Лекция: тепловой эффект реакции

Вид материала

Лекция

Содержание Стандартная теплота образования показывает, сколько кДж энергии выделилось или поглотилось при образовании 1 моль сложного вещес Стандартная теплота сгорания показывает, сколько кДж энергии выделилось при сгорании 1 моль вещества до высших оксидов. Примеры решения задач. Знаки изменения функции

Подобный материал:

• Методическая инструкция для cтудентов (лечебный, стоматологический и педиатрический, 57.55kb.
• Термины и понятия (лекция), 60.46kb.
• Лекция n17 Лекция 17, 369.58kb.
• Изменение цены какого-либо товара влияет на объем спроса через эффект дохода и эффект, 81.99kb.
• Гоу гимназия №1505 «московская городская педагогическая гимназия – лаборатория», 245.1kb.
• Курс (высшее) Тема Макроэкономическое равновесие в классической модели Ключевые понятия, 138.22kb.
• Для подготовки к экзамену по общей химии (2 семестр) Кинетика, 73.49kb.
• Памятка по выполнению требований конструирования и монтажа тепловой изоляции оборудования, 21.4kb.
• 5 Ионные реакции осаждения, нейтрализации, гидролиза, 1512.2kb.
• Программа коллоквиумов по курсу физической химии, 99.84kb.

Лекция: тепловой эффект реакции.


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

Закон Г.И.Гесса (1840г.) 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:

в одну стадию:


C+O₂=CO₂+394 кДж (Q=394 кДж);


в две стадии:


C+1/2O₂=CO+111 кДж

CO+1/2O₂=CO₂ +283 кДж

(Q₁=111 кДж, Q₂=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 Q⁰_обр и сгорания Q⁰_сгор веществ, которые определяются в стандартных условиях: t=25⁰C, P=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 равна 0.

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

Теплоты сгорания негорючих веществ равна 0.

Стандартные теплоты сгорания и образования можно найти в справочных таблицах.

Расчёты 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 = ΣQ⁰_обр (продуктов) – ΣQ⁰_обр (исходных веществ)

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

Q = ΣQ⁰_сгор (исходных веществ) – ΣQ⁰_сгор (продуктов).

При вычислениях учитывают 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 CH₄.

Первый способ – через стандартный теплоты образования.

1. Запишем уравнение реакции:

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O + Q

2. Выразим в общем виде Q через Q⁰_обр, учитывая коэффициенты:

Q = [Q⁰_обр(CO₂) + 2Q⁰_обр(H₂O)] – [Q⁰_обр(CH₄) + 2Q⁰_обр(O₂)].

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 Q⁰_сгор. Так как из всех веществ в данной системе только метан – горючий, то Q⁰_сгор воды, углекислого газа и кислорода равна нулю. По таблице стандартных теплот сгорания Q⁰_сгор (CH₄) = 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 стороны, система состоит из огромного числа частиц, которые находятся в беспорядочном и непрерывном движении. Мерой упорядоченности состояния системы является ∆H, мерой неупорядоченности – энтропия S. Чем выше температура, чем больше объём системы, тем сильнее неупорядоченность и больше энтропия. Состояние вещества вблизи абсолютного нуля можно считать максимально упорядоченным S → 0. В отличие от H абсолютное значение S можно найти. Значение стандартных энтропий приводится в таблицах. Например, S⁰₂₉₈ (H₂) = 130,5 Дж/моль ∙ К, а S⁰₂₉₈ (ZnO) = 43,6 Дж/моль ∙ К.

В ходе химической реакции энтропия системы меняется, её изменения ∆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 объём системы. Каждая из этих противоположных тенденций зависит от природы веществ и условий процесса (t⁰, давление, концентрации веществ и т.д.). Сравнение этих тенденций позволяет определить направление процесса. ∆H – энтальпийный фактор, ∆S ∙ Т – энтропийный фактор, при ∆H = Т∆S система находится в состоянии равновесия.

Разница ∆H и Т∆S называется энергией Гиббса. ∆G = ∆H - T∆S [кДж/моль]. Стандартна энергия Гиббса – табличная величина.

Таким образом, используя данные таблиц, можно определить ∆H, ∆S и ∆G любого процесса и сделать вывод о возможности его протекания по таблице.

^ Знаки изменения функции			Возможность протекания реакции
∆H	∆S	∆G
- + - +	+ - - +	- + + +	Возможна при любых температурах Невозможна при любых температурах Возможна при достаточно низких температурах Возможна при достаточно высоких температурах

Например

Дана реакция 3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃. Определить возможность её протекания. По таблице находим S; ∆H и ∆G веществ, участвующих в этой реакции

H2 N2 NH3

∆H0 0 0 -46,2

∆S0 130,5 191,5 192,6

∆G0 0 0 -16,7

Определим ∆H⁰ (реакции) = 2∆H⁰ (NH₃) - ∆H⁰ (N₂) - 3∆H⁰ (H₂) = -46,2 ∙2 = -94,4 кДж.

∆S (реакции) = 2S⁰ (NH₃) – S⁰ (N₂) – 3S⁰ (H₂) = 192,6 ∙ 2 – 191,5 – 3 ∙139,5 = -197,8 кДж.

∆G (реакции) = 2∆G⁰ (NH₃) - ∆G (N₂) - 3∆G (H₂) = -16,7 ∙ 2 = -33,4 кДж.

Знак ∆H («-»); ∆S («-»); ∆G («-») → реакция возможна при достаточно низких температурах.

Рассчитаем, при какой температуре реакция возможна из формулы

∆G = ∆H -T∆S;b T =

= ∆H - ∆G = (-92,4 + 33,4) ∙ 10³ Дж ≈ 298,3К

∆S -197,8 Дж/к