Наприклад, отримання при 25 ºС Al2(sо4)3 з кристалічного Аl2о3 (т) і ґазу sо3 за реакцією:

Аl₂О₃ (т) + 3SО₃ (ґ) = Аl₂(SО₄)₃ (т),

виходячи з тепла утворення

= − 1672 кДж/моль;

= − 396 кДж/моль;

= − 3440 кДж/моль,

тепловий ефект хімічної реакції (5.30):

= −[ +3 ]= =−3440−[(−1672)+(−3·396)]= = − 580 кДж

Схема термохімічних розрахунків (рис. 5.3) хімічної реакції

Аl₂О₃ (т) + 3SО₃ (ґ) = Аl₂(SО₄)₃ (т), = − 580 кДж.

Al2O3

3 SO3

A -3440 l2(SO4)3

2Al

3S

6O2

Рис. 5.3. Схема розрахунку теплового ефекту хімічної реакції (5.30)

9. Стандартне тепло утворення (ентальпія) сполуки є важливою енергетичною характеристикою її стійкости:

   • якщо < 0, то речовина є стійкішою, ніж прості (вихідні) речовини, з яких вона утворилася;

   • якщо > 0, то речовина є менш стійкою, ніж прості (вихідні) речовин, з яких вона утворилася;

   • наприклад, у ряду сполук

ZnO, CdO, HgO стандартне тепло їх утворення дорівнює

–350; –260; +90,9 (відповідно), і в такій послідовности зменшується стійкість цих сполук.

Розрахунок теплового ефекту хімічних реакцій за теплом згоряння

1. Теплом згоряння називають тепловий ефект реакцій окиснення 1 моля даної сполуки при p=const киснем до вищих оксидів відповідних елементів або сполук цих оксидів.

2. Для органічних сполук теплом згоряння називають тепловий ефект хімічної реакції повного згоряння даної сполуки і утворення з елементів С, Н, N, S, Cl тощо СО₂ (ґ), Н₂О (р), N₂ (ґ), SO₂ (ґ), HCl (ґ) та інших відповідних сполук.

3. Тепло згоряння таких кінцевих продуктів часто приймають за такі, що дорівнюють нулю.

4. Тепло згоряння сполук, що знайдені експериментально, приводять до стандартних умов (t=25ºС; рº=0,101325 МПа=1атм).

5. Тепло згоряння палива характеризує його теплотворну здатність.

6. Якщо відоме тепло згоряння всіх речовин, що беруть участь у хімічній реакції, то за ними можна розрахувати тепловий ефект самої реакції.

7. Із закону Гесса витікає, що тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці між сумою тепла згоряння вихідних речовин і сумою тепла згоряння кінцевих продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів рівняння реакції:

Так, для хімічної реакції

тепловий ефект дорівнює:

.

8. Так, стандартне тепло згоряння аніліну (р) є тепловий ефект хемічної реакції при рº=1 атм і t=25ºС:

(ґ)→ (ґ) (ґ) =−3396

Приклад схеми розрахунків для реакції утворення естеру з кислоти і спирту (рис. 5.5):

СН₃СООН + СН₃ОН = СН₃СООСН₃ + Н₂О (р)

Для н2о, як кінцевого продукту реакції згоряння, приймають .

Тепловий ефект реакції (5.50):

,

,

, .

Ентропія

Поняття ентропії вперше введено в науковий обіг Р. Клаузіусом (1865 р.) для визначення міри необоротнього розсіяння енергії.

Ентропія – це є міра нерівновагового стану системи, процесів; міра необоротности системи, процесу; міра відхилення властивостей реального ґазу від ідеального; міра термодинамічної ймовірности здійснення, знаходження системи в даному термодинамічному стані тощо.

Ентропія є чисто математичною величиною і простий фізичний смисл її непросто визначити. Так, процес перетворення тепла в роботу відповідає загальній фізичній закономірности – другому началу термодинаміки, який можна сформулювати точно математично, якщо ввести особливу функцію стану – ентропію S. Для цього необхідно і достатньо, щоби вираз Клаузіуса:

[Дж/К]

уявляв собою повний диференціал функції термодинамічного стану S (диференціальне визначення ентропії).

 Розмірність питомої ентропії:

а) масової [Дж/(кг·К)] ;

б) об’ємної [Дж/(м³·К)]; [Дж/(нм³·К)];

в) мольної [Дж/(моль·К)], де n – кількість молей [моль].

Абсолютне значення ентропії

визначається з точністю до сталої інтегрування с_о. Різниця ентропії системи у двох довільних станах а і b, заданих, наприклад, значеннями Т і V, дорівнює:

(інтегральне визначення ентропії).

Для оборотнього адіабатного процесу (δQ = 0) функція стану S залишається сталою S_b = S_a, то такий процес називається ізоентропним.

 Ентропія збільшується при переході речовини у стан з більшою енергією:

S _{пари (ґ)} > S _(P) > S _(T) ;

наприклад, для води при стандартних умовах t=25°С; р°=0,101325 МПа; n°=1 моль:

(т) = 39,3 ; (р) = 70,0 ; (ґ) = 188,7 ;

ΔS(перегону)>ΔS(пароутворення)>>ΔS(топлення)>ΔS(поліморфного перетворення)

Чим вища твердість речовини, тим менша його ентропія:

S(графіт) > S(алмаз)

Карбіди, бориди і інші тверді речовини характеризуються малою ентропією. Зростання ступеня дисперсності системи також приводить до деякого збільшення її ентропії.

Ентропія аморфного тіла більше кристалічного:

S(аморф.) > S(крист.)

Ентропія зростає по мірі ускладнення молекули речовини:

S (N₂O₅) > S (N₂O₃) > S (N₂O);

наприклад, при стандартних умовах для (ґ):

1. (СО) = 197,4 ; (СО₂) = 213,0 .

Ентропія простих речовин і сполук (наприклад, хлоридів АСl_n), а також її зміна при топленні і пароутворенні є періодичною функцією порядкового номера відповідного елементу.

У сукупности речовин – аналогів, наприклад АСl₄ (ґаз), де А ≡ С, Si, Ge, Sn, Pb), ентропія змінюється закономірно.

Спорідненість речовин (N₂ та CO; CdCl₂ та ZnCl₂; Ag₂Se та Ag₂Te; BaCO₃ та BaSiO₃; PbWO₄ та PbMoO₄) виявляється у близькости їх ентропій.

Закономірности зміни ентропії в рядах подібних речовин, обумовлені різницями їх будови і складу. Чим менше упорядкована речовина, тим більше її ентропія. Ентропія системи зростає зі збільшенням температури.