Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Элементы химической термодинамики

Читайте также:
  1. I закон термодинамики
  2. I ФУНДАМЕТНЫ. ЭЛЕМЕНТЫ НУЛЕВОГО ЦИКЛА
  3. I ФУНДАМЕТНЫ. ЭЛЕМЕНТЫ НУЛЕВОГО ЦИКЛА
  4. I. Элементы почечной паренхимы
  5. I.ФУНДАМЕНТЫ, ЭЛЕМЕНТЫ НУЛЕВОГО ЦИКЛА
  6. II закон термодинамики. Теорема Карно-Клаузиуса
  7. II. Основные элементы гиалиновой хрящевой ткани

К величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S) и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал (G). Они связаны между собой следующими соотношениями:

Н = U + p × V,

G = Н - T× S,

где p, V, Т - соответственно давление, объем и температура. Поскольку U, H, S представляют собой функции состояния системы, т.е. не зависят от способа и пути, которыми это состояние достигнуто, то их изменение может быть определено как разность между их значениями в конечном и начальном состояниях.

Протекание химических реакций связано с изменением этих термодинамических величин и сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты или в виде работы. При этом, согласно первому началу термодинамики, количество энергии, которое выделяется или поглощается системой, равно изменению внутренней энергии dU этой системы.

dU = dQ - p×dV, (1)

где dQ - тепловая энергия, которая поглощается или выделяется при протекании химической реакции, иными словами, тепловой эффект реакции.

Реакции, в которых теплота выделяется, называютсяэкзотермическими реакциями, а реакции, сопровождающиеся поглощением тепла - эндотермическими реакциями. Уравнение химической реакции, включающее в себя величину и знак теплового эффекта, называется термохическим уравнением.

Для изохорных процессов (V= const) тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы: QV = DU; для изобарных процессов - изменению энтальпии Qр = DН. Это легко можно показать, используя уравнение (1). Таким образом, тепловой эффект химической реакции при изобарных или изохорных процессах не зависит от пути проведения химической реакции, а определяется только начальным и конечным состояниями. Это утверждение получило названиезакона Гесса и положено в основу термохимических расчетов.

Поскольку большинство химических реакций протекает при постоянном давлении, тепловой эффект этих реакций может быть рассчитан как разность суммы стандартных теплот (энтальпий) образования продуктов реакции и исходных веществ:

DHoх.р.= (Sni×DHiof)продукты - (Snj×DHjof)исходные вещества ,

где n - коэффициенты в уравнении реакции, моль .

Стандартной энтальпией (теплотой) образования сложного вещества называется тепловой эффект образования 1 моля этого вещества из простых, термодинамически устойчивых веществ при стандартных условиях. За стандартные условия приняты Р =1,013×105 Па и Т=298 К. Стандартные энтальпии образования простых, термодинамически устойчивых веществ приняты равными нулю. Величины стандартных энтальпий образования сложных веществ обозначают как DНоf298 и приводятся в справочниках. Размерность DНоf298 - кДж/моль.

 

Пример1

Рассчитать тепловой эффект химической реакции

2NaOH(тв) + CO2(г) = Na2CO3(тв) + H2O(ж)

по известным значениям стандартных теплот образования (кДж/моль): NaOH(тв)- -426,6, Na2CO3(тв)- -1129, CO2(г)- -393,51, H2O(ж)- -285,8.



 

Решение

DHoх.р.= (Sni×DHiof)продукты - (Sni×DHiof)исходные вещества =

=[1×DНоf298 (Na2CO3)+1× DНоf298(H2O)]- [2×DНоf298(NaOH)+1×DНоf298(CO2)]=

= -1129 - 285,8 + 2 × 426,6 + 393,51 = -168,1 кДж

Термохимическое уравнение этой реакции может быть записано в виде

2NaOH(тв) + CO2(г) = Na2CO3(тв) + H2O(ж); DHo = -168,1 кДж.

Замечание: размерность DHoх.р - кДж, т. к. размерность DНоf298 - кДж/моль, а размерность n - моль.

Пример 2

Учитывая теплоту образования газообразного диоксида углерода DНоf298(СО2)= -393,5кДж/моль и термохимическое уравнение

С(графит) + 2N2O(г) = CO2 (г) + 2N2(г): DHo = -557,5 кДж

вычислить стандартную теплоту образования N2O(г).

 

Решение

Из закона Гесса

DHo = [1×DНоf298(CO2) + 2×DНоf298(N2)] -[1×DНоf298(С) + 2×DНоf298(N2O)],

откуда

оf298(N2O)=1/2×[DHo + DНоf298(С)- DНоf298(CO2) - 2DНоf298(N2)]=

=82 кДж/моль.

Исходя из термохимического уравнения может быть рассчитано количество выделенной или поглощенной теплоты по известной массе одного из реагирующих веществ, и, наоборот, по известному количеству выделенной теплоты, соответствующей известной массе хотя бы одного участника химической реакции, может быть составлено термохимическое уравнение.

Загрузка...

Пример 3

Определить количество теплоты, которое выделится при гашении 100 г негашеной извести водой при 25оС, если известны стандартные теплоты образования веществ, участвующих в химической реакции.

Вещество СаО (тв) Н2О (ж) Са(ОН)2 (тв)
оf298, кДж/моль -635,1 -285,8 -986,2

 

Решение

Реакция гашения извести имеет вид

СаО(тв) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(тв) DHрo = ?

Согласно следствию закона Гесса

DHрo = (Sni×DHiof)прод. - (Sni×DHiof)исх.в. = 986,2 + 635,1 + 285,8 = -65,3 кДж.

В соответствии с уравнением реакции, это количество тепла (65,3 кДж) выделяется на 1 моль СаО. Определим количество вещества СаО, вступившего в химическую реакцию по условию задачи:

n(СаО) = m(CaO)/M(CaO) = 100/(40+16) = 1,78 моль.

Тогда количество выделившегося тепла определяется из соотношения

Q = 65,3 кдж/(моль СаО)× 1,78 (моль СаО) = 116,61 кДж.

Пример 4

Составить термохимическое уравнение горения углерода, если известно, что при сгорании 24 г угля выделяется 804,48 кДж тепла..

Решение

С + О2 = СО2 , DНо = ?

Тепловой эффект этой химической реакции соответствует сгоранию 1 моля (12 г) угля. По условию задачи, сгорело 24 г угля, что составляет 24г/12 (г/моль)=2 моля. Следовательно, на 1 моль С выделяется

о = 804,48 кДж/2моль=402,24 кДж/моль тепла.

Термохимическое уравнение имеет вид

С(к) + О2 (г)= СО2 (г), DНо = -402,24 кДж.

 


Дата добавления: 2015-07-08; просмотров: 143 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Эквивалент. Закон эквивалентов | СОСТАВ РАСТВОРОВ | Смешение растворов | Классификация окислительно-восстановительных реакций | Составление уравнений ОВР методом полуреакций | Уравнение Нернста. ЭДС реакции | Химическая кинетика | Влияние температуры | Химическое равновесие | Необратимые реакции |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Химическое равновесие| Процессы, для которых DS > 0

mybiblioteka.su - 2015-2017 год. (0.009 сек.)