1_Energetika_khim_protsessov

Н0 , кДж

0 -200

-400

-600

-800

Fe(к) + 3/2O2(г)

		Н02	FeO(к) + 1/2O2(г)
Н0			Н30
1			Fe2O3(к)

Пример. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции:
	FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г),
по следующим термохимическим уравнениям:
1)	FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г),	H0	18,2 кДж ;
		1
2)	2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г),	H02	483,6 кДж ;
3)	2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г),	H30	566,0 кДж .
Чтобы получить уравнение
	FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г),

следует уравнение (1) сложить с уравнением (2), деленным на два, и вычесть уравнение (3), деленное на два:

FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г)

+

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г)

-

CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г)

FeO(к) + СO(г) + H2(г) + 1/2O2(г) - CO(г) - 1/2O2(г) = Fe(к) + CO2(г) + H2O(г) - CO2(г) FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г).

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

Рассчитываем энтальпию заданной реакции, производя те же действия с

энтальпиями реакций (1), (2) и (3):

H0 H0	0,5 H0	0,5 Н0	18,2 ( 241,8) ( 283,0) 23 кДж .
1	2	3

При проведении термохимических расчетов пользуются следствиями закона Гесса.

Следствие 1. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Как правило, оперируют стандартными величинами, т.е.

	Н0	nпрод H0обр.прод	nисх Hобр0	.исх ,
где Hобр0	.исх , Hобр0	.прод – стандартные энтальпии образования исходных

веществ и продуктов реакции;

nпрод., nисх – стехиометрические коэффициенты (коэффициенты в уравнении химической реакции).

Таким образом, стандартную энтальпию реакции можно рассчитать по имеющимся в таблицах термодинамических величин стандартным энтальпиям образования веществ.

Пример. Определите стандартную энтальпию реакции С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г).

Решение.

Из таблиц термодинамических величин выписываем значения стандартных энтальпий образования веществ (в таблицах обозначение стандартных величин включает подстрочный индекс 298):

Вещество		C2H5OH(ж)							O2(г)							CO2(г)		H2O(г)
H0обр 298, кДж/моль		-277,7					0									-393,8		-241,8
Исполнитель:			Дата:													Мероприятие №
																			4	2	7	1

По первому следствию закона Гесса:

H0	2 HCO0	3 H0H	O	HC0	H OH
	2	2		2	5
2( 393,8)	3( 241,8)	( 277,7)		1235,2 кДж/моль.

Следствие 2. Энтальпия прямой реакции равна по абсолютной величине и

противоположна по знаку энтальпии обратной реакции.

Пример.

Прямая реакция:

СаСO3(к) = CaO(к) + CO2(г),

H0

H0

H0

H0

635,1

( 393,5)

( 1206,8)

178,2 кДж .

1

CaO

CO 2

CaCO 3

Обратная реакция:

CaO(к) + CO2(г) = СаСO3(к),

H02

HС0 aСO

3

HCO0

HС0 aO

1206,8

(393,5) (

635,1)

178,2 кДж.

2

∆H0,

кДж

0

-200

-400

-600

-800

-1000

СаО(к)+ СО2(г)

СаО(к)+ СО2(г)

-1200

∆Н10

∆Н20

СаСО3(к)

СаСО3(к)

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

Cледствие 3. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для стандартных условий:

Н0 nисх Н0сг.исх. nпрод H0сг.прод. ,

где H0сг.исх., . H0сг.прод. – стандартные энтальпии сгорания исходных веществ и продуктов реакции;

nпрод, nисх - стехиометрические коэффициенты.

Пример. Определите стандартную энтальпию реакции

2C2H2(г) + 5O2(г) = 2H2O(г) +4СО2(г).

Решение.

Из таблиц термодинамических величин выписываем значения стандартных энтальпий сгорания веществ (для высших оксидов эти величины равны нулю):

Вещество		C2H2(г)				О2(г)	H2O(г)	CO2(г)
H0сг, кДж/моль		-1298,3				0	0	0
По третьему следствию закона Гесса:
H0		2 Нсг0	.C	H	2( 1298,3)		2596,6 кДж.
			2		2

Следствие 4. Энтальпия кругового процесса равна нулю. Круговым называют процесс, в результате которого термодинамическая система, выйдя из некоторого исходного состояния и претерпев ряд изменений, возвращается в то же самое состояние.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций.

Объектами изучения химической термодинамики являются разнообразные системы, для описания которых введены функции состояния: U – внутренняя энергия, H – энтальпия, S – энтропия, G –

энергия Гиббса.

В соответствии с первым началом термодинамики изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работы: U Q A .

Изменение энтальпии, как функции состояния системы, представляет собой тепловой эффект реакции, измеренный при постоянном давлении:

ΔH Qp ΔU p V.

Энтальпии реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объеме, не зависят от пути протекания процесса (то есть от характера и числа промежуточных стадий), а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы.

РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

1.Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. Учебник для вузов /

А.Б. Никольский, А.В. Суворов.– СПб: Химиздат, 2001. - 512 с.: ил.

2.Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов /

Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

3.Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.:

Химия, 2000. - 592 с.: ил.

4.Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов,

обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 3-е

изд., испр. - М.: Высш. шк., 2007. - 527 с.: ил.

5.Неорганическая химия: учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению 510500 "Химия" и специальности 011000 "Химия": в 3 т.

Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии / М.Е. Тамм,

Ю.Д. Третьяков / под ред. Ю.Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004. –

240 с.: ил.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1