Оценка выполненной работы: 3 балла

Практическое занятие №4

Тема: Решение задач на расчет энтальпий, энтропий, энергия Гиббса химических реакций Цель: провести практические расчеты законов термодинамики к химическим системам. Определить тепловые эффекты химических реакций, а также определить возможность самопроизвольного протекания этих реакций.

Теоретические основы

Термодинамика – наука, которая изучает общие законы взаимного превращения энергии из одной формы в другую.

Химическая термодинамика решает два основных вопроса:

– количественное определение тепловых эффектов различных процессов;

– выяснение принципиальной возможности самопроизвольного течения химических реакций и условия, при которых химические реакции могут находиться в состоянии равновесия.

Объектом исследования термодинамики является термодинамическая система.

Термодинамическая система – это такая система, в которой между телами, ее составляющими, возможен обмен энергией и веществом, которая полностью описывается термодинамическими параметрами.

Параметры состояния: масса, концентрация, состав, температура, давление, объем и др. Среди них выделяют три основных параметра состояния: давление, температура, объем. Названы они таким образом потому, что незначительные изменения одного или нескольких основных параметров состояния приводят к очень резким изменениям в свойствах термодинамических систем.

Все процессы, протекающие в живых организмах, являются изобарно-изотермическими (P = const; T = const).

Параметры состояния, не поддающиеся непосредственному измерению и зависящие от основных параметров состояния, называются функциями основных параметров состояния. К ним относятся:

– внутренняя энергия (U) – это полная энергия системы, включающая энергию движения атомов и молекул, электронов и ядер в атомах, внутриядерную энергию, энергию межмолекулярного взаимодействия и другие виды энергий, за исключением кинетической и потенциальной энергии системы как целого:

;

– энтальпия (H) – характеризует энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях;

– энтропия (S) – мера вероятности состояния термодинамической системы;

– свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал (G).

Значения этих функций связаны с особенностями состава, внутреннего строения вещества, а также внешними условиями протекания процесса: давлением, температурой, концентрацией вещества.

Абсолютные величины этих функций определить невозможно, можно найти изменение этих величин при переходе термодинамической системы из начального в конечное состояние (из исходных веществ в продукты реакции):

∆ ,

где F – функция состояния (U, H, S, G).

Ответить на первый вопрос термодинамики – следовательно, определить величину изменения энтальпии или тепловой эффект химической реакции (ΔН⁰ _х.р., кДж). Этим вопросом занимается раздел термодинамики, называемый термохимией.

Термохимические расчёты основаны на следствии из закона Гесса: изменение энтальпии химической реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом сумм энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

Например, для реакции:

CH₄(г) + 2O₂(г) = 2H₂O(ж) + CO₂(г);

Энтальпией образования сложного соединения называется изменение энтальпии в процессе получения одного моля этого соединения из простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при данных условиях.

Обычно энтальпию образования различных соединений определяют в стандартных условиях:

t ^o = 25 ^oC (298 K);

P = 1атм (760 мм рт.ст.; 101325 Па);

C _вещ. = 1 моль/л.

Например, для процесса:

Ca(т) + 0,5O₂(г) = CaO(т); ∆H_CaO(т) = – 635 кДж/моль

стандартные энтальпии образования всех простых веществ принимают равными нулю:.

Если тепловой эффект имеет отрицательное значение (< 0), такой процесс протекает с выделением энергии и называется экзотермическим, если тепловой эффект имеет положительное значение (>0), то такой процесс протекает с поглощением энергии и называется эндотермическим.

В термохимии принято записывать процессы в виде термохимических уравнений, в которых указывается тепловой эффект или количество теплоты (^Q), агрегатное состояние веществ и допускаются дробные коэффициенты:

H₂(г) + 0,5O₂(г) = H₂О(ж); = – 285,8 кДж/моль или

H₂(г) + 0,5O₂(г) = H₂О(ж) + 285,8 кДж/моль, т.к. = – Q.

Ответить на второй вопрос термодинамики – следовательно, определить возможность самопроизвольного течения процесса.

Самопроизвольным называется такой процесс, который протекает без сообщения ему дополнительной энергии. Например, самопроизвольными являются процессы коррозии металлов, окисления жиров, старения резины и многих полимерных материалов, получение растворов и т.д.

Большинство химических процессов протекают самопроизвольно в сторону уменьшения запаса внутренней энергии или энтальпии системы. Но известны и такие процессы, которые протекают самопроизвольно, без изменения внутренней энергии системы, движущей силой таких процессов является энтропия S системы. Энтропия характеризует беспорядок в системе: чем выше беспорядок, тем выше энтропия. В изолированных от внешней среды системах процессы протекают самопроизвольно в направлении увеличения энтропии (∆ ).

Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса и имеет единицу измерения Дж/моль·K.

Таким образом, существуют два основных фактора самопроизвольного протекания процессов:

– уменьшение внутренней энергии или энтальпии системы (; ∆ );

– увеличение беспорядка или энтропии системы (∆ ).

В термодинамике существует параметр, который отражает влияние на направление процесса двух рассмотренных факторов одновременно. Таким параметром для процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении, является изобарно-изотермический потенциал ∆ G (или энергия Гиббса, свободная энергия системы). Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции можно рассчитать по формуле Гиббса:

∆ G _T,х.р. = ∆H^o_х.р. – T ∆S^o_х.р.,

где T – абсолютная температура процесса, K;

∆ G _х.р. характеризует общую движущую силу процесса, кДж.

Если процесс протекает в стандартных условиях, то рассчитывается по следствию из закона Гесса.

.

Если процесс является обратимым, для которого известна величина константы равновесия (K _р), то можно воспользоваться формулой:

,

где R – универсальная газовая постоянная (R = 8,3144 Дж/моль·K);

Т – абсолютная температура процесса, K;

K _р – константа равновесия процесса.

Величина и знак характеризует принципиальную возможность протекания процесса:

– если < 0, процесс протекает самопроизвольно при данных условиях;

– если > 0, процесс при данных условиях протекать не может;

Примеры решения задач.

Задача 1. Определите по справочным данным стандартную энтальпию реакции

С₂H₅OH_(ж) + 3O_2(г) = 2СО_2(г) + 3H₂O_(г).

Решение:

Значение энтальпии реакции находим по первому следствию закона Гесса:

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон – ΣH⁰_исх кДж/моль

Подставив стандартные величины, получим:

Ответ:

 

Задача 2. Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 °К (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.

Fe₂O_{3 (к)} + 3H₂ = 2Fe_(к) + 3H₂O_(г)

Решение.

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон – ΣH⁰_исх кДж/моль

Запишем термохимическое уравнение для данной реакции с учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔH_р-ции = 2· ΔH⁰ _Fe + 3· ΔH⁰ _H2O - ΔH⁰ _Fe2O3 - 3· ΔH⁰ _H2

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ подставляем в уравнение и находим:

ΔH_р-ции = 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16) - 3·0 = 96,7 кДж/моль

Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса:

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон – ΣS⁰_исх Дж/(моль·K)

Запишем термохимическое уравнение для данной реакции с учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔS_р-ции = 2· ΔS⁰ _Fe + 3· ΔS⁰ _H2O - ΔS⁰ _Fe2O3 - 3· ΔS⁰ _H2

 

Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔS_р-ции = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 — 3·131 = 137,44 Дж/(моль·K)

Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции можно рассчитать по формуле Гиббса:

ΔG = ΔH – TΔS

Подставим полученные значения в это уравнение:

ΔG = 96,7 – 298 ·137,44 /1000 = 55,75 кДж/моль

При Т=298°К, ΔG > 0 – реакция не идет самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении.

Чтобы рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, надо ΔG приравнять к нулю:

ΔG = ΔH – TΔS = 0,

Тогда:

T= - (ΔG – ΔH) / ΔS= - (0-96,7)/0,137 = 705,83 K

При Т = 705,83 К реакция будет идти равновероятно как в прямом, так и в обратном направлении.

Ответ: ΔH_р-ции = 96,7 кДж/моль; ΔS_р-ции = 137,44 Дж/(моль·K); ΔG = 55,75 кДж/моль; T= 705,83K

Задача 3. Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 1000 и 3000 К.

Cr₂O₃ (т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3CO (г)

Cr₂O₃ (т)

C (т)

Cr (т)

CO (г)

ΔH₂₉₈, кДж/моль

- 1141

- 110,6

ΔS₂₉₈, Дж/(моль×К)

81,2

5,7

23,6

197,7

Решение.

Вычисления энергии Гиббса проводим согласно выражению:

ΔG_р-ции = ΔH_р-ции – TΔS_р-ции

Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции.

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон – ΣH⁰_исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

ΔH_р-ции= 2· ΔH⁰ _Cr + 3· ΔH⁰ _CO — ΔH⁰ _Cr2O3 — 3· ΔH⁰ _C= 2·0 + 3·(- 110,6) – (-1141) — 3·0 = 809,2 кДж/моль

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон – ΣS⁰_исх Дж/моль·K

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔS_р-ции= 2· ΔS⁰ _Cr + 3· ΔS⁰ _CO — ΔS⁰ _Cr2O3 — 3· ΔS⁰ _C= 2·23,6 + 3·197,7 – 81,2 — 3·5,7 = 542 Дж/(моль·K)

Найдем энергию Гиббса при 1000 К

ΔG₁₀₀₀ = ΔH – TΔS = 809,2 – 1000 ·542 /1000 = 267,2 кДж/моль

ΔG₁₀₀₀ > 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем энергию Гиббса при 3000 К

ΔG3₀₀₀= ΔH – TΔS = 809,2 – 3000 ·542 /1000 = — 816,8 кДж/моль

ΔG3₀₀₀ ˂ 0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.

 

Ответ: ΔG₁₀₀₀ = 267,2 кДж/моль - реакция самопроизвольно не идет.

ΔG3₀₀₀ = - 816,8 кДж/моль - реакция протекает самопроизвольно

Выполнение работы

Решите следующие задачи

1) Вычислите стандартную энтальпию реакции. Справочные даны смотрите в приложении 1.

2) Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 °К (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции. Справочные данные смотрите в приложении 1.

1) NH_{3 (г)} + 5O_{2 (г)} = 4NO_(г) + 6Н₂О_(г)

2) 4НС1(г) + О₂ (г) = 2Н₂О(г) + 2Cl₂ (г)

3) CaCO₃ (т) = CaO(m) + CO₂ (г)

4) Fe₃O₄ (т) + H₂ (г) = 3FeO(m) + Н₂O(г)

5) Ca(OH)₂ (т) + CO₂ (г) = CaCa ₃ (т) + Н₂О(г)

3) Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 600 и 3450 К. Справочные данные смотрите в приложении 1.

1) FeS₂ (т) + 11О₂ (г) = 2Fe₂O₃ (т) + 8SO₂ (г)

2) Zn(к) + ^½О₂(г) = ZnO(к)

3) 3Cu_(тв) + 8HNO_3(ж) = 3Cu(NO₃)_2(тв) + 2NO_(г) + 4H₂O_(ж)

4) 2H₂O(г.) + CH₄(г.) = CO₂(г.) + 4H₂(г.).

5) CH₄(г) + СО₂(г) = 2CO(г) + 2Н₂(г)

Контрольные вопросы:

1.Сформулируйте второй закон термодинамики.

2. Какие системы называются термодинамическими?

3. Дайте определение теплового эффекта реакции

4. Сформулируйте закон Гесса.

5. Какие процессы называются экзо- и эндо-термическими?

6. Какие процессы называются самопроизвольными

Сформулируйте вывод по работе

 

Оценка выполненной работы: 3 балла

 

Критерий оценки	Балл
Работа не выполнена
Работа выполнена не в полном объеме
Работа выполнена в полном объеме, без ошибок

 

 

ПРИЛОЖЕНИЕ