1_Energetika_khim_protsessov
.pdfН0 , кДж
0 -200
-400
-600
-800
Fe(к) + 3/2O2(г)
|
|
Н02 |
FeO(к) + 1/2O2(г) |
||
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
Н0 |
|
Н30 |
|||
|
|
|
|
||
1 |
|
Fe2O3(к) |
|||
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
Пример. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции: |
|
||
|
FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г), |
|
|
по следующим термохимическим уравнениям: |
|
|
|
1) |
FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г), |
H0 |
18,2 кДж ; |
|
|
1 |
|
2) |
2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г), |
H02 |
483,6 кДж ; |
3) |
2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г), |
H30 |
566,0 кДж . |
Чтобы получить уравнение |
|
|
|
|
FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г), |
|
следует уравнение (1) сложить с уравнением (2), деленным на два, и вычесть уравнение (3), деленное на два:
FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г)
+
H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г)
-
CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г)
FeO(к) + СO(г) + H2(г) + 1/2O2(г) - CO(г) - 1/2O2(г) = Fe(к) + CO2(г) + H2O(г) - CO2(г) FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г).
Исполнитель: |
|
Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие № |
4 |
2 |
7 |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Рассчитываем энтальпию заданной реакции, производя те же действия с
энтальпиями реакций (1), (2) и (3):
H0 H0 |
0,5 H0 |
0,5 Н0 |
18,2 ( 241,8) ( 283,0) 23 кДж . |
1 |
2 |
3 |
|
При проведении термохимических расчетов пользуются следствиями закона Гесса.
Следствие 1. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Как правило, оперируют стандартными величинами, т.е.
|
Н0 |
nпрод H0обр.прод |
nисх Hобр0 |
.исх , |
где Hобр0 |
.исх , Hобр0 |
.прод – стандартные энтальпии образования исходных |
веществ и продуктов реакции;
nпрод., nисх – стехиометрические коэффициенты (коэффициенты в уравнении химической реакции).
Таким образом, стандартную энтальпию реакции можно рассчитать по имеющимся в таблицах термодинамических величин стандартным энтальпиям образования веществ.
Пример. Определите стандартную энтальпию реакции С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г).
Решение.
Из таблиц термодинамических величин выписываем значения стандартных энтальпий образования веществ (в таблицах обозначение стандартных величин включает подстрочный индекс 298):
Вещество |
C2H5OH(ж) |
|
|
|
O2(г) |
|
CO2(г) |
|
H2O(г) |
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
H0обр 298, кДж/моль |
-277,7 |
|
|
|
0 |
|
|
|
|
|
-393,8 |
|
-241,8 |
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Исполнитель: |
|
|
Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие № |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
4 |
2 |
7 |
1 |
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
По первому следствию закона Гесса:
H0 |
2 HCO0 |
3 H0H |
O |
HC0 |
H OH |
|
2 |
2 |
|
2 |
5 |
2( 393,8) |
3( 241,8) |
( 277,7) |
1235,2 кДж/моль. |
Следствие 2. Энтальпия прямой реакции равна по абсолютной величине и
противоположна по знаку энтальпии обратной реакции.
Пример.
Прямая реакция: |
|
СаСO3(к) = CaO(к) + CO2(г), |
|
|
|
||||||||
H0 |
H0 |
|
H0 |
H0 |
635,1 |
( 393,5) |
( 1206,8) |
178,2 кДж . |
|||||
1 |
|
CaO |
|
CO 2 |
CaCO 3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
Обратная реакция: |
CaO(к) + CO2(г) = СаСO3(к), |
|
|
|
|||||||||
H02 |
HС0 aСO |
3 |
HCO0 |
HС0 aO |
1206,8 |
(393,5) ( |
635,1) |
178,2 кДж. |
|||||
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
∆H0, |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
кДж |
0 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
-200 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
-400 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
-600 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
-800 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
-1000 |
|
|
|
|
СаО(к)+ СО2(г) |
|
СаО(к)+ СО2(г) |
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
-1200 |
|
|
|
∆Н10 |
|
|
|
∆Н20 |
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
СаСО3(к) |
|
|
|
|
СаСО3(к) |
|
|
Исполнитель: |
|
Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие № |
4 |
2 |
7 |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Cледствие 3. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.
Для стандартных условий:
Н0 nисх Н0сг.исх. nпрод H0сг.прод. ,
где H0сг.исх., . H0сг.прод. – стандартные энтальпии сгорания исходных веществ и продуктов реакции;
nпрод, nисх - стехиометрические коэффициенты.
Пример. Определите стандартную энтальпию реакции
2C2H2(г) + 5O2(г) = 2H2O(г) +4СО2(г).
Решение.
Из таблиц термодинамических величин выписываем значения стандартных энтальпий сгорания веществ (для высших оксидов эти величины равны нулю):
Вещество |
|
C2H2(г) |
|
|
О2(г) |
H2O(г) |
CO2(г) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
H0сг, кДж/моль |
|
-1298,3 |
|
|
0 |
0 |
0 |
|
|
|
|
|
|
||||
По третьему следствию закона Гесса: |
|
|
||||||
H0 |
2 Нсг0 |
.C |
H |
2( 1298,3) |
2596,6 кДж. |
|
||
|
|
|
2 |
|
2 |
|
|
|
Следствие 4. Энтальпия кругового процесса равна нулю. Круговым называют процесс, в результате которого термодинамическая система, выйдя из некоторого исходного состояния и претерпев ряд изменений, возвращается в то же самое состояние.
Исполнитель: |
|
Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие № |
4 |
2 |
7 |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
ЗАКЛЮЧЕНИЕ
Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций.
Объектами изучения химической термодинамики являются разнообразные системы, для описания которых введены функции состояния: U – внутренняя энергия, H – энтальпия, S – энтропия, G –
энергия Гиббса.
В соответствии с первым началом термодинамики изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работы: U Q A .
Изменение энтальпии, как функции состояния системы, представляет собой тепловой эффект реакции, измеренный при постоянном давлении:
ΔH Qp ΔU p V.
Энтальпии реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объеме, не зависят от пути протекания процесса (то есть от характера и числа промежуточных стадий), а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы.
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА
1.Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. Учебник для вузов /
А.Б. Никольский, А.В. Суворов.– СПб: Химиздат, 2001. - 512 с.: ил.
2.Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов /
Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил.
Исполнитель: |
|
Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие № |
4 |
2 |
7 |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3.Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.:
Химия, 2000. - 592 с.: ил.
4.Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов,
обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 3-е
изд., испр. - М.: Высш. шк., 2007. - 527 с.: ил.
5.Неорганическая химия: учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению 510500 "Химия" и специальности 011000 "Химия": в 3 т.
Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии / М.Е. Тамм,
Ю.Д. Третьяков / под ред. Ю.Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004. –
240 с.: ил.
Исполнитель: |
|
Дата: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мероприятие № |
4 |
2 |
7 |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|