Модуль 2. основные закономерности протекания химических реакций

Химическая термодинамика

Вопросы для подготовки к занятию

1. Превращения энергии при химических реакциях. Экзо- и эндотермические реакции.

2. Стандартатные термодинамические величины. Термохимические расчеты.

3. Термодинамические величины. Внутренняя энергия и энтальпия.

4. Энтропия и энергия Гиббса

5. Определение теплоты реакции нейтрализации

Термодинамический подход заключается в рассмотрении начального и конечного состояний взаимодействующих веществ, при этом не учитываются механизм и скорость процесса.

Для описания систем используют набор термодинамических функций, основными из которых являются Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса. В справочных таблицах приводят стандартные: энтальпии образования веществ , кДж/моль, энтропии веществ , Дж/(моль×К) (табл. П.1), энергии Гиббса образования веществ , кДж/моль. Стандартные условия:

Т = 298 К; Р = 1,013×10⁵ Па; вещества –химически чистые.

Энтальпийный эффект химической реакции определяют по закону Гесса и

следствию из него. Следствие из закона Гесса: изменение энтальпии химической реакции равно разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрическихкоэффициентов:

= å(n ) – å (m ),

где n, m – стехиометрические коэффициенты.

Аналогичным образом можно рассчитывать изменение и других функций – энтропии ( ), энергии Гиббса ( ).

В системах, находящихся при постоянных температуре и давлении, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса (DG < 0). Если DG > 0 , реакция протекает в обратном направлении, а при DG = 0 система находится в состоянии химического равновесия.

Пример. Вычислить стандартные изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в реакции CO_2(г) + С _{(графит)} = 2CO_(г). Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции, и сделать вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении.

Решение.

· Рассчитать стандартное изменение энтальпии реакции:

= å (n ) – å (m )= 2 – ( + )=

= 2×(–110,5) – (–393,5 + 0) = 172,5 кДж.

>0 – эндотермическая реакция.

· Рассчитать стандартное изменение энтропии реакции:

= å (n ) – å (m )= – ( + ) =

=2·197,5 – (213,7 + 5,7) = 175,6 Дж/К = 175,6×10^-3 кДж/К.

· Рассчитать стандартное изменение энергии Гиббса реакции:

= – = 172,5 –298×175,6×10^-3 = 120,2 кДж.

> 0, при Т = 298 К прямая реакция невозможна.

· Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие.

Если пренебречь зависимостями и DS от температуры и считать их постоянными, можно рассчитать энергию Гиббса при нестандартной температуре Т: DG = DН – Т×DS » – = – = 0 Þ Т = =

· Построить график зависимости от Т.

Из графика видно, что в интервале температур 0 – 982 К DG > 0, следовательно, прямая реакция невозможна; выше 982 К DG < 0, т.е. самопроизвольно протекает прямая реакция.

Упражнения

1. Рассчитать тепловой эффект (энтальпию) реакции

С₁₂Н₂₂О_11(к) + 12О_2(г) = 12СО_2(г) + 11Н₂О_(ж); ΔН - ?

при стандартных условиях.

2. Водяной газ состоит из равных объемов Н₂ и СО. Найти количество тепла, выделяющегося при сжигании 112 л водяного газа при нормальных условиях.

3. Возможна ли при стандартных условиях реакция:

СО_2(г) + 4Н_2(г) = СН_4(г) + 2Н₂О_(ж)

4. Возможна ли при стандартных условиях реакция TiO₂(к) + 2C(гр) = Ti(к) + 2CO(г) ? Возможна ли эта реакция при температуре 50ºС и 100ºС? При какой температуре наступает химическое равновесие?

5. Какое количество теплоты выделится при сжигании 1 м³ водорода, измеренного при стандартных условиях, если в результате реакции образуется жидкая вода.

6. Будет ли протекать реакция восстановления ZnO оксидом углерода(II) при стандартных условиях?