Энергетика химич6еских процессов. Элементы химической термодинамики.

Теоретические сведения

Химический процесс, фазовые превращения сопровождаются энергетическими изменениями. Законы взаимного превращения различных видов энергии, а также состояние химического равновесия и зависимость его от различных факторов изучает наука – химическая термодинамика.

I закон термодинамики: Теплота, сообщенная системе расходуется на изменение внутренней энергии U и работы расширения или сжатия системы А.

Q = U + A, A = p V, Q = U + p V

Внутренняя энергия U – это функция состояния системы, включающая энергию движения атомов и молекул, электронов и ядер в атомах, внутриядерную энергию, энергию межмолекулярного взаимодействия и другие виды энергий, за исключением кинетической и потенциальной энергии системы, как целого.

Абсолютную величину запаса внутренней энергии химической системы измерить невозможно. Определяют изменение внутренней энергии системы при переходе её из начального в конечное состояние (из исходных веществ в продукты реакции)

U = U_к – U_н

Если процесс идёт с поглощением тепла, внутренняя энергия возрастает, если с выделением, то уменьшается.

В изобарном процессе (p = const), U + pV = H – функция состояния, называемая энтальпия(теплосодержание). Q_p = H

В изохорном процессе (V = const) Q_V = U.

Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты называется термохимией.

Тепловым эффектом реакции Q называется количество тепла, поглощаемое или выделяемое в процессе химической реакции (кДж).

Если процесс идет с выделением тепла (экзотермический), тепловой эффект условно берется со знаком плюс (+Q), если тепло поглощается (эндотермический процесс) – со знаком минус (–Q).

При записи термохимических уравнений реакции указывается тепловой эффект с соответствующим знаком, агрегатное состояние вещества; допускаются дробные коэффициенты

H_2(г) + 1/2 О_2(г) = Н₂О_(ж) + 285,8 кДж/моль.

Стандартной теплотой образования (Н^о₂₉₈) называется тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при стандартных условиях (t^о = 25 ^оC (298 K); P = 101,3 кПа).

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю:

Н^оСа_(к) = 0 ; Н^оО_2(г)= 0.

Для экзотермических процессов H < 0, для эндотермических – H > 0.

Основные законы термохимии:

1. Закон Лавуазье-Лапласа: энтальпия разложения сложного вещества равна по абсолютной величине, но противоположна по закону энтальпии образования этого вещества из продуктов разложения Н_разл = – Н_обр.

2. Закон Гесса: тепловой эффект реакции, протекающий при постоянных давлении и температуре, не зависит от пути протекания процесса, а зависит только от начального и конечного состояния веществ.

Для расчётов удобно пользоваться следствием из закона Гесса:

тепловой эффект химической реакции равен алгебраической сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы теплот образования исходных веществ, с учётом стехиометрических коэффициентов.

Н_х.р = n Н_{обр. прод} – n Н_{обр. исх. вещ-в}

Пример:

СН_4(г) + 2О_2(г) = 2Н₂О _(ж) + СО_{2 (г)}

Н^о_х.р = Н^о_обр СО_{2 (г)} + 2 Н^о_обр Н₂О _(ж) – Н^о_обр СН_{4 (г)}

Большинство химических процессов протекают самопроизвольно в сторону уменьшения запаса внутренней энергии или энтальпии системы. Но известны и такие процессы, которые протекают самопроизвольно без изменения внутренней энергии системы, движущей силой таких процессов является энтропия S системы. Энтропия характеризует беспорядок в системе, чем выше беспорядок, тем выше энтропия. В изолированных от внешней среды системах процессы протекают самопроизвольно в направлении увеличения энтропии (S_х.р >0). Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса и имеет единицу измерения Дж/моль^.К.

S^о_х.р = nS^o_{обр. прод.} – nS^o_{обр. исх. вещ-в}

Таким образом, существуют два основных фактора самопроизвольного протекания процессов:

1) уменьшение внутренней энергии или энтальпии системы (U < 0; Н < 0);

2) увеличение беспорядка или энтропии системы (S > 0).

В термодинамике существует функция, которая отражает влияние на направление процесса двух рассмотренных факторов одновременно. Такой функцией для процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении, является изобарно-изотермический потенциал G (или энергия Гиббса, свободная энергия системы, кДж).

Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции можно рассчитать по формуле Гиббса

G _х.р = Н_х.р – Т S_х.р,

где Т – абсолютная температура процесса.

G_х.р характеризует общую движущую силу процесса. Если процесс протекает в стандартных условиях, то G^о_х.р рассчитывается также по следствию из закона Гесса.

Величина и знак G_х.р характеризуют принципиальную возможность протекания химического процесса. Если G_х.р < 0, процесс протекает самопроизвольно при данных условиях.

Задачи

81. (Р.1) Вычислите стандартную теплоту образования бензола С₆Н₆(ж), если известны теплоты сгорания водорода, углерода и бензола.

Ответ: 49,12 кДж.

82. (Р.2) Определите стандартную теплоту образования сероуглерода CS₂, если известно, что

СS₂ (ж) + ЗО₂ = СО₂ (г) + 2SО₂ (г); = –1075 кДж/моль.

Ответ: 87,69 кДж/моль.

83. (Р.3) Вычислите хлорида аммония, если для реакции

NН₃ (г) + НС1 (г) = NH₄C1 (к); = –176,93 кДж/моль.

Ответ: –315,42 кДж/моль.

84. (Р.4) Определите ВiCl₃ (к), если BiCl₃ (г) равна –270,70 кДж/моль, а возгонкиBiCl₃ (к) составляет 113,39 кДж/моль.

Ответ: –384,09 кДж/моль.

85. (Р.5) При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется 40,25 кДж теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия с водой выделяется 36,46 кДж теплоты. Рассчитайте Na₂O.

Ответ: –430,08 кДж/моль.

86. (Р.6) При растворении 16 г СаС₂ в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определите стандартную теплоту образования Са(ОН)₂.

Ответ: –986,33 кДж/моль.

87. (Р.7) Определите Fe₂O₃, если при реакции

2Fe + Al₂O₃ = Fe₂0₃ + 2Al

на каждые 80 г Fe₂O₃ поглощается 426,5 кДж теплоты.

Ответ: –822,00 кДж/моль.

88. (Р.8) Тепловой эффект реакции

SO₂ (г) + 2H₂S (г) = 3S (ромб) + 2Н₂О (ж)

равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту образования H₂S.

Ответ: –20,14 кДж/моль.

89. (Р.9) Окисление аммиака протекает по уравнению

4NH₃ (г) + 30₂ (г) = 2N₂+6H₂0 (ж); = –1528 кДж.

Определите стандартную теплоту образования NH₃(г) и NH₃·H₂O, если теплота растворения NH₃(г) в воде равна –34,65 кДж.

Ответ: –46,76 кДж/моль, –367,25 кДж/моль.

90. (Р.10) Вычислите стандартную теплоту образования сахарозы C₁₂H₂₂O₁₁, если тепловой эффект реакции

C₁₂H₂₂O₁₁ + 12O₂= 12СО₂+ 11Н₂О(ж)

равен –5694 кДж.

Ответ: –2222,36 кДж/моль.

91. (Р.17) По стандартным теплотам сгорания веществ рассчитайте системы

С₂Н₅ОН (ж) + СН₃СООН (ж) = СНзСООС2Н5 (ж)+Н₂О;

= –2254,21 кДж/моль.

Конечные продукты сгорания – газообразный СО₂ и жидкая Н₂О.

Ответ: 13,51 кДж/моль.

92. (Р.18) Определите тепловой эффект реакции

NaН (к) + Н₂О (ж) = NаОН (р) + Н₂ (г)

по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если

= –56,94 кДж/моль, = –469,47 кДж/моль.

Ответ: –126,69 кДж/моль.

93. (Р.21) Разложение гремучей ртути при взрыве идет по уравнению

Hg(ONC)₂ = Hg+2CO + N₂, = –364,2 кДж.

Определите объем выделившихся газов (н. у.) и количество теплоты, выделившейся при взрыве 1,5 кг Hg(ONC)₂.

Ответ: 1919,40 кДж/моль, 350,60 л.

94. (Р.24) Найдите теплоту сгорания алмаза, если стандартная теплота сгорания графита равна –393,51 кДж/моль, а теплота фазового перехода С (графит) ® С (алмаз) равна 1,88 кДж/моль.

Ответ: –395,39 кДж/моль.

95. (Р.28) Сколько теплоты выделится при разложении 54 г глюкозы по реакции

С₆Н₁₂О₆ (к) = 2С₂Н₅ОН (ж) + 2СО₃ (г)

если С₆Н₁₂О₆ (к) = –1273,0 кДж/моль; С₂Н₅ОН (ж) = –277,6 кДж/моль; СО₂ (г) = –393,5 кДж/моль.

Ответ: 20,76 кДж/моль.

96. (Р.29) Определите тепловой эффект реакции восстановления оксида хрома (III) алюминием.

Ответ: 534,00 кДж/моль.

97. (Р.30) При сгорании 9,3 фосфора выделяется 229,5 кДж теплоты. Рассчитайте оксида фосфора (V).

Ответ: –1530,70 кДж/моль.

98. (Р.41) Возможна ли следующая реакция:

2Hg₂Cl₂ = 2HgCl₂ + 2Hg

Ответ подтвердите, рассчитав этой системы.

99. (Р.43) Исходя из величин соединений, участвующих в реакции, определите, возможна ли реакция

А1₂O₃ (к) + 2SO₃ (к) = А1₂(SО₄)₃ (к)

100. (Р.46) Будут при 25 °С протекать реакции:

а) КН+Н₂О = КОН + Н₂

б) КН = К + 0,5Н₂

Как будет влиять повышение температуры на направление указанных процессов?

101. (Р.47) Как изменяются основные свойства оксидов в ряду

Li₂O ® Na₂O ® K₂O ® Rb₂O ® Cs₂O?

Ответ дайте, рассчитав системы

Ме₂0 + Н₂О = 2МеОН

102. (Р.49) В каком направлении будет протекать реакция получения аммиака

NН₄С1 (к) + NaОН (к) = NaCl (к) + Н₂О (г) + NН₃ (г)

если реагирующие вещества взяты в стандартных условиях?

103. (Р.50) Используя значения соединений, участвующих в реакции

C₆H₆ (г) + NH₃ (г)=C₆H₅ – NH₃ (ж) + Н₂

Определите, возможна ли эта реакция, C₆H₅ – NH₃ (ж) = 153,22 кДж/моль.

104. (Р.51) Рассчитайте реакцииN₂ + 2H₂O = NH₄NO₂ и сделайте вывод о возможности ее протекания, NH₄NО₂ = 115,94 кДж/моль.

105. (Р.54) Как изменяются основные свойства оксидов элементов II–А группы? Ответ подтвердите расчетом реакций взаимодействия оксидов металлов с диоксидом углерода (IV)

ЭО (к) + СО₂ (г) = ЭСО₃ (к)

106. (Р.56) Определите изменение энтропии в следующих реакциях:

а) 2С (графит) + Н₂ (г) ® С₂Н₂ (г)

б) А1 (к) + Сг₂О₈ (к) ® Сг + А1₂О₃ (к)

в) 2С (графит) + СО₂ (г) ® 2СО (г)

107. (Р.60) Изменение энтропии при плавлении 100 г меди равно 1,28Дж/К. Рассчитайте удельную теплоту плавления меди, если температура плавления меди 1083 °С.

Ответ: 174,00 Дж/К.

108. (Р.61) Удельная теплота плавления льда 33 480 Дж/кг. Определите изменение молярной энтропии при плавлении льда.

Ответ: 22,07 Дж/(моль × К).

109. (Р.62) Определите системы

H₂ (г) + S (к) = H₂S (г)

Ответ: 43,16 Дж/(моль × К).

110. (Р.64) Рассчитайте реакции разложения бертолетовой соли, если,KClO₃ = 142,97 Дж/(моль × К), а ,KCl = 82,68 Дж/(моль × К).

Ответ: 494,50 Дж/(моль × К).

111. (Р.65) Теплота плавления нафталина С₁₀Н₈ равна 149 600 Дж/кг, а температура плавления 80,4 °С. Найдите изменение энтропии при плавлении 3,1 моль нафталина.

Ответ: 165,10 Дж/К.

112. (Р.68) Вычислите значения ,,для процесса

МеСО₃ (к) ® МеО (к) + СО₂ (г)

и составьте ряд термической стабильности карбонатов MgCO₃, ВаСО₃, СаСО₃. Как влияет на течение этих процессов температура?

113. (Р.69) На основании значений иреагирующих веществ вычислитедля следующих процессов:

а) SO₂ (г) + 0,5O₂ (г) ® SO₃ (г)

б) СО (г) + Н₂О (г) ® СО₂ (г) + Н₂ (г)

в) H₂(г) + 0,5O₂ (г) ® H₂О (г)

Укажите, в каком направлении эти реакции будут протекать, приближаясь к равновесию.

114. (Р.70) Вычислив системы РbО₂ + Рb = 2РbО на основании иреагирующих веществ, определите, возможна ли эта реакция.

115. (Р.72) Вычислите изменение энергии Гиббса при 25 °С для процесса

С (графит) + 2Н₂ (г) = СН₄ (г)

зная иреагирующих веществ и стандартную теплоту сгорания метана.

Ответ: – 50,88 кДж.

116. (Р.75) В каком направлении нижеприведенная реакция будет протекать самопроизвольно:

Fe₂0₃ (к) + ЗН₂ (г) = Fe (к) + ЗН₂О (г)

Необходимые для расчета реакции значенияиреагирующих веществ найти в справочной литературе.

117. (Г.318) Теплоты растворения SrCl₂ и SrCl₂ × 10H₂О составляют соответственно – 47,7 и 31,0 кДж/моль. Вычислите изменение энтальпии реакции

SrCl₂ + 10Н₂О = SrС1₂ × 10Н₂О

Ответ: – 78,8 кДж/моль.

118. (Г.319) Теплота растворения CuSO₄ составляет – 66,1 кДж/моль, а теплота перевода CuSO₄ в CuSO₄×5H₂О равна – 78,8 кДж/моль. Вычислите теплоту растворения CuSO₄×5H₂O.

Ответ: 11,7 кДж/моль.

119. (Г.320) Теплота сгорания метана = – 890 кДж/моль. Вычислите теплотворную способность метана (в кДж/м³) и теплоту его образования.

Ответ: 39730 кДж/м³.

120. (Г.324) Исходя из теплоты образования воды (ж) и теплового эффекта реакции

Н₂О₂ = Н₂О (ж) + 0,5O₂; = – 98,3 кДж/моль,

вычислите теплоту образования Н₂О₂.

Ответ: – 187,5 кДж/моль.

121. (Г.328) Вычислите теплоту сгорания этилена С₂Н₄, если известно, что теплота его образования 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 10 л С₂Н₄ (27° С и 98,64 кПа)?

Ответ: – 1411 кДж/моль; – 558 кДж.

122. (Г.329) Вычислите теплоту образования карбида кальция СаС₂, исходя из теплового эффекта реакции

СаО + ЗС = СаС₂ + СО; = 460 кДж/моль

Ответ: -65,1 кДж/моль.

123. (Г.331) При сгорании одного литра ацетилена (27° С и 101,3 кПа) выделяется 58,2 кДж. Вычислите ацетилена.

Ответ: 230 кДж/моль.

124. (Г.332) Теплоты сгорания этана C₂H₆ и этилена C₂H₄ соответственно составляют – 1560 и – 1411 кДж/моль. Вычислите реакции гидрирования этилена

С₂Н₄ + Н₂ = C₂H₆

Ответ: – 137 кДж/моль.

125. (Г.334) Теплота сгорания этилового спирта составляет – 1409 кДж/моль. Вычислите реакции

2СО + 4Н₂ = С₂Н₅ОН + Н₂О(ж)

Ответ: – 301 кДж/моль.

126. (Г.335) Рассчитайте энергию гидратации иодида цезия:

CsI = – 35 кДж/моль.

Ответ: – 571 кДж/моль.

127. (Г.336) Рассчитайте энергию гидратации хлорида бария:

BaCl₂ = – 10,5 кДж/моль.

Ответ: – 2060 кДж/моль.

128. (Г.351) Вычислите образования СН₄, С₂Н₄ и NН₃, исходя из значений и изменения энтропии. Полученные величины сравните с данными, приведенными в справочной литературе.

Ответ: – 50,9 кДж/моль, 68,1 кДж/моль, – 16,5 кДж/моль.

129. (Г.353) Какие из перечисленных оксидов можно восстановить водородом:

а) Li2O; б) CuO; в) MnO; г) PbO?

Ответ: а) нельзя; б) можно; в) нельзя; г) можно.