6. Термохимические расчеты

(задачи №№ 126 – 150).

Литература:

1. Глинка Н.Л. "Общая химия". - Л.: Химия, 1986, гл. 6, с.158-162, 182-191.

2. Кожевникова Н.Ю., Коробейникова Е.Г., Кутуев Р.Х., Малинин В.Р., Решетов А.П. "Общая химия". Учебное пособие. - Л.: СПбВПТШ, 1991, тема 6, с.40-53.

3. Глинка Н.Л. "Задачи и упражнения по общей химии". - Л.: Химия, 1987, гл 5, с. 73-88, приложение № 5.

4. Коробейникова Е.Г., Кожевникова Н.Ю. "Сборник задач и упражнений по общей химии" ч. 2. Энергетика химических реакций. Химическая кинетика. - Л.: СПбВПТШ, 1991, с.2-14.

Для выполнения заданий можно воспользоваться данными таблицы 1приложения.

При изучении темы основными вопросами являются следующие.

Предмет химической термодинамики. Понятие термодинамической системы. Параметры состояния и термодинамические функции состояния. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса и следствия из него. Теплоты образования и горения вещества. Термохимические расчеты, их использование в пожарно-технических расчетах. Оценка пожарной опасности веществ по теплотам образования.

Пример 6.1.Каков тепловой эффект реакции образования 44 г этилацетатаСН₃СООС₂Н₅, если его энтальпия горения равнаН_гор=2256,3 кДж/моль?

Решение:

1. Решение этой задачи предполагает вначале расчет энтальпии образования 1 моль этилацетата. Для этого запишем уравнение реакции горения этилацетата в кислороде:

СН₃СООС₂Н₅ + 5О₂ = 4СО₂ + 4Н₂О

По 1-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой реакции Н⁰_р-и

может быть записан следующим образом:

Н⁰_р-и =4Н⁰(СО₂) + 4Н⁰(Н₂О) - Н⁰(СН₃СООС₂Н₅). (1)

Н⁰(СО₂), Н⁰(Н₂О), Н⁰(СН₃СООС₂Н₅)– энтальпии образования веществ.

Для воды и углекислого газа энтальпии образования известны и их можно найти в таблице 1 приложения. По условию задачи энтальпию образования этилацетата необходимо рассчитать.

По 2-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой же реакции равен энтальпии горения этилацетата.

Н⁰_р-и =Н⁰ _гор (СН₃СООС₂Н₅).(2)

По условию задачи величина Н⁰ _гор (СН₃СООС₂Н₅)известна. Объединив уравнения (1) и (2) можно записать:

Н⁰ _гор (СН₃СООС₂Н₅)=4Н⁰(СО₂) + 4Н⁰(Н₂О) - Н⁰(СН₃СООС₂Н₅).

Тогда энтальпия образования этилацетата Н⁰(СН₃СООС₂Н₅)может быть рассчитана следующим образом:

Н⁰(СН₃СООС₂Н₅)=4Н⁰(СО₂) + 4Н⁰(Н₂О) -Н⁰ _гор (СН₃СООС₂Н₅)=

= 4(–393,5) + 4(–241,8) – (2256,3) =463,2 кДж/моль.

Полученная величина означает, что при образовании 1 моль этилацетата выделяется 463,2 кДж тепла (Н<0).

2. Вычислим тепловой эффект образования 44 г этилацетата.

Молярная масса (масса 1 моля) СН₃СООС₂Н₅составляет 88 г/моль.

Определим число молей этилацетата:

n =44/88 = 0,5моль.

Зная тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества и число молей этого вещества, рассчитаем тепловой эффект:

Н= 0,5(463,2) =231,6 кДж

Ответ:при образовании 44 г этилацетата выделяется 231,6 кДж тепла.

7. Расчеты с использованием термодинамических

ФУНКЦИЙ СОСТОЯНИЯ

(задачи №№ 151 – 175).

Литература:

1. Глинка Н.Л. "Общая химия". - Л.: Химия, 1986, гл. 6, с.158-162, 182-191.

2. Кожевникова Н.Ю., Коробейникова Е.Г., Кутуев Р.Х., Малинин В.Р., Решетов А.П. "Общая химия". Учебное пособие. - Л.: СПбВПТШ, 1991, тема 6, с.40-53.

3. Глинка Н.Л. "Задачи и упражнения по общей химии". - Л.: Химия, 1987, гл 5, с. 73-88, приложение № 5.

4. Коробейникова Е.Г., Кожевникова Н.Ю. "Сборник задач и упражнений по общей химии" ч. 2. Энергетика химических реакций. Химическая кинетика. - Л.: СПбВПТШ, 1991, с.2-14.

Второй закон термодинамики. Возможность и направление протекания химических процессов. Обратимые химические процессы и химическое равновесие. Энтропия как мера неупорядоченности системы. Изменение энтропии в химических процессах и при фазовых переходах. Энергия Гиббса как количественная мера вероятности и направленности самопроизвольного протекания химических реакций. Оценка пожарной опасности химических процессов по энергии Гиббса. Для выполнения расчетов можно использовать таблицу 2 приложения.

Пример 7.1. Восстановление оксида железа (III) водородом протекает по уравнению

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O_(г).

1) Возможна ли эта реакция при нормальных условиях?

2) При какой температуре начнется восстановление железа?

Решение:

1. Ответ на первый вопрос предполагает расчет G⁰реакции. Для этого необходимо рассчитать изменение энтальпииН⁰и изменение энтропииS⁰в данной реакции.

По таблице 1 приложения находим значение Н⁰иS⁰для всех реагирующих веществ, затем производим вычисления:

Н⁰_р-и =3Н⁰(Н₂О) - Н⁰(Fe₂О₃)= 3(–241,8) – (–822,2) = 96,8 кДж/моль

S⁰_р-и = (2S⁰Fe + 3S⁰ (H₂O))- (S⁰(Fe₂О₃) + 3S⁰ H₂) =

= (227,1 + 3188,7) – (87,4 + 3130,5) = 138,7 Дж/мольК =

= 138,7 10^-3кДж/мольК

2. Для расчета G⁰реакции воспользуемся формулой Гиббса

G⁰_р-и =Н⁰_р-и - ТS⁰_р-и= 96,8 – 273138,710^-3= 58,9 кДж/моль

G⁰_р-и>0, следовательно, при нормальных условиях реакция невозможна.

3. Для ответа на второй вопрос найдем температуру, при которой

G⁰_р-и = 0(состояние равновесия). В этом случаеН⁰_р-и =ТS⁰_р-и.

Ответ: 1. При нормальных условиях реакция невозможна.

2. Данная реакция начнется при температуре 697 К.