Энтальпия (теплота) образования вещества fН298

Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа

_fН простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа принимают равной 0

( О₂-газ, Br₂-жидкость, Р-белый , Sn_белое, S_ромб.)

Если вещества в стандартном состоянии - _fН^o₂₉₈ –стандартная энтальпия образования вещества (табличные данные)

H_2(г)+2O_2(г)+S_(к)=H₂SO_4(ж);

_rН°₂₉₈ = Δ_fН⁰₂₉₈ (H₂SO₄) = -811,3 кДж/моль

½H_2(г) + ½N_2(г) + 1½O_2(г) = 1HNO_3(ж) + Δ_fН⁰₂₉₈ (HNO₃)

_rН°₂₉₈ = Δ_fН⁰₂₉₈ (HNO₃) = -174,3 кДж/моль

Δ_сгН⁰₂₉₈ – тепловой эффект сгорания 1 моль вещества в кислороде до высших оксидов, устойчивых в стандартном состоянии.

Следствие из закона Гесса:

энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов

Δ_rН⁰ = ∑ν_iΔ_fН_i⁰ _{продуктов} - ∑ν_jΔ_fН_j ⁰_{исх веществ}

Зависимость Δ_rН⁰ от температуры -

уравнение Кирхгофа:

_Т

1. ∆_rH⁰_T = ∆_rH⁰₂₉₈ + ∫ ∆_rС⁰_pdT (р = const)

²⁹⁸

∆_rС_p^о = Δa + ΔbT +Δc^′T^-2+ΔcT² -

изменение стандартной теплоемкости системы в ходе реакции в изобарном процессе.

а, b, c, c^′ - коэффициенты уравнения температурной зависимости теплоемкости (табулированы).

Влияние температуры на ΔrН:

∆_rН

∆_rС_p0 ∆_rС_p0

∆_rС_p=0

Т

2. Если пренебречь зависимостью С_р от Т (С_р=соnst):

∆_rН⁰_Т = ∆_rН⁰₂₉₈ + ∆_rС⁰_р(Т - 298)

∆_rС_p^о = ∑ν_iС_рi⁰ _прод - ∑ν_jС_рj ⁰_{исх веществ}

изменение стандартной теплоемкости системы в ходе реакции: разность молярных изобарных теплоемкостей всех продуктов реакции и молярных изобарных теплоемкостей исходных веществ

3. Если считать ∆_rС⁰_р= 0:

∆_rH⁰_T = ∆_rH⁰₂₉₈

Задача

Рассчитать ∆_rH⁰₂₉₈ и ∆_rH⁰₁₀₀₀ реакции

С(к) + СО₂(г) = 2СО(г),

считая постоянными теплоемкости реагентов в данном температурном интервале.

Решение

∆_rН⁰_Т = ∆_rН⁰₂₉₈ + ∆_rС⁰_р(Т - 298)

По табличным данным:

Вещество: Δ_fН⁰₂₉₈,кДж/моль С⁰_р298 ,Дж/моль^.К

С(графит) 0 8,54

СО₂ (г) -393,5 37,41

СО (г) -110,5 29,14

Δ_rН⁰₂₉₈ = 2Δ_fН⁰_{298 СОг} - Δ_fН⁰_{298 Ск} - Δ_fН⁰_{298 СО2г} =

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

Δ_rН⁰₂₉₈ >0 - реакция эндотермическая.

Изменение теплоемкости системы:

∆_rС⁰_р= 2С⁰_р298СОг–С⁰_р298Ск–С⁰_р298СО2г=

= 2^.(29,14)–8,54–37,41 =12,33 Дж/К

∆_rН⁰₁₀₀₀ = 172,5 + 12,33^.10^-3.(1000 - 298) = 181,16 кДж

При изменении температуры на 702К увеличение теплового эффекта составляет 5%.

Задача

Рассчитать изменение внутренней энергии системы при изохорно-изотермическом протекании реакции

С(к) + СО₂(г) = 2СО(г) при 298К.

Решение.

Q_p = Q_V + ∆νRT, Q_V = DU, Q_p = H, ∆ν = 2 - 1=1

∆_rU⁰₂₉₈ = ∆_rH⁰₂₉₈ –∆νRT =

175,2 – 1^.8,31^.298^.10^-3 = 172,7 кДж.

Задача.

Определить ∆_rH⁰₂₉₈ реакции (1)

С(к) + СО₂(г) = 2СО(г),

если известно:

(2) 2С_(к) + О_2(г) = 2СО_(г) , ∆_rH⁰₂₉₈ = -221 кДж

(3) 2СО_(г) + О_2(г) = 2СО_2(г) , ∆_rH⁰₂₉₈ = -566,1 кДж .

Решение. К термохимическим уравнениям можно применять любые алгебраические действия.

ур.1 = ½ур.2 – ½ур.3

½(2С_(к)+ О_2(г)) - ½(2СО_(г) + О_2(г)) =½2СО_(г) - ½2СО_2(г)

∆_rH⁰₁ = ½ (∆_rH⁰₂ - ∆_rH⁰₃) = ½[-221 – (-566,1)] = 172,5 кДж.

энергия превращение

Химический процесс - это два одновременно происходящих явления:

1) передача энергии

2) изменение в упорядоченности расположения частиц относительно друг друга (в изолированной системе.

▼Самопроизвольный процесс может протекать только с выделением тепла;

►Движущие силы и критерии протекания самопроизвольных химических процессов

• Стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению.

• Стремление системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному.

• Состояние системы можно охарактеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях.

S-энтропия :

Мера неупорядоченности состояния системы

Состояние системы характеризуют микросостояниями ее частиц (мгновенными координатами и скоростями в различных направлениях).

Термодинамическая вероятность W:

- число микросостояний системы, с помощью которых может быть охарактеризовано ее состояние

W – огромное число, т.к., напр. в 1 моль – 6,02•10²³ частиц, поэтому используют lnW

Чем больше число микросостояний, тем более вероятна реализация состояния

S = k lnW

k –постоянная Больцмана

k = R/N =1,3810^-23 Дж/К

3-ий закон термодинамики (1911г. М. Планк):

при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю (полная упорядоченность)

W = 1, S = 0

При плавлении –S₁-увеличивается

При испарении –S₂ –увеличивается

S₂  S₁