![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •1. Закон гесса и следствия из него
- •1.Тепловой эффект обратного процесса равен по величине тепловому эффекту прямого процесса, но с противоположным знаком.
- •2. Тепловой эффект кругового процесса равен нулю.
- •2. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики
- •3. Энергия гиббса
- •Энтальпийный и энтропийный факторы и направление процесса
- •Влияние температуры на направление реакции
- •Стандартная энергия Гиббса образования.
- •4. Вычисления энергии связи по тепловому эффекту
- •5. Контрольные вопросы
- •6.Тестовые задания для самопроверки по теме:
- •7. Примеры решения задач
Стандартная энергия Гиббса образования.
Под стандартной энергией Гиббса образования ΔGообр понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль сложного вещества, находящегося в стандартном состоянии из простых веществ. Это определение подразумевает, что стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю.
Есть случаи, когда реакция термодинамически разрешена, а самопроизвольно не идёт. Например:
2H2(г) + O2 (г) = 2H2O(ж), ΔG = – 474,38 кДж
В обычных условиях эта реакция практически не идёт. Но стоит внести в смесь подходящий катализатор (мелкодисперсную платину) или просто поднести горящую спичку, реакция произойдёт со взрывом: это гремучий газ.
Если реакция термодинамически не разрешена, условия подобрать невозможно.
4. Вычисления энергии связи по тепловому эффекту
И НАОБОРОТ
Энергия связи или энтальпия связи – это энтальпия процесса образования ковалентной связи между двумя атомами, взятыми в газообразном состоянии. Например:
Н(г) + CI(г) → HCI(г); ΔН(H–CI) = –431,4 кДж
Не путать энтальпию связи с энтальпией образования:
½ Н2(г) + ½ CI2(г) → HCI(г); ΔНобр.(HCI) = –92,3 кДж.
Значения энтальпий различных связей приведены в табл. 3 приложения.
Рассмотрим следующие, примеры вычислений.
Пример 1
Считая связь N–N в молекуле гидразина одинарной, а среднюю энергию связи N–Н в аммиаке и гидразине одинаковой и пользуясь табличными значениями энергий связи Н–Н, вычислить изменение энтальпии реакции
2NH3(г) → N2H4(г) + Н2(г)
Решение. Представим уравнение реакции в следующем виде:
На разрыв связей в исходных веществах энергия затрачивается, а при образовании связей в продуктах реакции она выделяется, поэтому, подсчитывая число определенных связей в продуктах реакции и исходном веществе, можно записать:
ΔНреакции = – (ΔНN–N + 4ΔНN–H + ΔНH–H) + 6ΔНN–H =2ΔНN–H – ΔНN–N – ΔНH–H =
= 2·390,6 – 113,4 – 436 = 231,8 кДж
Процесс является эндотермическим, так как на разрыв связей в исходном веществе затрачивается больше энергии, чем ее выделяется при образовании связей в продуктах реакции.
Пример 2
Рассчитать энтальпии связей С–H и С–С, используя следующие данные:
C(графит) + 2H2(г) → СH4(г); ΔН1 = –74,85 кДж
2C(графит) + 3H2(г) → С2H6(г); ΔН2 = –84,67 кДж
C(графит) → С(г); ΔН3 = 724 кДж
H2(г) → 2Н(г); ΔН4 = 435,9 кДж
Решение:
→ C(г) + 4H(г); ΔH5 = –4 ΔHC–H
→ 2C(г) + 6H(г); ΔH6 = –(ΔHC–C + 6 ΔHС–H)
Такие термохимические уравнения можно получить из исходных. Умножим четвертое уравнение на 2 и вычтем из первого уравнения, а результат вычтем еще из третьего уравнения, получим следующее термохимическое уравнение:
СН4(г) → С(г) + 4Н(г);
ΔН5 = ΔН3 – (ΔН1 – 2ΔН4) = 1670,65 кДж.
Из второго уравнения вычтем удвоенное третье уравнение и из полученной разности вычтем утроенное четвертое уравнение:
С2Н6(г) → 2С(г) + 6Н(г);
ΔН6 = – (ΔН2 – 2ΔН3 –3ΔН4) = 2843,7 кДж
ΔН5 = – 4ΔНС–Н = 1670,65 кДж;
ΔН6 = – (ΔНС–С + 6ΔНС–Н) = 2671 кДж
Решая систему уравнений, находим ΔНС–Н = –419 кДж/моль,
ΔНС–С = –330 кДж/моль.