Раздел 3. Энергетика химических процессов

3.1. Энергетика химических процессов

Раздел химии, изучающий превращения различных видов энергии друг в друга, называется термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.

Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называются экзотермическими, а те, в которых тепло поглощается – эндотермическими.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии  U и на совершение работы А:

Q = U + A.

Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, зависящий от состояния системы. Изменение внутренней энергии зависит от начального (U₁) и конечного (U₂) состояния системы и не зависит от пути протекания процесса.

U = U₂ – U₁.

Теплота и работа функциями состояния не являются. При химических реакциях работа А = pV, где V – изменение объема системы, p – внешнее давление.

Большинство химических реакций протекает при постоянном давлении и температуре (изобарно-изотермические процессы) поэтому Q_p = U + pV. Сумму (U + pV) обозначают через H и называют энтальпией системы:

Q_p = H₂ – H₁ = H.

Теплота реакции равна изменению энтальпии системы. Энтальпия является функцией состояния системы, ее изменение (H) определяется только конечным и начальным состоянием системы.

При постоянном объеме и температуре (изохорно-изотермическом процессе) теплота реакции равна изменению внутренней энергии системы:

Q_v = U.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и

H < 0, а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и

H > 0.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать, вычитать и умножать на численные множители.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (Н_х.р.) равен сумме теплот образования (H_обр.) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ:

.

Пример 1. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (H = –393,5 кДж/ моль) и термохимического уравнения

С(графит) + 2N₂О (г) = CO₂ (г) + 2N₂ (г); H⁰ = –557,5 кДж (1)

вычислить теплоту образования N₂O (г).

Решение. Обозначив искомую величину через х, запишем термохимическое уравнение образования N₂O из простых веществ:

N₂ (г) + ¹/₂О₂ (г) = N₂O (г); H₁⁰ = х кДж. (2)

Запишем также термохимическое уравнение реакции образования СО₂(г) из простых веществ:

С(графит) + О₂ (г) = CO₂ (г); H₂⁰= –393,5 кДж. (3)

Из уравнений (2) и (3) можно получить уравнение (1). Для этого умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из (3).

Имеем

С(графит) + 2N₂O (г) = СО₂ (г) + 2N₂ (г); (4)

H⁰ = (-393,5 - 2х) кДж.

Сравнивая уравнения (1) и (4), находим

–393,5 – 2х = –557,5, откуда х = 82,0 кДж/ моль.

Пример 2. Пользуясь данными табл. 2 приложения, вычислить H⁰ реакции:

2Mg (к) + СО₂ (г) = 2MgO (к) + С(графит).

Решение. По данным табл. 2 стандартные энтальпии образования СО₂ и MgO равны соответственно –393,5 и –601,8 кДж/моль (напомним, что стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю). Отсюда для стандартной энтальпии реакции находим

= –601,82 + 393,5 = –810,1 кДж.

ЗАДАЧИ

105. Определите стандартную теплоту образования сероуглерода CS₂, если известно, что CS₂ (ж) + 3О₂ = СО₂ (г) + 2SO₂ (г) – 1075 кДж/моль.

106. Вычислите H⁰₂₉₈ хлорида аммония, если для реакции

NH₃ (г) + HCl (г) = NH₄Cl (к), H⁰₂₉₈ = –176,93 кДж/моль.

105. Вычислите, какое количество тепла выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

106. При растворении 16 г CaC₂ в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определите стандартную теплоту образования Ca(OH)₂.

107. Определите H⁰₂₉₈ Fe₂O₃, если при реакции 2Fe + Al₂O₃ = Fe₂O₃ +2Al на каждые 80 г Fe₂O₃ поглощается 426,5 кДж теплоты.

108. Тепловой эффект реакции SO₂ (г) + 2H₂S (г) = 3S (ромб) + 2H₂O (ж)

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

105. Окисление аммиака протекает по уравнению:

4NH₃ (г) + 3O₂ (г) = 2N₂ + 6H₂O (ж) – 1528 кДж.

Определите стандартную теплоту образования NH₃ (г) и NH₄OH, если теплота растворения NH₃ (г) в воде равна –34,65 кДж.

105. Вычислите стандартную теплоту образования сахарозы C₁₂H₂₂O₁₁, если тепловой эффект реакции C₁₂H₂₂O₁₁ + 12O₂ = 12CO₂ + 11H₂O (ж) равен

–5694 кДж.

105. Рассчитайте H⁰₂₉₈ ZnSO₄, если известно, что

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂ – 890,0 кДж;

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ – 196,6 кДж;

ZnSO₄ = ZnO + SO₃ + 234,0 кДж.

105. Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению:

PbO₂ + H₂ = PbO + H₂O(г) – 182,8 кДж.

Определите стандартную теплоту образования PbO₂.

105. Вычислите тепловой эффект реакции

Al₂O₃ (к) + 3SO₃ (г) = Al₂(SO₄)₃ (к),

если известны стандартные теплоты образования реагирующих веществ.

105. Используя значение H⁰₂₉₈ реагирующих веществ, определите тепловой эффект реакции восстановления оксидом углерода диоксида свинца до оксида с образованием диоксида углерода.

106. Определите тепловой эффект реакции

NaH (к) + H₂O (ж) = NaOH (р) + H₂ (г)

по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если H⁰_NaH(к) = –56,94 кДж/моль, H⁰_NaOH(р) = –469,47 кДж/моль.

105. Определите тепловой эффект реакции 2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂, ис-пользуя значение стандартных теплот образования реагирующих веществ.

106. 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, поглотившейся при взрыве 1,5 кг Hg(ONC)₂.

105. Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой по реакции P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃, если тепловые эффекты реакции равны:

2P + ⁵/₂ O₂ = P₂O₅ – 1549,0 кДж;

2P + H₂ + 3O₂ = 2HPO₃ – 1964,8 кДж.

105. Вычислите количество теплоты, которое выделяется при сгорании

20 л диборана (н.у.), если H⁰₂₉₈ B₂O₃ (к) и B₂H₆ (г) соответственно равны

–1264 и +31,4 кДж/моль. Целесообразно ли использовать в качестве топлива диборан вместо этана, если стандартная теплота сгорания этана–1559,88 кДж/моль?

105. Какое количество теплоты выделяется при превращении 1кг красного фосфора в черный, если H⁰_{P(красный)}= –18,41;H⁰_{P(черный)}= –43,20 кДж/моль?

106. Сколько нужно затратить теплоты, чтобы разложить 200 г Na₂CO₃ до оксида натрия и диоксида углерода, если тепловые эффекты реакций равны:

Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂ + 812,29 кДж;

Na₂O + SiO₂ = Na₂SiO₃ – 243,5 кДж.

105. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж. Рассчитать теплоту образования сульфида железа.

106. Определить стандартную энтальпию (H⁰₂₉₈) образования PH₃, исходя из уравнения 2PH₃ (г) + 4O₂ (г) = P₂O₅ (к) + 3H₂O (ж);

H⁰= –3852,4 кДж.

105. Исходя из теплового эффекта реакции

3CaO (к) + P₂O₅ (к) = Ca₃(PO₄)₂ , H⁰ = 751,8 кДж

определить H⁰₂₉₈ образования ортофосфата кальция.

105. Исходя из уравнения реакции

CH₃OH (ж) + ³/₂O₂ (г) = CO₂ (г) + H₂O (ж)

вычислить H⁰₂₉₈ образования метилового спирта.

105. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось 6226 кДж. Найти объем вступившего в реакцию кислорода (условия нормальные).

106. Сожжены с образованием H₂O (г) равные объемы водорода и ацетилена, взятых при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз?