Х имические реакции

Изобарные (р – const) Изохорные (V – const)

1 (U₁, V₁, p – const) 1 (U₁, V – const) V = 0

2 (U₂, V₂, p – const) 2 (U₂, V – const)

Q

Q_v = U₂ – U₁

_p = (U₂ – U₁) + p *(V₂ – V₁)

сгруппируем относительно

1-ого и 2-ого состояния

Q_p = (U₂ + p *V₂) – (U₁ + p *V₁)

U + p *V = H (энтальпия)

Теплосодержание системы

Q_p = H₂ – H₁, Q_Р = H Q_v = U

ВЫВОД: тепловой эффект химической реакции равен

и зменению энтальпии системы изменению внутренней энергии

системы.

! Таких реакций больше.

Т ермохимические уравнения характеризуют признаками:

а) отражено фазовое состояние (г., ж., тв.);

б) возможны дробные коэффициенты;

в) коэффициенты показывают число моль реагирующих и образующихся веществ;

г)указывается тепловой эффект

Экзотермические Эндотермические

Протекают с выделением тепла Протекают с поглощением тепла

(теплосодержание системы (теплосодержание системы

уменьшается) возрастает)



- Q_p = - H

+ Q_p = + H



П родолжение таблицы 7

«Закон Гесса»: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции, а зависит от начального и конечного состояния системы.

С + О₂ ^H1 СО₂ Н₁ = Н₂ + Н₃

гр. г. г. Н₂ = Н₁ - Н₃

+ _Н3

½ Изменение энергии (Н) часто изображают треу -

O₂ О₂ гольником, стороны которого – разные пути проте -

_Н2 ½ кания реакции(Н₂ нельзя непосредственно изме -

СО_(г) + рить в лаборатории)

Первое следствие из закона Гесса:

«

Н_х.р. =  n Н _обр. -  n Н _обр.

прод.р. исх. в-в

Тепловой эффект химической реакции (Н_х.р.) равен сумме стандартных теплот образования (Н _обр.) конечных продуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов (n, m).

n – стехиометрический коэффициент

Н _обр. – стандартная теплота образования –

• тепло, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моль сложного вещества из простых молекул или атомов.

Н _обр. (кДж/моль)– справочная величина.

Таблица 8

С истемы

Изолированная Открытая

(модельная, теоретическая) – нет (реальная) – есть теплообмен с

теплообмена с окружающей средой окружающей средой

и золяция

Э нтропия -  S = ^Q Чем тело больше нагрето, тем вероятнее,

^T что оно будет охлаждаться сильнее.

И зменение энтропии в изолиро – Изменение свободной энергии

ванной системе. (энергии Гиббса), изобарно-

S_A = - ^ΔQA изотермический потенциал

ΔT_A G_х.р. – критерий самопроизвольного

т епло, которое протекания химической реакции.

Т

Gх.р. = Нх.р. – Т *S

<0 >0

ело А отдаёт те-

лу В.

S_в = + ^ΔQВ - тепло, которое тело

T_В В получает. Gх.р. – свободная энергия.

-ΔQ_A = ΔQ_B так как теплообмен воз- Нх.р. – полная энергия (энтальпий-

можен только между телами. ный фактор)

S _{системы} = S_А + S_В = - ^ΔQA + ^ΔQB Т *S – связанная энергия (энтропий-

T_A T_B ный фактор)

 S _{системы} = ΔQ_B ¹ – ¹ 1. Химическая реакция возможна,если

T_B T_A Gх.р. < 0.

>0 >0 2. Химическая реакция невозможна,

S > 0

если Gх.р. > 0.

3. В системе наступило равновесие,

«Второй закон термодинамики» если Gх.р. = 0.

В изолированных системах самопрои-

звольно иду только такие процессы, в

которых энтропия возрастает.

S > 0

Энтропия - S – мера беспорядка в си-

стеме (справочная величина)

S_обр. – Дж/моль *К

Открытая система

Рассчёт Gх.р.

Произвольные Стандартные

условия условия

Gх.р. = Нх.р. – Т *S

G_х.р.=nG_обр. прод.р.-

mG_обр.исх.в-в.

Пользуясь первым следствием из закона

Гесса рассчитывают Нх.р., Sх.р., Gх.р.

Sх.р. =  n Sобр. -  m Sобр.

прод.р. исх. в-в

В справочнике: Н_обр., S_обр., G_обр.

РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ:

“ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ”

Задача №1

Определите теплоту образования хлорида аммония, если для реакции: NH_3(Г) + HCl _(Г) = NH₄Cl, Нх.р. = - 176 кДж

и известны теплоты образования: Нобр. (NH₃) = - 46,19 кДж/моль

Нобр. _(HCl) = -92,30 кДж/моль

Решение

Запишем термохимическое уравнение реакции:

NH_3(Г) + HCl _(Г) = NH₄Cl, Нх.р. = - 176 кДж

Нобр. - 46,19 - 92,30 ?

кДж/моль

Согласно следствию из закона Гесса:

Нх.р. = Нобр.(NH₄Cl) – [Нобр.(NH₃) + Нобр.(HCl)]

Подставляем данные в следствие из закона Гесса.

-176,9 = Нобр.(NH₄Cl) – [(- 46,19) + (-92,30)];

-176,9 = Нобр.(NH₄Cl) + 138,49;

Отсюда Нобр.(NH₄Cl) = -176,9 - 138,49 = - 315,36 кДж/моль

Ответ: Нобр.(NH₄Cl) = - 315,36 кДж/моль.

Задача №2

Определите тепловой эффект реакции, используя стандартные значения теплот образования веществ: SO₃ + 2 KOH = K₂SO₄ + H₂O_(ж)

H_обр. SO₃ = - 395,2 кДж/моль;

KOH = -425,93 кДж/моль;

H₂SO₄ = - 1433,44 кДж/моль;

Н₂О = -285,84 кДж/моль.

Решение

Запишем термохимическое уравнение реакции:

SO₃ + 2 KOH = K₂SO₄ + H₂O_(ж)

Нобр. - 395,2 - 425,93 -1433,44 -285,84

кДж/моль

Согласно следствию из закона Гесса:

Нх.р. = [(Нобр.K₂SO₄ + Нобр.H₂O)] – [Нобр.SO₃ + 2 *Нобр.KOH]

Подставляем данные в следствие из закона Гесса:

Нх.р. = [(-1433,44) + (-285,84)] – [(-395,2) + 2 *(-425,93)] = -472,22 кДж.

/р. экзотермическая/

Ответ: Нх.р. = -472,22 кДж.=> р. экзотермическая.