Главная страница Случайная страница
Разделы сайта
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
Энтальпия образования сложного вещества равна энтальпии реакции образования одного моль этого вещества из простых веществ.
|
|
Пример 1. Энтальпия образования воды:
2H2(г) + O2(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».
Δ Нр = ∑ (n∙ Δ H)прод. - ∑ (n∙ Δ H) исх.,
где n – число молей.
Пример 2. Рассчитать тепловой эффект реакции. Указать эндо- или экзотермическая реакция при стандартных условиях.
4NH3(г) + 5O2(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.
Таблица № 1
Значения термодинамических функций в стандартных условиях
| Вещество | Агрегатное состояние |  кДж/моль
|  Дж/моль оК
|  кДж/моль
|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 |
| Al Fe O2 H2 C Al2O3 CO CO2 CH4 C2H2 C3H8 C4H10 CaO Ca(OH)2 CaCO3 Fe2O3 Fe3O4 Na2CO3 MgO MgCO3 H2O H2O H2S SO2 SO3 P2O5 NO NH3 | ТВ. ТВ. Г. Г. Графит ТВ. Г. Г. Г. Г. Г. Г. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. Ж. Г. Г. Г. Г. ТВ. Г. Г. | - 1676, 8 - 110, 6 - 393, 8 - 74, 9 - 226, 8 - 95, 4 - 101, 2 - 635, 0 - 986, 8 - 1207, 0 - 822, 7 - 1117, 9 - 1137, 5 - 601, 8 - 1113, 0 - 286, 4 - 242, 0 - 20, 9 - 297, 2 - 376, 2 - 1492, 0 91, 0 - 46, 0 | 28, 4 27, 2 205, 0 130, 7 5, 7 50, 9 197, 6 213, 6 186, 4 - - - 39, 7 83, 4 91, 7 87, 5 146, 3 136, 4 26, 9 65, 7 70, 0 188, 9 193, 2 248, 2 256, 4 114, 5 210, 5 192, 6 | -1563, 3 -137, 2 -394, 4 -50, 9 — — — -603, 6 -899, 2 -1128, 4 -740, 8 -1014, 8 -1047, 5 -569, 6 -1029, 3 -237, 4 -228, 8 -33, 8 -300, 4 -370, 0 -1348, 8 86, 6 -16, 6 |
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.
∆ Sp = ∑ (n · S) прод.— ∑ (n ∙ S) исх.
Пример 3. Рассчитать изменения энтропии системы при реакции в стандартных условиях.
N2(г) + О2(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.
|
|