Энергетика (термодинамика) химических процессов.

Контрольные работы должны быть аккуратно оформлены в тетради. Для замечаний надо оставить поля. Условия задач следует писать в том порядке, в каком они указаны в задании.

Ответы на контрольные вопросы заданий должны быть краткими и ясными, но не односложными (ответ должен быть мотивирован). При решении задач нужно приводить весь ход решения.

2. ЛИТЕРАТУРА:

Глинка Н.Л.Общая химия.- Л.: Химия, 2006.

Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей химии.- М.: Высшая школа, 1990.

Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2002.

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.:Химия,2008.

Коровин Н.В, Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии.- М.:Высшая школа, 2008.

Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2008.

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ

№ вар.	№ контрольных заданий
	2, 11,16, 22, 31, 40, 43
	4, 9, 17, 27, 34, 46, 48
	3, 10, 19, 28, 32, 36, 41
	1, 12, 15, 28, 35, 44, 47
	7, 9, 18, 25, 29, 36, 38
	2, 8, 15, 26, 33, 42, 47
	5, 11, 17, 25, 35, 46, 49
	5, 13, 21, 24, 34, 39, 45
	6, 14, 19, 22, 31, 39, 43
	1, 14, 16, 23, 29, 42, 49
	4, 10, 18, 24, 30, 37, 38
	3, 8, 20, 27, 33, 37, 41
	7, 13, 21, 26, 32, 40, 45
	6, 12, 20, 23, 30, 44, 48

ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Энергетика (термодинамика) химических процессов.

Термодинамика изучает законы перехода различных видов энергии. При химических реакциях эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии в виде теплоты. Реакции, которые сопровождаются поглощением теплоты, называются эндотермическими, а реакции, сопровождающиеся выделением теплоты - экзотермическими.

Каждая система при постоянных физических условиях обладает определенным запасом энергии, называемым внутренней энергией системы /U/. Она состоит из энергии движения и местоположения, молекул, атомов, ядер и электронов, а также энергии, обусловленной силами притяжения и отталкивания между ними. Однако внутренняя энергия не включает кинетическую энергию движения системы в целом и потенциальную энергию положения системы в пространстве.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Теплота (q) подведённая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии (Δ U) и на совершение работы (А).

q = Δ U + A

При постоянном давлении (это большинство химических процессов) работа – это работа по изменению объёма, т.е. А = p · Δ V, где р - давление в системе, а Δ V- изменение объёма системы (Vкон. - Vнач.)

В этом случае q _p = Δ U + p · Δ V

или q _p = (Uкон. – Uнач.) + p (Vкон. – Vнач.)

q _p = (Uкон. + pVкон.) – (Uнач. + р Vнач.)

Сумму U + pV обозначают через H и называют энтальпией. Отсюда теплота реакции (тепловой эффект) при постоянном давлении равна изменению энтальпии системы:

q _p = Hкон. – Hнач. = Δ Н

Энтальпия – термодинамическая функция состояния системы, поэтому абсолютное значение энтальпии системы определить невозможно и рассчитывают только изменение энтальпии (Δ Н). В термохимическихрасчётах энтальпия всегда выражается через Δ Н. Для сравнения энтальпии (тепловых эффектов) различных процессов значения этих величин приводят к одинаковым условиям, и в таблицах представлены стандартные значения энтальпии (). В качестве стандартных условий выбраны:

температура 298 К (25 ⁰С)

давление 101,3 кПа (1 атм).

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ принимается равной нулю, если их агрегатные состояния и модификации при стандартных условиях устойчивы.

Например: графита_/тв/ = 0,0 кДж/моль

алмаза_/тв/ = 1,9 кДж/моль

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА равна энтальпии реакции образования одного моль этого вещества из простых веществ.

Пример 1. Энтальпия образования воды:

2H_2(г) + O_2(г) =2H₂O_(г) = - 484кДж.

Отсюда следует, что энтальпия образования воды в газовой фазе равна - 484кДж: 2моль = -242 кДж/моль

ЭНТАЛЬПИЯ РЕАКЦИИИ рассчитывается из следствия закона Гесса: «Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов».

ΔНр = ∑(n∙ΔH)прод. - ∑(n∙ΔH) исх.,

где n – число молей.

Пример 2. Рассчитать тепловой эффект реакции. Указать эндо- или экзотермическая реакция при стандартных условиях.

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) + 6H₂O_(г)

Число молей,n 4 5 4 6

Энтальпия, -46,0 0 +91,0 -242,0

∆Н⁰реакции = [4(+91)+6(-242)]-[4(-46)+5·0]= -904кДж.

Так как ∆ Н< О, данный процесс сопровождается выделением тепла, т.е. является экзотермическим.

Термодинамика устанавливает также направление самопроизвольного протекания процессов в данных условиях. При выяснении природы самопроизвольного протекания реакции было установлено, что самопроизвольные реакции сопровождаются экзотермическим эффектом (∆Н<Ο). Однако связь между снижением энтальпии системы и самопроизвольностью протекания процесса является недостаточным фактором.

Другим фактором определения самопроизвольности протекания процессов является термодинамическая функция называемая энтропией (S). Энтропия является мерой упорядоченности состояния системы. В ходе химической реакции энтропия системы изменяется. Это изменение называется энтропией реакции.

ЭНТРОПИЯ РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.

∆S_p = ∑ (n · S) прод.— ∑ (n ∙ S) исх.

Пример 3. Рассчитать изменения энтропии системы при реакции в стандартных условиях.

N_2(г) + О_2(г) = 2NO_(г)

Число молей, n 1 1 2

Энтропия 192 205 211

= 2 · 211—(1 · 192 + 1·205) =14 Дж/моль^. К

Все процессы, которые протекают с уменьшением порядка системы, сопровождаются увеличением энтропии и наоборот. Самопроизвольно протекают процессы, идущие с увеличением энтропии. Для процессов протекающих в изобарно - изотермических условиях (p = const, T = const) движущей силой самопроизвольного процесса является стремление системы перейти в состояние с наименьшей энтальпией (энтальпийный фактор), либо с увеличением энтропии (энтропийный фактор). Устойчивому состоянию системы соответствует равенство этих факторов.

∆Н = Т ∙ ∆S

Термодинамическая функция, показывающая насколько система в данном состоянии отклонилась от равновесного, называется энергией Гиббса (G).

∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S

Если: ∆G < 0, процесс может протекать самопроизвольно в прямом направлении;

∆G = 0, процесс в состоянии равновесия;

∆G > 0, процесс самопроизвольно в прямом направлении

проходить не может.

Из соотношения ∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S видно, что самопроизвольно могут протекать процессы:

1. экзотермические: (∆Н < 0). Для которых: ∆S > 0.

2. эндотермические: (∆Н > 0). Для которых: ∆S > 0, но /Т·∆S/>/∆Н /,т.е. при высоких температурах.

ЭНЕРГИЯ ГИББСА РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.

∆G_p = ∑ (n · ∆G) _прод.— ∑ (n ∙ ∆G) _исх.

Пример 4. Указать возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях. СО_2(г) +С_{(графит)} = 2СО_(г)

Число молей, n 1 1 2

Энергия Гиббса, -394 0 -137

= [ 2 · (-137)] − [1 · (-394) + 1 · 0 ] = + 120 кДж/моль

Так как > 0, в данных условиях процесс невозможен.

Дата добавления: 2015-08-18