obișnuiește să se calculeze modificarea temperaturii ambientale (notat ∆H). ∆H indică faptul că în timpul unei reacții chimice, căldura este eliberată în mediu (reacție exotermă) sau căldură este absorbită (reacție endotermă). Entalpia se calculează după cum urmează: ∆H = m x s x ∆T, unde m este masa reactanților, s este capacitatea termică a produsului de reacție, ∆T este modificarea temperaturii ca urmare a reacției.

Pași

Rezolvarea problemelor de entalpie

Identificați reactanții și produșii reacției. Orice reacție chimică are reactanți și produși de reacție. produs de reacție creată ca urmare a interacţiunii reactivilor. Cu alte cuvinte, reactanții sunt ingredientele din rețetă, iar produsul de reacție este vasul finit. Pentru a afla ∆H al unei reacții, este necesar să se cunoască reactanții și produșii reacției.

• De exemplu, este necesar să se găsească entalpia reacției de formare a apei din hidrogen și oxigen: 2H 2 (hidrogen) + O 2 (oxigen) → 2H 2 O (apă). În această reacție H2Și O2- reactivi, și H2O este produsul de reacție.

1. Determinați masa totală a reactivilor. Apoi, trebuie să calculați masa de reactivi. Dacă nu le puteți cântări, atunci calculați greutatea moleculară pentru a găsi cea reală. Masa moleculară este o constantă care poate fi găsită în tabelul periodic al lui Mendeleev sau în alte tabele de molecule și compuși. Înmulțiți masa fiecărui reactant cu numărul de moli.

   • În exemplul nostru, reactanții hidrogen și oxigen au greutăți moleculare de 2 g și, respectiv, 32 g. Deoarece folosim 2 mol de hidrogen (coeficientul reacției chimice în fața hidrogenului H 2 ) și 1 mol de oxigen (absența coeficientului în fața O 2 înseamnă 1 mol), atunci masa totală a reactanților se calculează după cum urmează:
     2 × (2 g) + 1 × (32 g) = 4 g + 32 g = 36 g

2. Determinați capacitatea termică a produsului. Apoi, determinați capacitatea termică a produsului de reacție. Fiecare moleculă are o capacitate termică specifică, care este constantă. Găsiți această constantă în tabelele unui manual de chimie. Există mai multe unități pentru măsurarea capacității termice; în calculele noastre vom folosi J/g°C.

   • Rețineți că, dacă există mai mulți produse de reacție, va trebui să calculați capacitatea termică a fiecăruia și apoi să le adăugați pentru a obține entalpia întregii reacții.
   • În exemplul nostru, produsul reacției este apa, care are o căldură specifică 4,2 J/g°C.

3. Găsiți modificarea temperaturii. Acum vom găsi ∆T - diferența de temperatură înainte și după reacție. Din temperatura de start (T1) scade temperatura finală (T2). Cel mai adesea, scara Kelvin (K) este folosită în probleme de chimie (deși scara Celsius (°C) va da același rezultat).

   • În exemplul nostru, să presupunem că temperatura inițială a reacției a fost de 185 K, iar după reacție a devenit 95 K, deci ∆T se calculează după cum urmează:
     ∆T = T2 – T1 = 95 K - 185 K = -90K

4. Aflați entalpia folosind formula ∆H = m X s x ∆T. Dacă m este masa reactanților, s este capacitatea termică a produsului de reacție și ∆T este modificarea temperaturii, atunci se poate calcula entalpia reacției. Înlocuiți valorile în formula ∆H = m X s x ∆T și obținem entalpia. Rezultatul este calculat în Jouli (J).

   • În exemplul nostru, entalpia se calculează după cum urmează:
     ∆H = (36 g) × (4,2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 J

5. Determinați dacă energia este eliberată sau absorbită în timpul reacției luate în considerare. Unul dintre cele mai frecvente motive pentru a calcula ∆H în practică este de a ști dacă reacția va fi exotermă (eliberând căldură și reducând propria energie) sau endotermă (absorbând căldura din mediu și crescând propria energie). Dacă valoarea lui ∆H este pozitivă, atunci reacția este endotermă. Dacă este negativă, atunci reacția este exotermă. Cu cât valoarea absolută a ∆H este mai mare, cu atât mai multă energie este eliberată sau absorbită. Fiți atenți dacă aveți de gând să faceți un experiment practic: în timpul reacțiilor cu o valoare a entalpiei ridicate, poate apărea o eliberare mare de energie, iar dacă se desfășoară rapid, poate duce la o explozie.

   • În exemplul nostru, rezultatul final s-a dovedit a fi -13608 J. Există un semn negativ în fața valorii entalpiei, ceea ce înseamnă că reacția exotermic. Gazele fierbinți (sub formă de abur) H 2 și O 2 trebuie să degaje puțină căldură pentru a forma o moleculă de apă, adică reacția de formare a H 2 O este exotermă.

   Estimarea entalpiei

   1. Calculați energia de legătură pentru a estima entalpia. Aproape toate reacțiile chimice duc la ruperea unor legături și formarea altora. Energia din reacție nu apare de nicăieri și nu este distrusă: este energia care este necesară pentru a rupe sau a forma aceste legături. Prin urmare, modificarea entalpiei întregii reacții poate fi estimată destul de precis prin însumarea energiilor acestor legături.

      Utilizați entalpia de formare pentru a estima entalpia. Entalpia de formare face posibilă calcularea ∆H prin calcularea reacțiilor de formare ale reactanților și produșilor. Dacă se cunoaște entalpia de formare a produselor de reacție și a reactanților, atunci puteți estima entalpia în ansamblu prin adăugare, ca în cazul energiei discutate mai sus.

   2. Nu uitați de semnele înainte de valorile entalpiei. Când calculați entalpia de formare, inversați formula pentru determinarea entalpiei de reacție a unui produs, iar semnul entalpiei ar trebui să se schimbe. Cu alte cuvinte, dacă inversați formula, atunci semnul entalpiei ar trebui să se schimbe la opus.

      • În exemplu, rețineți că reacția de formare pentru produsul C2H5OH este scrisă invers. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0,5O 2, adică C 2 H 5 OH se descompune, nesintetizat. Prin urmare, semnul înaintea entalpiei într-o astfel de reacție este pozitiv, 228 kJ/mol, deși entalpia de formare a C 2 H 5 OH este -228 kJ/mol.

   Observarea entalpiei în timpul experimentului

   1. Luați un recipient curat și turnați apă în el. Nu este dificil să vezi principiile entalpiei în acțiune - este suficient să faci un experiment simplu. Este necesar ca rezultatul experimentului să nu fie afectat de contaminanți străini, astfel încât recipientul trebuie spălat și sterilizat. Oamenii de știință folosesc recipiente speciale închise, numite calorimetre, pentru a măsura entalpia, dar un pahar de sticlă sau un balon este bine pentru tine. Umpleți recipientul cu apă curată de la robinet la temperatura camerei. Este recomandabil să efectuați experimentul într-o cameră răcoroasă.

      • Pentru experiment, este de dorit să folosiți un recipient mic. Ne vom uita la entalpia reacției apei cu Alka-Seltzer, deci cu cât este mai puțină apă folosită, cu atât va fi mai evidentă schimbarea temperaturii.