Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Энтропия реакцииСтр 1 из 3Следующая ⇒ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1 «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА» Работу выполнил______________ Работу принял__________________ Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________
Основные понятия. Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты реакций, их направление и пределы самопроизвольного протекания. Объект изучения в химической термодинамике - термодинамическая система (в дальнейшем просто система) - это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или реально обособленная от окружающей среды. По характеру энерго- и массообмена с окружающей средой системы подразделяются на изолированные, закрытые и открытые: изолированные системы не обмениваются с окружающей средой ни массой (Δm = 0), ни энергией (ΔU = 0); в закрытых системах имеет место только энергообмен ((Δm = 0, ΔU≠0); открытые системы обмениваются с окружающей средой и массой (Δm≠0) и энергией (ΔU≠ 0). Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы определяется численными значениями термодинамических параметров: температуры, давления, концентраций веществ и пр. При изменении значения хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры происходит изменение состояния системы. Изменение состояния системы называется термодинамическим процессом (или просто процессом). В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в химической термодинамике различают несколько типов процессов, простейшими из которых являются: изотермический, протекающий при постоянной температуре (T=const), изобарный, протекающий при постоянном давлении (p=const) и изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=const). Изотермический процесс называется изобарно-изотермическим, если он протекает при постоянном давлении (p=const, T=const), и изохорно-изотермическим, если в ходе процесса неизменным остаётся объём (V=const, T=const). Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, протекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ. В качестве стандартной принята температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состояние при давлении 101,3 кПа. Если вещество находится в растворе, за стандартное принимается его состояние при концентрации 1 моль/л. Химическая термодинамика изучает не свойства термодинамических систем, а термодинамические процессы. Для характеристики процессов химическая термодинамика оперирует особыми величинами, называемыми функциями состояния: U - внутренняя энергия, Н - энтальпия, S - энтропия, G - энергия Гиббса и F - энергия Гельмгольца. В любом процессе происходит изменение всех функций состояния. Поэтому задачей химической термодинамики является не определение значений функций состояния для каждого конкретного состояния системы, а определение их изменения в термодинамическом процессе: ΔU, ΔН, ΔS, ΔG, ΔF. 2. Теплота реакции и термохимические расчёты. Теплотой реакции (тепловым эффектом реакции) называется количество выделенной или поглощённой теплоты Q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота поглощается, реакция называется эндотермической. Теплота реакции определяется, исходя из первого закона (начала) термодинамики, математическим выражением которого в его наиболее простой форме для химических реакций является уравнение: Q = ΔU + рΔV (2.1) где Q - теплота реакции, ΔU - изменение внутренней энергии, р -давление, ΔV - изменение объёма. Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции. В соответствии с уравнением (2.1) численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=const, теплота реакции QV= Δ U, в изобарном процессе при p=const тепловой эффект QP = Δ H. Таким образом, термохимический расчёт заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или энтальпии в ходе реакции. Поскольку подавляющее большинство реакций протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых сосудах. протекающие при атмосферном давлении), при приведении термохимических расчётов практическивсегда производится расчёт ΔН. Если Δ Н<0, то реакция экзотермическая, если же Δ Н>0, то реакция эндотермическая. Термохимические расчёты производятся, используя или закон Гесса, согласно которому тепловой эффект процесса не зависит от его пути, а определяется лишь природой и состоянием исходных веществ и продуктов процесса, или, чаще всего, следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования реагентов. В расчётах по закону Гесса используются уравнения вспомогательных реакций, тепловые эффекты которых известны. Суть операций при расчётах по закону Гесса заключается в том, что над уравнениями вспомогательных реакций производят такие алгебраические действия, которые приводят к уравнению реакции с неизвестным тепловым эффектом. Пример 2.1. Определение теплоты реакции: 2СО + O2 = 2СO2 ΔН -? В качестве вспомогательных используем реакции: 1)С + О2 = С02; Δ Н1= -393,51 кДж и 2)2С + О2 = 2СО; Δ Н2 = -220,1 кДж, где Δ Н/ и Δ Н2 - тепловые эффекты вспомогательных реакций. Используя уравнения этих реакций, можно получить уравнение заданной реакции, если вспомогательное уравнение 1) умножить на два и из полученного результата вычесть уравнение 2). Поэтому неизвестная теплота заданной реакции равна: Δ Н = 2 Δ H1 - Δ Н2 = 2(-393,51) - (-220,1) = -566,92 кДж. Если в термохимическом расчёте используется следствие из закона Гесса, то для реакции, выраженной уравнением aA+bB=cC+dD, пользуются соотношением: ΔН =(сΔНобр,с + dΔHoбpD) - (аΔНобрA + bΔНобр,в) (2.2) где ΔН - теплота реакции; ΔНoбр - теплоты (энтальпии) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b - стехиометрические коэффициенты. Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых фазах и модификациях1*. Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г). Размерность теплоты образования - кДж/моль. В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.2) приобретает вид: ΔН°298 = (сΔН°298,обр,С + dΔH°298,o6p,D) - (аΔН°298,обрA + bΔН°298,обр,в) (2.3) где ΔН°298 - стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом "0") при температуре 298К, а ΔН°298,обР - стандартные теплоты (энтальпии) образования также при температуре 298К. Значения ΔН°298.обР. определены для всех соединений и являются табличными данными.2* - см. таблицу приложения. Пример 2.2. Расчёт стандартной теплоты р е акции, выраженной уравнением: 4NH3(r) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6Н2О(г). Согласно следствию из закона Гесса записываем 3*: Δ Н0298 =(4 Δ Н0298.oбp.No + 6 ΔH0 298. одр.Н20 ) - 4 ΔH0 298 обр.NHз. Подставив табличные значения стандартных теплот образования соединений, представленных в уравнении, получим: Δ Н °298 = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-46,19) = - 904,8 кДж. Отрицательный знак теплоты реакции указывает на экзотермичность процесса. В термохимии тепловые эффекты принято указывать в уравнениях реакций. Такие уравнения с обозначенным тепловым эффектом называются термохимическими. Например, термохимическое уравнение рассмотренной в примере 2.2 реакции записывается: 4NH3(г) + 502(г) = 4NО(г) + 6Н20(г); Δ Н°298 = - 904,8 кДж. Если условия отличаются от стандартных, в практических термохимических расчётах допускает ся использование приближения:Δ Н ≈ Δ Н°298 (2.4) Выражение(2.4) отражает слабую зависимость величины теплоты реакции от условий её протекания. Энтропия реакции. Энтропией реакции называется изменение энтропии ΔS, сопутствующее превращению реагентов в продукты реакции. Энтропию реакции аА + ЬВ = сС + dD рассчитывают по формуле: ΔS = (cSС + dSD) - (aSA + bSB) (3.1) где ΔS - энтропия реакции; S - абсолютные значения энтропий продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b - стехиометрические коэффициенты. Энтропия S - единственная функция состояния, абсолютное значение которой можно определить для любого состояния системы. Для 1 моля вещества абсолютное значение энтропии определяется по формуле: S = RlnW (3.2) где R = 8,314 Дж/(мольК) - универсальная газовая постоянная; W - термодинамическая вероятность рассматриваемого состояния - безразмерная величина. В термодинамических расчётах обычно определяют стандартные энтропии реакций Δ S0298. Для реакции аА + bВ = сС + dD значение стандартной энтропии рассчитывают по формуле: ΔS°298 = (cS°298.C + dS°298,D) - (aS0298.А + bS°298,B) (3.3) где S°298— табличные значения абсолютных стандартных энтропий соединений в Дж/(моль К) - см. таблицу приложения, a ΔS°298 - стандартная энтропия реакции в Дж/К. Если условия отличаются от стандартных, в практических термодинамических расчётах допускается использование приближения: ΔS ≈ ΔS °298 (3.4) Выражение (3.4) отражает слабую зависимость величины энтропии реакции от условий её проведения. Пример 3.1.. Расчёт энтропии реакции, выраженной уравнением 4NH 3(г) + 5O2 (г) = 4NO(г) + + 6Н2O(г), при давлении 202.6 кПа и температуре 500°С (773К). Согласно условию, реакция протекает при практически реальных значениях давления и температуры, при которых допустимо приближение (3.4), т.е Δ S773 ≈ Δ S0298. Значение стандартной энтропии реакции, рассчитанной по формуле (3.3), равно: ΔS773 ≈ ΔS0 298 = (4S0298.no + 6S°298.H2O) - (4S0298.nh3 + 5S0298.02) = (4*210,62 + 6*188.74) - (4*192,5 + 5*205,03) = 179,77Дж/К __________________________________ 1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёрдое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое. 2* По определению, Δ Н0298обр простых веществ равны нулю. 3* ΔH0298обрО2. в формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.
Поскольку энтропия характеризует степень неупорядоченности системы (её хаотичность) знак изменения энтропии (знак Δ S) можно оценить по уравнению реакции. В рассмотренном примере 3.1 увеличение энтропии (Δ S>0) происходит в связи с увеличением числа молей газа: согласно уравнению реакции из 9 молей реагирующих газов образуется 10 молей газообразных продуктов.
|