Урок 21. Теплота образования

Одесский автомобильно- дорожный колледж www.avtodor.at.ua Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования) – презентация

Презентация была опубликована 9 лет назад пользователемoadk.at.ua

Похожие презентации

Презентация на тему: ” Одесский автомобильно- дорожный колледж www.avtodor.at.ua Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)” — Транскрипт:

1 Одесский автомобильно- дорожный колледж Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

2 Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.стандартных состояниях Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:метанауглеродаводорода С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль. Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O. Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля [1] – то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. [1] стандартному состоянию

3 Составила презентацию Ольга Катана В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии – ΔH 298 0, где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия), а 298 – температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу, оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество

5 Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH I2(тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH I2(ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками. йода

6 Единицы измерения энтальпии образования – Дж/г, Дж/моль. Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):закона Гесса ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) ΣΔH f O (реагенты) Термохимические эффекты можно включать в химические реакции.

7 Сайт химии Иволга Если при образовании сложного вещества из простых энергия затрачивается, то значение энтальпии для данного вещества положительное, а если выделяется, то отрицательное. Поскольку абсолютную энтальпию образования вещества определить невозможно, оперируют только с их разностями H в искусственно введенной шкале.

9 Разница энтальпий образования соединений обычно зависит от температуры при которой проводится процесс. В связи с этим в справочниках, как правило, указывают стандартное (относящееся к температуре 25 °С) значение энтальпии, что обозначают верхним индексом (0). Обозначение энтальпии образования соединения (из простых веществ) снабжают также нижним индексом (f) (от англ. formation – образование). Тогда для стандартной энтальпии образования воды имеем:

10 Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества,экзотермическимиэндотермическими

11 Тепловые эффекты (энтальпии) получают обычно на основе экспериментальных данных. В специальном приборе, который назван калориметром или калориметрической бомбой, проводят химическую реакцию с точно известными массами реагентов. Зная теплоемкость прибора, по изменению температуры в нем можно определить тепловой эффект реакции и занести найденное значение в справочник.

Читайте также:
Урок 6. Простые ионы

13 Не все вещества можно получить, помещая простые вещества непосредственно в реактор. Например, глюкозу С 6 Н 12 О 6 нельзя получить при непосредственном контакте углерода, кислорода и водорода. Это вещество возникает в результате биохимических процессов в живой клетке.

14 В таких случаях приходит на помощь закон Гесса, который гласит, что тепловой эффект химической реакции определяется разностью энергетических состояний продуктов и реагентов и не зависит от пути реакции.

16 Из закона Гесса вытекают три важных следствия Следствие 1. Энтальпия реакции равна разности энтальпий образования продуктов и реагентов: H р = H f (прод.) – H f (реаг.). Так, если уравнение реакции в общем виде записать следующим образом: aА + bB = cC + dD, то H р = cH f (C) + dH f (D) – aH f (A) – bH f (B).

17 Следствие 2. Энтальпия реакции равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов: H р = H сг (реаг.) – H сг (прод.). Для реакции: aА + bB = cC + dD, H р = aH сг (А) + bH сг (B) – cH сг (C) – dH сг (D). Следствие 3. Термохимические уравнения реакций можно складывать и вычитать, умножать и делить, записывать справа налево, несмотря на подчас практическую неосуществимость обратных реакций.

18 Иногда вместо энтальпий реакций используют теплоты реакций, а вместо энтальпий образования веществ их теплоты образования. Теплоты реакций и теплоты образования связаны с соответствующими энтальпиями простым соотношением: Q = –H.

21 Задача. При сжигании 3 г магния выделилось 75,15 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения магния

22 Задача. При сжигании 93 г фосфора выделилось 2322 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения. Найти теплоту образования фосфора

23 Задача. Вычислите тепловой эффект реакции Fe 2 O 3 + 2Al Al 2 O 3 + 2Fe, если теплота образования оксида железа(III) составляет +821,5 кДж/моль, а теплота образования оксида алюминия +1675,7 кДж/моль (теплота образования простого вещества равна нулю).

Презентация урока “Почему протекают химические реакции”
методическая разработка по химии (11 класс) по теме

Цели урока: 1.Сформировать представления учащихся о причинах протекания реакций;

Скачать:

Вложение Размер
pochemu_protekayut_himicheskie_reakcii.ppt 115 КБ
teplovoy_effekt_reakcii.doc 57 КБ
test.doc 28.5 КБ

Как сдать ЕГЭ на 80+ баллов?

Репетиторы Учи.Дома помогут подготовиться к ЕГЭ. Приходите на бесплатный пробный урок, на котором репетиторы определят ваш уровень подготовки и составят индивидуальный план обучения.

Бесплатно, онлайн, 40 минут

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Предварительный просмотр:

Тепловой эффект реакции не обязательно находить экспериментально, его можно рассчитать, используя стандартные теплоты образования и сгорания веществ, следуя закону Гесса,

Закон Г. И. Гесса (1840 г.) заключается в следующем: Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а только от вида (например, аллотропной модификации) и агрегатного состояния исходных веществ и конечных продуктов реакции .

Пример. Сгорание углерода может идти двумя путями:

С + O 2 → СO 2 +394 кДж(Q = 394 кДж);

С+1/2О 2 → СO +111 кДж;

СО + 1/2 O 2 →СO 2 +283 кДж;

(Q 1 = 111 кДж, Q 2 = 283 кДж, сумма тепловых эффектов обеих стадий 394 кДж.)

С другой стороны, сравнение тепловых эффектов сгорания двух аллотропных модификаций углерода – графита (+394 кДж) и алмаза (+392 кДж), разложения водяного пара (–241,8 кДж) и воды (–285,8 кДж) доказывает, что тепловой эффект химической реакции зависит от вида и состояния исходных и конечных веществ.

Для расчета теплового эффекта реакции Q используют стандартные теплоты образования Q обр и сгорания Q сгор веществ, которые определяются в стандартных условиях: t = 25°С, Р = 1 атм на 1 моль вещества, вычисляются в кДж/моль.

Стандартная теплота образования показывает, сколько кДж энергии выделилось или поглотилось при образовании 1 моль сложного вещества из простых.

Теплоты образования простых веществ равны 0.

Стандартная теплота сгорания показывает, сколько кДж энергии выделилось при сгорании 1 моль вещества до высших оксидов.

Теплоты сгорания негорючих веществ равны 0.

Стандартные теплоты сгорания и образования можно найти в справочных таблицах.

Расчеты теплового эффекта реакции проводятся согласно следствию из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме стандартных теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот образования исходных веществ.

Q = ∑Q обр (продуктов) – ∑Q обр (исходных веществ).

Если даны стандартные теплоты сгорания, то можно использовать следующую форму для вычисления теплового эффекта реакции:

Q = ∑Q сгор (исходных веществ) –∑Q сгор (продуктов). При вычислениях учитываются стехиометрические коэффициенты.

Примеры решения задач.

Нахождение теплового эффекта химической реакции по стандартам теплотам образования (сгорания) исходных и конечных веществ.

Пример. Найдите тепловой эффект реакции горения метана СH 4 .

Первый способ – через стандартные теплоты образования.

1. Запишем уравнение реакции: СH 4 + 2O 2 = СO 2 + 2H 2 O + Q

2. Выразим в общем виде Q через Q обр учитывая коэффициенты:

Q = [Q обр (СO 2 ) + 2Q обр (H 2 O)] – [Q обр (СH 4 ) + 2Q обр (O 2 )].

3. Подставим значения в полученную формулу: Q = 393,5 + 2 ∙ 285,8 – 74,8 = 890,3 кДж.

Второй способ – через стандартные теплоты сгорания.

Гораздо проще решить эту задачу через Q сгор. Так как из всех веществ в данной системе только метан – горючий, то Q сгор воды, углекислого газа и кислорода равна нулю. По таблице стандартных теплот сгорания Q сгор (CH 4 ) = 890,3 кДж/моль, значит Q = 890,3 кДж.

Кроме такой характеристики системы, как энтальпия H , существует энтропия S. С одной стороны, каждая система стремится к более устойчивому, упорядоченному состоянию, соответствующему минимуму внутренней энергии, с другой – система состоит из огромного числа частиц, которые находятся в беспорядочном и непрерывном движении. Мерой упорядоченности состояния системы является ∆ Н , мерой неупорядоченности – энтропия S . Чем выше температура, чем больше объем системы, тем сильнее неупорядоченность и больше энтропия, и наоборот. Состояние веществ вблизи абсолютного нуля можно считать максимально упорядоченным – S → 0 . В отличие от Н абсолютное значение S можно найти. Значение стандартных энтропий приводится в таблицах. Например, S 0 298 (H 2 ) = 130,5 Дж/моль ∙ К, a S 0 298 (Z n O) = 43,6 Дж/моль ∙ К .

В ходе химических реакций энтропия системы меняется, ее изменение ∆ S можно рассчитать.

Вследствие стремления системы к состоянию с минимальной энергией частицы проявляют тенденцию к сближению, взаимодействию друг с другом, образованию прочных агрегатов, уменьшению объема. Тепловое движение, напротив, вызывает разброс частиц, увеличивая объем системы. Каждая из этих противоположных тенденций зависит от природы веществ и условий протекания процесса (t 0 , давления, концентрации веществ и т.д.). Сравнение этих тенденций позволяет определить направление процесса. ∆Н – энтальпийный фактор, ∆S ∙ T – энтропийный фактор, при ∆Н = T∆S система находится в состоянии равновесия.

Разница ∆Н и T∆S называется энергией Гиббса. ∆G = ∆Н – T∆S [кДж/моль]. Стандартная энергия Гиббса – табличная величина.

Таким образом, используя данные таблиц, можно определить ∆Н , ∆S и AG любого процесса и сделать вывод о возможности его протекания по таблице:

К вопросу о выполнении термохимических расчетов

Разделы: Химия

Химические процессы, как правило, сопровождаются тепловым эффектом, который характеризуется не только абсолютной величиной, но и знаком. Исторически сложились две системы отсчета: термохимическая и термодинамическая. В термохимической системе отсчета тепловой эффект экзотермической реакции принято считать положительным, поскольку процесс сопровождается выделением теплоты (экзо – внешний). Эндотермические реакции сопровождаются отрицательным тепловым эффектом, так как теплота поглощается системой (эндо – внутренний). В термодинамике принята обратная система знаков: теплота, поглощенная системой, считается положительной; теплоте, отданной системой, присваивается знак минус. В термодинамической системе знаков тепловой эффект реакции отождествляется с изменением энтальпии системы. При записи термохимического уравнения в этой системе тепловой эффект не включается в уравнение реакции, а записывается рядом с ним.

Обобщения термохимических закономерностей дает основной закон термохимии, сформулированный в 1836 году русским ученым Г.И. Гессом. Суть этого закона заключается в том, что тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном объеме или при постоянном давлении, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы. Закон Гесса можно проиллюстрировать схемой:

На схеме образование соединения АВ представлено двумя путями: непосредственным синтезом из веществ А и В (Q) и через стадию образования промежуточного соединения АС (Q1), которое в дальнейшем взаимодействует с веществом В (Q2) и дает тот же конечный продукт АВ. В соответствии с законом Гесса тепловой эффект прямого синтеза продукта АВ равен сумме тепловых эффектов реакций с участием промежуточного продукта АС, то есть:

Как следует из закона Гесса, теплота образования вещества не зависит от способа его получения (первое следствие из закона Гесса). Теплота образования соединения – тепловой эффект реакции образования одного моль соединения из простых веществ в стандартном состоянии при заданных температуре и давлении. В термодинамике в качестве стандартных условий принимаются Т = 298 К; Р = 1,013 . 10 5 Па. Теплота образования соединения в этих условиях называется стандартной теплотой образования. При выполнении термохимических расчетов теплоты образования простых веществ в стандартном состоянии условно принимаются равными нулю. Приведу примеры классического варианта выполнения термохимического расчета и оформления решения задачи.

Пример № 1. Реакция горения аммиака выражается уравнением:

Вычислите теплоту образования аммиака ( г.), если известно, что теплота образования воды (ж.) составляет + 285,84 кДж/моль.

Решение. Прежде всего представим данное химическое взаимодействие, как совокупность промежуточных стадий с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

1. Разложение аммиака на простые вещества азот и водород с учетом того, что в реакции горения участвует 4 моль аммиака.

2. Образование воды (ж.) из простых веществ: водорода и кислорода с учетом того, что в результате реакции горения образуется 6 моль воды. В связи с этим фактом значение теплоты образования воды (ж.) умножим на 6 моль

Учитывая то, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю и, воспользовавшись законом Гесса, получим уравнение:

Откуда следует, что Q1 = – 184,76 (кДж). Найденное значение Q1– тепловой эффект реакции разложения 4 моль аммиака. Значит, разложение одного моль аммиака будет сопровождаться тепловым эффектом, равным значению -184,76 (кДж)/4 моль = -46,19 (кДж/моль). Образование аммиака – процесс, противоположный разложению. Поэтому теплота образования аммиака будет иметь противоположный знак плюс. Ответ: теплота образования аммиака (г.) равна + 46,19 (кДж/моль).

Эту задачу можно было решить, воспользовавшись вторым следствием из закона Гесса: стандартный тепловой эффект реакции равен сумме стандартных теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Так как теплоты образования простых веществ, в частности кислорода и азота, приняты равными нулю, получим уравнение:

+ 1530,28 (кДж) = 6 моль . 285,84 (кДж/моль) – 4 моль . Q (кДж/моль), где Q – стандартная теплота образования аммиака (г.). Таким образом, найдено то же самое значение: + 46,19 (кДж/моль).

Пример № 2. Реакция горения этана выражается уравнением:

Вычислите тепловой эффект этой реакции Q, если теплоты образования углекислого газа (г.), волы (ж.) и этана (г.) равны +393,51 (кДж/моль); + 285,84 (кДж/моль); + 84,67 (кДж/моль) соответственно.

Решение. Представим процесс горения этана, как совокупность промежуточных стадий с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции:

Воспользовавшись законом Гесса, получим математическое уравнение для вычисления теплового эффекта реакции горения этана: Q (кДж.) = 2 моль . (+393,51) (кДж/моль) + 3 моль . (+285,84) (кДж/моль) + 1 моль . ( -84,67) (кДж/моль). Ответ: Q = + 1559,87 кДж.

Для выполнения заданий, требующих термохимических расчетов, так же удобно воспользоваться графическим вариантом оформления решения на основе системы векторов, в которой каждый из них будет иллюстрировать одну из промежуточных стадий описываемого в задании химического взаимодействия. Таким образом, совокупность векторов будет эквивалентна всей последовательности промежуточных взаимодействий, приводящих систему из начального состояния в конечное. Графический способ оформления решения задачи отличается значительно большей наглядностью и, как следствие, сам ход решения становится более доступным для понимания обучающихся.

Пример № 1. При стандартных условиях теплота сгорания водорода в кислороде равна 286,2 кДж/моль, а теплота сгорания водорода в озоне равна 333,9 кДж/моль. Чему равна теплота образования озона из кислорода при стандартных условиях?

С целью решения задачи, представим ее условие графически, воспользовавшись системой векторов:

Сложение векторов даст следующее уравнение: Q + 333,9 (кДж/моль) = 286,2 (кДж/моль), откуда Q = – 47,7 кДж/моль. Найденное значение Q необходимо умножить на три, так как расчет выполнен с учетом образования 1/3 молекулы озона. Таким образом, 3 . (-47,7) (кДж/моль) = – 143,1 (кДж/моль).

Пример № 2. Энергии диссоциации Н2, СI2 и тепловой эффект образования HCI составляют соответственно -436, -243 и + 92 кДж/моль. Чему равна энергия диссоциации HCI?

Как и в предыдущем случае, представим данные задачи графически:

Воспользовавшись системой векторов, составим математическое уравнение:

+ 92 (кДж/моль) . 2моль + Q (кДж/моль) . 2моль = (-436 кДж/моль) . 1моль + (-243 кДж/моль) . 1 моль, откуда следует, что Q = – 431,5 кДж.

Как правило, выполнение термохимических расчетов вызывает у учащихся достаточно серьезные затруднения. Приведенный вариант графического оформления решения более нагляден и поэтому существенно облегчает понимание сути происходящих процессов и, как следствие, поиск решения задачи.

ТЕПЛОТЫ ОБРАЗОВАНИЯ И СГОРАНИЯ.

4.1. СПРАВОЧНЫЕ ДАННЫЕ

Теплота образования – важнейшая энергетическая характеристика вещества. Значения теплот образования исходных субстратов и продуктов реакции определяют тепловые эффекты всех химических процессов. В экспериментальной термохимии органических веществ особо выделяют реакции сгорания как своеобразный базовый процесс для измерения теплот образования.

Как известно, процессы образования и сгорания связаны друг с другом термодинамическим циклом [5]

Элементы → Продукты сгорания (IV)

Отсюда следует, что теплоты образования и сгорания связаны строгими соотношениями.

В термодинамическом представлении:

ΔHf (или ΔH О ) + ΔH B = ΔH B Э, (4.1.)

Где ΔHf (ΔH О ) – тепловой эффект образования вещества, Дж/моль;

ΔH B – тепловой эффект сгорания вещества, Дж/моль;

ΔH B Э – тепловой эффект сгорания элементов, Дж/моль.

В теплофизическом представлении:

Где Qf (Q О ) = [-ΔHf (ΔH О )] – теплота образования вещества, Дж/моль;

QСГ = – ΔHСГ – теплота сгорания вещества, Дж/моль;

QСГЭ = -ΔHСГЭ – теплота сгорания элементов, Дж/моль.

Следовательно, тепловой эффект образования вещества находят из соотношения

Приводимые в справочной литературе данные о теплотах образования и сгорания – [ΔHf (ΔH О ); Q В P – (постоянное давление); Q В V – (постоянный объём)], как правило, относятся к стандартным условиям.

ìР = 101325 Па (1 физическая атмосфера);

îТ = 298,15 К (25,00 О С).

Таблица 4.1 – Стандартные термохимические продукты сгорания для неорганических веществ

Вещество N2 Г Cl2 Г F2 Г Br2 Г H2O Ж H2O Г CO2 2 Г P4O10
-ΔHf298 (ΔH О 298), кДж/моль 0* 0* 0* 0* 286,0 ±0,2 242,0 ±0,2 393,51 ±0,05 297,1 ±0,1 2986KIII 3044аморф 3084стек

Примечание * – термохимическое определение

4.2. РАСЧЁТЫ ТЕПЛОТ СГОРАНИЯ ПО ЭМПИРИЧЕСКИМ СООТНОШЕНИЯМ

Ограниченность экспериментальных данных приводит к необходимости широко использовать эмпирические расчётные методы для нахождения теплот образования и сгорания. Все эти методы являются инкрементными. В них сначала по определённому массиву экспериментальных данных находят структурные поправки – инкременты; затем эти инкременты эктраполируют, используя для расчёта свойств других веществ. Наиболее распространены два метода: метод Коновалова – для идеальногазового состояния; метод Свентославского-Караша для органических жидкостей.

Метод исходит из следующих основных положений.

1. Для описания окисления принята стандартная реакция

2. Степень окисления элементов – галогенов, серы S 4+ и S 6+ ; азота N 3+ и N 5+ – не изменяется.

3. Стандартный тепловой эффект переноса электрона составляет QЭЛ = 109,1 кДж/моль.

4. Электроотрицательные атомы «связывают» следующее число электронов

îиные структурные группы………………………… 2

5. Каждый структурный фрагмент характеризуется своей поправкой – ζ

Т. о., теплота сгорания органического вещества в идеальножидкостном состоянии вычисляется по формуле

[-ΔHСГ ]= [QСГP ] кДж/моль = 109,1 [4C + H – mO – S 6+ – P 5+ – N 5 – Hal] + Σ nizI (4.4)

Где С – суммарное число атомов углерода;

Н – суммарное число атомов водорода;

О – суммарное число атомов кислорода;

m = 1 – для пероксидов и гидропероксидов;

2 – для всех остальных кислородсодержащих групп;

S 6 – число атомов окисленной серы (сульфогруппы, сульфохлориды, сульфамиды);

P 5+ – число атомов окисленного фосфора (фосфатиды, соли фосфония);

N 5+ – число С-нитрогрупп (N 5+ =0 для нитроаминов, солей и эфиров азотной кислоты);

Hal – суммарное число атомов галогенов;

zI – поправки на структуру типа i;

ni – число одноименных структур i.

Урок 21. Теплота образования

  • Главная Все задачи
  • Контакты Написать
  • Вы здесь:
  • Главная
  • Химия
  • Задачи Химическая термодинамика и термохимия

Задачи Химическая термодинамика и термохимия

Задачи по теме химическая термодинамика и термохимия с решениями

1. Задача Расчёт тепловых эффектов химической реакции.

Рассчитать тепловой эффект реакции (ΔН р-ции) при гашении 100 кг извести (CaO) водой, если теплоты образования оксида кальция, воды и гидроксида кальция соответственно равны -635,1; -285,84 и -986,2 кДж/моль.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaO(т) + H2O(ж) → Ca(OH)2(т), где т, ж – твёрдое и жидкое агрегатное состояние.

Рассчитываем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции), используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = -986,2 – (-635,1 – 285,84) = -65,26 кДж/моль

Рассчитаем тепловой эффект реакции с учётом количества вещества оксида кальция:

ΔHр-ции = nCaO* ΔH°р-ции; nCaO = = 1,79*10 3 моль →

ΔHр-ции = 1,79*10 3 * (-65,26) = -116,5*10 3 кДж.

2. Задача Расчёт теплот образования веществ.

При растворении 16 г карбида кальция (CaC2) в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Рассчитать теплоту образования гидроксида кальция (ΔH°Ca(OH)2), если теплоты образования (ΔH°) воды, карбида кальция, ацетилена (C2H2) соответственно равны – 285,84; -62,7; 226,75 кДж/моль.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaC2(т) + 2H2O(ж) → Ca(OH)2(т) + C2H2(г), где т, ж и г – соответственно, твёрдое, жидкое и газообразное агрегатное состояние.

Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции):

ΔH°р-ции =

ΔH°р-ции = = -125,2 кДж/моль.

Выразим и рассчитаем теплоту образования гидроксида кальция, используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = ΔH° Ca(OH)2 + ΔH° C2H2 – (ΔH° CaС2 – 2*ΔH° H2О), при этом учитываем стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

→ ΔH° Ca(OH)2 = – 125,2 – 861,13 = – 986,33 кДж/моль.

3. Задача Расчёт теплоты растворения.

Рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата сульфита натрия (Na2SO3 * 7H2O), если теплота растворения безводного сульфита натрия равна 11,34 кДж/моль, а теплота образования кристаллогидрата этой соли (теплота гидратации) равна 58,4 кДж/моль.

Решение задачи. Теплота растворения безводного сульфита натрия складывается из теплоты, пошедшей на разрушение кристаллической решётки безводной соли, и теплоты, выделившейся при гидратации соли:

Na2SO3 + 7H2O → Na2SO3 * 7H2O,

ΔH° растворения = ΔH° разруш. крист. решётки + ΔH° гидратации;

ΔH° кристаллогидрата = ΔH° разруш. крист. решётки = ΔH° растворения – ΔH° гидратации; →

теплота растворения кристаллогидрата равна:

ΔH° кристаллогидрата = – 11,34 – (-58,4) = 47,04 кДж/мол

Задача Расчёт теплоты сгорания.

Рассчитать стандартную теплоту сгорания этилового спирта, исходя из реакции биохимического брожения глюкозы:

Теплоты сгорания (ΔH°сгор.) глюкозы, спирта и углекислого газа равны соответственно -2817,1; -1366,9 и 0 кДж/моль.

Решение задачи. Используем ещё одно следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммами теплот сгорания исходных веществ и суммами теплот сгорания продуктов реакции: ΔH°р-ции = ΔH°сгор.С6Н12О6 – (2*ΔH°сгор.С2Н5ОН + 2ΔH°СО2). Поскольку углекислый газ уже не может окисляться, то его теплота сгорания (окисления) равна нулю.

ΔH°сгор.С2Н5ОН = =

Задачи по теме Расчёт изменения внутренней энергии при химических реакциях и фазовых переходах.

Задача 1. Рассчитать изменение внутренней энергии системы в стандартных условиях (ΔU°) при протекании реакции

2Cl2 + 2H2O(г) → 4HCl(г) + O2, если станд. теплоты образования воды и хлороводорода (HCl) соответственно равны -241,84 и 92,3 кДж/моль.

Решение. Изменение внутренней энергии рассчитывается по формуле ΔU=ΔH-A, для газов A (работа расширения) = Δn*R*T →

где Δn – изменение числа моль газообразных продуктов реакции и исходных веществ. Для данной реакции Δn = 5-4 = 1 моль.

Рассчитаем ΔH°р-ции, используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = 4*ΔH°HCl – 2ΔH° H2О = 4*(-92,3)-2*(-241,84)=114,48 кДж/моль; R – газовая постоянная, равна 8,3*10 -3 кДж/моль*К; Т = 298 К (25°С).

Рассчитываем изменение внутренней энергии:

ΔU° = 114,48 – 1*8,3*10 -3 *298 = 112,0 кДж/моль.

Следовательно, в процессе реакции внутренняя энергия увеличилась на 112 кДж/моль.

Задача 2. Рассчитать изменение внутренней энергии при испарении 250 г воды при 20°С (пары подчиняются законам идеальных газов). Объёмом жидкости по сравнению с объёмом пара можно пренебречь. Удельная теплота парообразования воды равна 2451 Дж/г.

Решение. При испарении воды (H2O ж → H2O пар) Δn = 1 моль (изменение количества газообразных веществ). Изменение внутренней энергии системы при испарении воды рассчитываем по формуле: ΔU = ΔH – Δn*R*T. Рассчитаем молярную теплоту парообразования воды по формуле:

ΔH = 2451 Дж/г * 18 г/моль = 44,12 кДж/моль,

n H2О(ж) = = 13,89 моль → ΔU = (ΔH – Δn*R*T)*13,89 = =(44,12-1*8,3*10 -3 *293)*13,89 = 579,0 кДж.

Следовательно, внутренняя энергия системы увеличилась на 579,0 кДж.

Примеры решения типовых задач по второму началу термодинамики.

При решении задач указывать и учитывать агрегатное состояние веществ.

Задачи по Определение изменения энтропии в различных процессах.

Особенностью химических и физико-химических превращений является участие в них большого числа частиц. Для таких систем наиболее вероятно состояние беспорядка (частицы менее связаны, менее упорядочены), которое характеризуется энтропией (S). Количественно изменение энтропии можно рассчитать на основе следствия закона Гесса. Чем большее увеличение энтропии в каком-либо процессе, тем этот процесс более вероятен. Качественно знак изменения энтропии можно оценить (определить), сопоставляя число частиц до и после реакции и агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

Энтропия связана с теплотой и возрастает при увеличении беспорядка:

– переход из твёрдого состояния жидкое, из жидкого – в газообразное;

– увеличение числа частиц.

Энтропия уменьшается при возрастании упорядоченности (взаимодействие частиц увеличивается):

– конденсация паров, сжижение;

– уменьшение числа частиц.

Задача 1. Определить знак изменения энтропии в реакциях:

  1. NH4NO3 (т) → N2O + 2H2O (г)
  2. 2H2 (г) + O2 (г) = 2 H2O (ж)
  3. N2 + 3H2 → 2NH3 или N2 + H2 → NH3

Решение. Знак изменения энтропии можно установить по количеству частиц исходных и конечных веществ:

Δn = nкон. – nисх., где Δn – изменение количества частиц; если Δn > 0, то энтропия возрастает; при Δn 0, → ΔS > 0, т.е. энтропия возрастает, тем более, что образуются газы.
Δn = 2-3 = -1 → Δn Tравн – обратная.

Наступление равновесия возможно, если знак изменения функций ΔH и Δ S одинаков

Задачи по расчету констант равновесия.

Зависимость константы равновесия от свободной энергии Гиббса выражается уравнением:

ΔG = -2,3 R * TlgK, где К – константа равновесия, R – универсальная газовая постоянная. В стандартных условиях lg298K = – 0,175 ΔG°298

Задача. Константа равновесия реакции С(Т) + СО2(г)↔ 2СО (г) при 1700°К равна 2,4. Рассчитать ΔGр-ции при 1700°К и константу равновесия в стандартных условиях (298°К).

ΔG1700 = -2,3 * R * TlgK = -2.3 * 8.3 * 1700 * lg2.4 = – 123370Дж = -123,37 кДж;

ΔG1700 -3 lgK * T = -2.3 * 8.3 *10 -3 * 298 lgK,

lgK = = -21,05 → К = 10 -21,05 → К Назад

  • Вперед
  • Теплоты (энтальпии) образования и сгорания веществ

    Вычисление тепловых эффектов.

    На законе Гесса базируется несколько методов расчета тепловых эффектов химических реакций. Первый из них использует понятие «стандартная теплота образования вещества» Д fH° (индекс «о», как отмечалось выше, означает стандартные условия — это Р = 1 атм, а индекс «/» символизирует английское слово formation — образование). Для температуры 298 К эти величины табулированы и приведены в справочниках практически для всех известных веществ. Закон Гесса позволяет рассчитывать тепловые эффекты и тех химических реакций, для которых их экспериментальное измерение затруднено или вообще невозможно.

    Теплота образования AfH° — тепловой эффект образования 1 моля данного вещества из простых веществ. Простыми называют вещества, состоящие из атомов одного вида. Это, например, азот N2, кислород 02, графит С и т. п. Из определения следует, что теплота образования воды равна по величине тепловому эффекту реакции:

    Если реакцию осуществить при Р = 1 атм и 298 К, то измеренная теплота реакции будет в точности равна Л/Н^9820) — стандартной теплоте образования воды.

    Нетрудно понять, что если воду получать из кислорода 02 и озона 03 (еще одно простое вещество элемента О), то теплоты реакции будут различными. Поэтому приняли при определении теплоты образования веществ считать простыми наиболее устойчивые при Р = 1 атм и 298 К вещества. В рассмотренном примере это 02, но не 03; графит (в случае С), но не алмаз, и т. д.

    С помощью теплот образования веществ (их находят в справочной литературе) тепловой эффект химической реакции:

    (или физико-химического процесса) вычисляют, руководствуясь следующим правилом (иногда его называют первым следствием из закона Гесса): тепловой эффект химической реакции АД равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ <с учетом стехиометрических коэффициентова, и Ьф:

    Для расчетов тепловых эффектов реакций введено также понятие теплоты (энтальпии) сгорания АД веществ. Теплота сгорания — это тепловой эффект реакции глубокого окисления (сгорания) вещества (до высших оксидов). В случае углеводородов высшими оксидами являются Н20 и С02. В таком случае теплота сгорания, например, метана равна тепловому эффекту реакции:

    Величины АН%98 называют стандартными теплотами (энтальпиями) сгорания, они табулированы при 298 К. Здесь индекс «ох» указывает на то, что теплоты определены при стандартном состоянии (Р = 1 атм), а индекс «ох» происходит от англ, oxidation — окисление. Определять АН%98 для веществ значительно проще, чем А/Н%98. Для этого достаточно сжечь навеску вещества в калориметре и измерить тепловой эффект реакции. Дело в том, что многие соединения (особенно сложные органические) из простых веществ напрямую не образуются, например, реакция образования бензола

    не идет. В этом случае величины АfH%98 не измеряют в калориметре, а вычисляют, составив систему реакций, приводящих к образованию нужного вещества. При этом используют табличные теплоты образования всех веществ системы. По этой причине для многих «экзотических» или недавно синтезированных веществ в справочниках имеются лишь величины АН%98 (теплоты образования для них могут вообще отсутствовать в литературе).

    С помощью теплот сгорания веществ тепловой эффект химической реакции

    (или физико-химического процесса) вычисляют, руководствуясь следующим правилом (иногда его называют вторым следствием из закона Гесса): тепловой эффект химической реакции А,Л равен сумме теплот (энтальпий) сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот (энтальпий) сгорания продуктов реакцииучетом стехиометрических коэффициентов а, и Ъу):

    Ниже приведены примеры вычисления тепловых эффектов некоторых химических реакций и физико-химических процессов.

    Вычислить тепловой эффект реакции гидрирования паров бензола (эту реакцию осуществляют на поверхности гетерогенных катализаторов — платиновых металлов):

    при 298 К и Р = 1 атм. Согласно формуле (2.9):

    Из справочника 1 выписываем теплоты образования всех веществ — участников реакции, они приведены ниже:

    Тепловой эффект

    Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов. Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

    Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).

    В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

    Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHr O . В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

    Стандартная теплота образования

    Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

    Стандартная энтальпия образования обозначается ΔHf O . Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля [1] — то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии — ΔH298,15 , где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия [3] ), а 298,15 — температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу, оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество. Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора. Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔHI2(тв) = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔHI2(ж) = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками. Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

    Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

    Температурная зависимость теплового эффекта реакции

    Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т1 до Т2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):

    Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

    где ΔCp(T1,Tf) — изменение теплоемкости в интервале температур от Т1 до температуры фазового перехода; ΔCp(Tf,T2) — изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и Tf — температура фазового перехода.

    Стандартная энтальпия сгорания

    Стандартная энтальпия сгорания — ΔHгор о , тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

    Стандартная энтальпия растворения

    Стандартная энтальпия растворения — ΔHраств о , тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава — гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс — ΔHреш > 0, а гидратация ионов — экзотермический, ΔHгидр о = ΔHреш о + ΔHгидрК +о + ΔHгидрOH −о = −59 КДж/моль

    Под энтальпией гидратации — ΔHгидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

    Стандартная энтальпия нейтрализации

    Стандартная энтальпия нейтрализации — ΔHнейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

    HCl + NaOH = NaCl + H2O

    H + + OH − = H2O, ΔHнейтр° = −55,9 кДж/моль

    Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔHгидратации° ионов при разбавлении.

    Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

    Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: