Студопедия.Орг Главная | Случайная страница | Контакты | Мы поможем в написании вашей работы!  
 

Следствия из закона Гесса



1 следствие:

Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.

Например:

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж)

Нореакции = [∆Ноf ,298(СО2) + 2 ∆Ноf ,2982О)] –

[ ∆Ноf ,298(СН4) + 2 ∆Ноf ,2982)] =

[– 393,5 + 2(– 241,8)] – [(– 74,8) + 2∙ 0] = – 802,3 кДж.

2 следствие:

Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях равен сумме стандартных энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции.

Например:

С2Н2 (г) + СО(г) + Н2О(ж) = СН2 = СНСООН(ж)

Нореакции = [∆Носг ,2982Н2) + ∆Носг ,298(СО) + ∆Носг ,2982О) –

[ ∆Носг ,2982Н3СООН)] = [– 1299,6 – 282,5 + O] – [– 1370,0] = – 211,13 кДж

Первое начало термодинамики не даёт ответа на вопрос о направлении самопроизвольно протекающих процессов при данных условиях. Самопроизвольные процессы—это процессы, происходящие вокруг нас, которые, исходя из опыта, мы считаем наиболее вероятными.

Например, энтальпия реакции 12С( т) + 11Н2О(ж) = С12Н22О11(т), рассчитанная по закону Гесса ∆Н<O, хотя она реально неосуществима, а у реакции

N2(г) + O2(г) = 2NO(г) ∆Н>O , но она протекает при высокой температуре.

Таким образом, изменение энтальпии нельзя считать единственной причиной самопроизвольного протекания реакций. Существует ещё функция состояния системы, изменение которой оказывает влияние на направление процесса — энтропия S.

Энтропия –функция состояния системы, величина которой показывает меру неупорядоченности, хаотичности системы.

Одна из формулировок второго начала термодинамики — в изолированных системах самопроизвольно протекающие процессы сопровождаются увеличением энтропии.

Для необратимых процессов в изолированных системах изменение энтропии S>O, для обратимых процессов ∆S = O. Все реальные процессы необратимы, лишь небольшое число из них можно приближённо рассматривать как обратимые. Следовательно, в результате реальных процессов энтропия изолированной системы всегда увеличивается.

Чем ближе термодинамическое равновесие, тем больше хаотичность расположения молекул в теле или в системе. Таким образом, самопроизвольные процессы в изолированных системах протекают только в направлении возрастания энтропии S.

∆S = S2 – S1 >O идёт процесс 1→ 2

∆S = S2 – S1 <O идёт процесс 2 ← 1

∆S = O термодинамическое равновесие

В неизолированной системе самопроизвольно протекают реакции, в результате которых химическая система достигает состояния, характеризующегося не только меньшей энтальпией, но и большей энтропией. Учесть одновременно оба фактора для систем находящихся при постоянном давлении и температуре позволяет функция состояния — свободная энергия Гиббса: G = H —TS.

Абсолютные значения энергии Гиббса, так же как и абсолютные значения энтальпии, невозможно определить, поэтому используют уравнение ∆G =∆ H —T∆S

Условием самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов является неравенствоG<O.Реакция продолжается до достижения минимального значения энергии Гиббса. В обратимых реакциях минимальная энергия системы достигается в состоянии химического равновесия. После установления химического равновесия ∆G = O.

Величина энергии Гиббса складывается из энтальпийного вклада ∆H и энтропийного вклада T∆S.

Рассмотрим различные варианты:

1. ∆H<O , ∆S >O ∆G <O, процесс протекает в прямом направлении независимо от величин ∆H, ∆S, T.

2. ∆H <O, ∆S <O ∆G <O, если |∆H|>|T∆S| , такие реакции возможны при низких температурах.

3. ∆H >O, ∆S <O ∆G >O, процесс может протекать только в обратном направлении

4.∆H>O,∆S >O∆G<O, если |T∆S|> |∆H|, процесс может протекать при высокой температуре.

Пример 1.Рассчитайте стандартную энтальпию реакции

2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)

ΔHfo (кДж/моль) – 297 0 – 396

Решение: Δ Нор-ции = Σ ΔНопрод – Σ ΔНоисх = 2(– 396) – [2(– 297) + 1(0)] = = – 198 кДж

Пример 2. Рассчитайте стандартную энтальпию образования этанола, если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола соответственно равны (в кДж/моль): – 393,5; – 285,8; – 1366,9.

Решение: Уравнение реакции, соответствующей энтальпии образования этанола: 2С + 3Н2 + 0,5О2 = С2Н5ОН

Δ Нор-ции =Σ ΔНосг.исх – Σ ΔНосг.эт. = 2(– 393,5) + 3(– 285,8) – (– 1366,9) =

= – 277,6 кДж

По определениюΔ Нор-ции = ΔHfo2Н5ОН).

Пример 3. Рассчитайте стандартную энтропию ΔSo реакции:

SO2(г) + 0,5O2(г) = SO3(г)

Стандартные энтропии образования SO2(г),SO2(г),SO3(г) равны соответственно (в Дж/К моль): 248, 205, 257.

Решение: ΔSo = Σ S fo прод. – Σ Sf oисх. = 2·257 – (2· 248 1· 205) =

= – 187 Дж/К

Пример 4. Пользуясь значениями ΔGof отдельных соединений, вычислите ΔGo реакции SO2(г) + NO2(г) = SO3(г) + NO(г)

и определите её направление в стандартных условиях.

ΔGof оксида серы()VI), оксида азота(II), оксида серы (IV), оксида азота(IV) соответственно равны (в кДж/моль): – 370,4; 86,6; – 300,4; 51,8.

Решение: ΔGo р-ции = [ΔGof(SO3) + ΔGof(NO)] – [ΔGof(SO2) + ΔGof(NO2)] = (–370,4 + 86,6) – (–300,4 + 51,8) = –35,2 кДж.Величина ΔGo р-ции < О, значит реакция протекает в сторону образования SO3 и NO.





Дата публикования: 2014-10-16; Прочитано: 6671 | Нарушение авторского права страницы | Мы поможем в написании вашей работы!



studopedia.org - Студопедия.Орг - 2014-2023 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования (0.007 с)...