Энергетика химических процессов. Пример 1. Определите стандартную энтальпию образования ацетилена, если при сгорании 11,2 л его выделилось 401 кДж тепла.

 

Пример 1. Определите стандартную энтальпию образования ацетилена, если при сгорании 11,2 л его выделилось 401 кДж тепла.

 

Решение. Термохимическими называются уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатное состояние (ж – жидкое, к – кристаллическое, г – газообразное), а также численное значение теплового эффекта реакции.

Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы ΔH. При экзотермических реакциях теплота выделяется ΔH < 0. При эндотермических реакциях теплота поглощается, энергосодержание системы увеличивается и ΔH > 0.

Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивых состояниях, при стандартных условиях t = 25°C (298 K), P = 1,013·10⁵ Па, и обозначают , значения приведены в табл. 1.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

 

1. Определяем тепловой эффект химической реакции.

; ΔH_х.р.

 

а) находим количество моль C₂H₂

, где

– молярный объем, ;

 

моль

б) 0,5 моль C₂H₂ – (-401 кДж)

1 моль C₂H₂ – x

 

кДж (ΔH_х.р.)

2. Определяем стандартную энтальпию образования C₂H₂ – реакции. Для этого используем следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы образования исходных веществ с учетом коэффициентов, стоящих перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

 

 

Стандартные энтальпии образования определяем из табл. 1:

 

Энтальпии образования простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, приняты равными нулю (), следовательно,

= 2·(-393,51) + 1·(-241,83) – (-802) – 0 = 226

 

Ответ: = 226

 

Пример 2. Что имеет большую энтропию: один моль кристаллического вещества или один моль его паров при той же температуре?

 

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченного состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) имеют упорядоченное расположение и могут находиться лишь в некоторых точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Один моль газа имеет гораздо больший объем, чем один моль кристалла, и возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия моля паров вещества больше энтропии моля его кристаллов при одинаковой температуре.

 

Пример 3. На основании стандартных энтальпий образования (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл. 2) вычислите изменение энергии Гиббса реакции, протекающей по уравнению:

 

 

Решение. Изменение энергии Гиббса в химической реакции при температуре (T) можно вычислить по уравнению

 

ΔG = ΔH – TΔS, где

ΔG – изобарно изотермический потенциал (энергия Гиббса).

ΔS – изменение энтропии в системе.

 

Изменение энтропии в системе в результате химической реакции равно сумме стандартных энтропий продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтропий исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулой этих веществ в уравнении реакции:

 

 

Стандартной энтропией вещества называется энтропия одного моля вещества при стандартных условиях. Значения некоторых веществ приведены в табл. 2. Выпишем из табл. 1 и 2 значения стандартных энтальпий образования и энтропий веществ:

 

Вещество	CO(г)	H2O(ж)	CO2(г)	H2(г)
	-110,5	-285,8	-393,5
	197,6	70,1	213,5	130,6

 

Тепловой эффект химической реакции

 

= (-393,51 + 0) – (-110,5 + (-285,8)) = 2,85 кДж

 

Изменение энтропии в химической реакции

 

= (213,5 + 130,6) – (197,6 + 70,1) = 76,39

 

Изменение энергии Гиббса в химической реакции

 

ΔG = ΔH – TΔS; T = 298 К

При расчете ΔG величину энтропии следует умножить на 10^-3, так как ΔH выражается в кДж, а ΔS в .

 

ΔG = 2,85 – 298·(76,39)·10^-3 = -19,91 кДж

 

Знак изменения свободной энергии Гиббса определяет направление химической реакции. Самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения ΔG и чем более отрицательные значения имеет ΔG, тем сильнее стремление к протеканию реакции.

В примере ΔG < 0, следовательно, в стандартных условиях самопроизвольное протекание данной реакции в прямом направлении возможно.

 

Пример 4. Восстановление Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению

 

Fe₂O₃(к) + 3H₂(г) = 2Fe(к) + 3H₂O(г); ΔH = 96,61 кДж.

 

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ΔS = 0,1387 ? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

 

Решение. Вычисляем ΔG⁰ реакции:

 

ΔG = ΔH – TΔS = 96,61 – 298·0,1387 = +55,28 кДж.

 

Так как ΔG > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия).

Найдем температуру, при которой ΔG = 0:

 

ΔH = TΔS; .

 

Следовательно, при температуре 696,5К начнется реакция восстановления Fe₂O₃.