chemistry / chemistry1 / ХимиЯ / 122-123

Вопросы и задачи для самоконтроля

1. Как называются функции состояния системы и от чего они зависят?

2. В результате каккх процессов внутренняя энергия системы увеличивается? Какой знак будет иметь работа, если Q = О?

3. Увеличится ли внутренняя энергия системы, если Q = 0 и W= О?

4. К системе подведена теплота 200 кДж, система совершила работу против действия внешних сил, равную 150 кДж. На какую величину изменилась внутренняя энергия системы? Какой знак имеет А1Л

5. Какое различие между изменением внутренней энергии и энтальпии про­ цесса? Какие параметры отражают это различие?

6. При длительном хранении некоторых веществ (например угля) в пылевид­ ном состоянии происходит их самовозгорание. Является ли процесс самовозгорания эндотермическим или экзотермическим?

7. При растворении NH₄NO₃ в воде температура системы понизилась на не­ сколько градусов. Является ли этот процесс эндотермическим или экзотермиче­ ским?

8. При окислении одного моля SO2 до SO₃ выделяется 98 кДж теплоты. Запи­ шите термохимическое уравнение этой реакции.

9. Какая из модификаций углерода, алмаз или графит, более устойчива при обычных условиях? Для ответа используйте данные приложения 2.

§ 5.2. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ

Закон Гесса. В 1841 году российский ученый Г. И. Гесс открыл закон, получивший его имя. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Закон Гесса лежит в основе термохимических расчетов, од­нако рамки его действия ограничены изобарно-изотермическими и изохорно-изотермичеСкими процессами.

Проиллюстрируем закон Гесса на примере реакции сгорания метана:

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О (г), ДЯ⁰, = -802,34 кДж. Эту реакцию можно провести через стадию образования СО:

СН₄ + ³/₂О₂ = СО + 2Н₂О (г), ДЯ°₂ = -519,33 кДж, СО + 7,0, = СО₂₎ АН⁰, = - 283,01 кДж,

ДЯ⁵, = АЯ°₂ + Alf, = (-519,33) кДж + (-283,01) кДж = -802,34 кДж.

Как видно, тепловой эффект реакции, протекающей по двум путям, одинаков.

122

I

кДж Q			СН4+2О2
-200	-	АН,	ЬИ2
-400
			СО+2Н2О(г)+ 1/2О2
-600				АНз
-800	у	СО2+2Н2О(г) у

Закон Гесса хорошо иллюстриру- дн, ется с помощью энтальпийных диа­грамм (рис. 5.1).

Так как энтальпия зависит от со­стояния системы, но не зависит от пути процесса, то, если при проведе­нии процесса система вернулась в исходное состояние, суммарное из­менение энтропии системы равно нулю (ДЯ = 0). Процессы, в которых система после последовательных превращений возвращается в исход­ное состояние, называются кру­говыми процессами или циклами. Метод циклов широко используется в термодинамических расчетах.

Рис. 5.1. Энтальпийная диаграмма сгорания метана

Рассмотрим использование мето­да циклов на примере реакции взаи­модействия метана с водяным па­ром. Система

СН₄ + 2Н₂О (г),р = const, T = 298 К в результате реакций

СН₄ + 2Н₂О (г) = СО + ЗН₂ + Н₂О (г), ДЯ,;

СО + Н₂О (г) = СО₂ + Н₂, ДЯ₂; СО₂ + 4Н₂ = СН₄ + 2Н₂О (г), АН, вернулась в исходное состояние, поэтому

АЯ, + АЯ₂ + ДЯ₃ = 0.

Если известны любые два значения ДЯ данного уравнения, Можно определить третье. Например, известно ДЯ°₂ = — 41,2 хДж/моль, ДЯ°з = -164,9 кДж/моль, тогда ДЯ°, = - ДЯ°₂ - ДЯ°₃ = '^: 41,2 + 164,9 = + 206,1 кДж/моль. [ - Итак, закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала .реакция, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не ме-|Няется конечное и исходное состояния системы.

123