Методические указания, программа и контрольные задания для студентов заочной формы обучения инженерно педагогических и инженерно технических (нехимических) специальностей
Скачать 2.43 Mb.
|
| ^ (термохимические расчеты) Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях. При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, — эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций. При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы - закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы A: Q = ΔU + A Внутренняя энергия системы U это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия - полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс ΔU = U(2) - U(1) где ΔU - изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U(1) в конечное U(2). Если U(2) > U(1), то ΔU > 0. Если U(2) < U(1), то ΔU < 0. Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях A - это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении A = PΔV где ΔV - изменение объема системы (V2 - V1). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса (P- const, T - const) теплота: Qp = (U(2) - U(1)) + P(V2 - V1); Qp = (U(2) + PV2) - (U(1)) + PV1). Сумму U + PV обозначим H, тогда: Qp = H(2) - H(1) = ΔH Величину H называют энтальпией. Таким образом, теплота при P = const и T =const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Q равна изменению энтальпии системы ΔH (если единственным видом работы является работа расширения): Qp = ΔH Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (ΔH) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V- const, T - const), при котором ΔV = 0, равна изменению внутренней энергии системы: Qv = ΔU Теплоты химических процессов, протекающих при P,T = const и V,T = const, называют тепловыми эффектами. При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается ΔH < 0 и (H2 < H1), а при, эндотермических энтальпия системы увеличивается и ΔH > 0 и (H2 > H1), В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ΔH. Термохимические расчеты основаны на законе Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции ( ΔHх.р.) равен сумме теплот образования ( ΔHобр.) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции: ΔHх.р = ∑ΔHобр(прод.) - ∑ΔHобр(исх.) Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС13 и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции. Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Qp , равные изменению энтальпии системы ΔH. Значение ΔH приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г - газообразное, ж - жидкое, к - кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно. Если в результате реакции выделяется теплота, то ΔH < О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции: РС15(к) +Н20(г) =РОС13(ж) +2НС1(г); ΔHх.р = -111,4 кДж. Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением ·, C2H6(r) +31/2O2 = 2СО2(г) +ЗН2О(ж); ΔΗх.р. = -1559,87 кДж. Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2 (г) и H2 О (ж) (табл. 1). ^ 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25° С (298 K) и 1,013 × 105 Па, и обозначают через ΔH0298. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через ΔH . Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид: 2 С (графит) + 3Н2(г) = С2Н6(г); ΔH = ? исходя из следующих данных: а) С2Н6 (г) +31/2 О2 (г) = 2СО2 (г) +3Н2О(ж); ΔH = -1559,87 кДж; б) С (графит) + О2 (г) = СО2 (г); ΔH = -393,51 кДж; в) Н2 (г) + 1/2 О2 = Н2О (ж); ΔH = -285,84 кДж. На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) - на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а): С2Н6 + З 1/2 О2 - 2 С - 2O2 - 3 Н2 - 3/2 О2 = = 2СО2 + 3 Н2О- 2 СО2 - 3 Н2О С2Н6 =2С + 3H2; ΔH = -1559,87 - 2(-393,51) - 3 (-285,84) = +84,67 кДж; ΔH = -1559,87 + 787,02 + 857,52; ΔH = +84,67 кДж. Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то ΔH(С2Н6) = - 84,67 кДж. К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса: ΔΗх.р. = 2ΔH(СО2) + 3ΔH(Н2О) - ΔH(С2Н6) - З 1 /2 ΔH(О2) Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю: ΔH(С2Н6) = 2ΔH(СО2) + 3ΔH(Н2О) - ΔΗх.р. ΔH(С2Н6) = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 1559,87 = -84,67 кДж ΔH(С2Н6) = -84,67 кДж ^
Пример З. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением : С2Н5ОН(ж) +ЗО2 (г) = 2СО2(г) +ЗН2О(ж); ΔH = ? Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С2Н5ОН (ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования: С2Н5ОН (г); СО2(г); ЗН2О(ж) (см. табл. 1). Решение. Для определения ΔH реакции необходимо знать теплоту образования С2Н5ОН(ж). Последнюю находим из данных: С2Н5ОН (ж) = С2Н5ОН (г); ΔH = +42,36 кДж. 42,36= -235,31 - ΔH( С2Н5ОН (ж)); ΔH( С2Н5ОН (ж)) = -235,31 -42,36 = -277,67 кДж. Вычисляем ΔH реакции, применяя следствия из закона Гесса: ΔHх.р = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж. Контрольные вопросы. 81. Вычислите, какое количество теплоты выделяется при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ: 2543,1 кДж. 82. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при взаимодействии этилена С2Н4 (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив её тепловой эффект. Ответ: - 45,76 кДж. 83. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений: FeO (к) +CO (г) = Fe (к) +CO2 (г); Δ H = -13,18 кДж. CO (г) + 1/2 О2 (г) = CO2 (г) ; Δ H = -283,0 кДж. Н2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2O (г) ; Δ H = -241,83 кДж. Ответ: +27,99 кДж. 84. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерода CS2 (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив её тепловой эффект. Ответ: + 65,43 кДж. 85. Напишите термохимическое уравнение реакции между CO (г) и водородом, в результате которой образуются СН4 (г) и Н2О (г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: + 618,48 кДж. 86. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NO, исходя из следующих термохимических уравнений: 4 NH3 (г) + 5 О2 (г) = 4 NO (г) + 6 Н2О (ж); Δ Н = - 1168,80 кДж. 4 NH3 (г) + 3 О2 (г) = 2 N2 (г) + 6 Н2О (ж); Δ Н = -1530,28 кДж. Ответ: 90,37 кДж. 87. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив её тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на н.у.? Ответ: 78,97 кДж. 88. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений: H2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2О (ж); Δ Н = - 285,84 кДж. С (к) + О2 (г) = СО2 (г); Δ Н = - 393,51 кДж. СH4 (г) + 2 О2 (г) = 2 Н2О (ж) + СО2 (г); Δ Н = - 890,31 кДж. Ответ: -74,88 кДж. 89. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих термохимических уравнений: Са (к) + 1/2 О2 (г) = СаО (к); Δ Н = - 635,60 кДж. Н2(г) + 1/2О2 (г) = Н2О (ж); Δ Н = - 285,84 кДж. СаО (к) + Н2О (ж) = Са(ОН)2 (к); Δ Н = - 65,06 кДж. Ответ: -986,50 кДж. 90. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С6Н6 (ж). Ответ: +49,03 кДж. 91. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 16,5 дм3 (н.у.) ацетилена С2Н2, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды? Ответ: 924,88 кДж. 92. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8дм3 NO в пересчете на н.у.? Ответ: 452,37 кДж. 93. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением СН3 ОН (ж) + 3/2 О2 (г) = СО2 (г) + 2 Н2О (ж); Δ Н = ? Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования СН3ОН (ж) равна +37,4 кДж. Ответ: -726,62 кДж. 94. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты, Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н5ОН (ж). Ответ: -277,67 кДж/моль. 95. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением С6Н6 (ж) + 7 ½ О2 (г) = 6 СО2 (г) + 3 Н2О (г); Δ Н = ? Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ: -3135,58 кДж. 96. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С2Н6 (г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделяется при сгорании 1 м3 этана в пересчете на н.у.? Ответ: 63742,86 кДж. 97. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением 4NН3 (г) + 3 О2 (г) = 2 N2 (г) + 6 Н2О (ж); Δ Н = -1530,28 кДж. Вычислите теплоту образования NH3 (г). Ответ: - 46,19 кДж/моль. 98. При взаимодействии 6,3г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS. Ответ: - 102,81 кДж/моль. 99. При сгорании 1 дм3 ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н2 (г). Ответ 226,75 кДж/моль. 100. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО (к) и Н2О (ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ: -635,6 кДж. ^ Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты. Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению H; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией. Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, Н, V обладают аддитивными свойствами, т.е.свойство системы, состоящей из нескольких составных частей, равно сумме свойств составных частей этой системы. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением скорости движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п., - приводят к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (Δ S) зависит только от начального (S(1)) и конечного (S(2)) состояния и не зависит от пути протекания процесса: ΔSх.р. = ∑S(прод.) - ∑S(исх.) Энтропия выражается в Дж/(моль × K). Движущая сила процесса складывается из действия двух факторов: стремления системы к упорядочению (Н) и стремления её к беспорядку (TS). При P = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ΔG, можно найти из соотношения: ΔG = (H(2) - H(1)) - (TS(2) - TS(1)); ΔG = ΔH - TΔS. Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (ΔG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому : ΔGх.р = ∑ΔGобр(прод.) - ∑ΔGобр(исх.) Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ΔG. Если ΔG < 0, процесс принципиально осуществим; если ΔG >0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ΔG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ΔG = 0 и ΔH = TΔS. Из соотношения ΔG = ΔH - TΔS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ΔH > О (эндотермические). Это возможно, когда ΔS> О, но | TΔS | > | ΔH | и тогда ΔG < 0. С другой стороны, экзотермические реакции(ΔH< 0) самопроизвольно не протекают, если при ΔS< 0 окажется, что ΔG > 0. Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре? Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядочение и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. Так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре. Таблица 2 ^
Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: СН4(г) +СO2 (г) ↔ 2СО (г) + 2Н2 (г) Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить ΔG0298 прямой реакции. Значения ΔG0298 соответствующих веществ приведены в табл. 2. Зная, что ΔG есть функция состояния и что ΔGобр. для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим ΔG0298 процесса: ΔG0х.р. = 2 (-137,27) + 2 (0) - (-50,79 - 394,38) = + 170,63 кДж. То что ΔG0298 > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т= 298 K и равенстве давлений взятых газов 1,013 ×105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм.). Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропии веществ (табл. 3) вычислите ΔG реакции, протекающей по уравнению СO(г)+ Н2О(ж) = СО2 (г) + Н2 (г) Решение.; ΔG = ΔH - TΔS; ΔH и ΔS являются функциями состояния, поэтому ΔHх.р. = ∑ΔH (прод.) - ∑ΔH (исх.) ; ΔSх.р. = ∑S(прод.) - ∑S(исх.) ΔH0х.р. = (-393,51 +0) - (-110,52 - 285,84) = +2,85 кДж; ΔS 0х.р. = (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) = = +76,39 Дж/ (моль . K) = 0,07639 кДж/ (моль . K); ΔG0х.р. = +2,85 - 298 × 0,07639 = -19,91 кДж. Таблица 3. |
Похожие:
 | ... | | С., Журавкевич Е. В., Малаховская В. Э., Новоселов А. М., Чапланов А. М., Черный В. В. Контрольные работы и методические указания... |
| В. А., Доманевский Д. С., Малаховская В. Э., Новоселов А. М. Контрольные работы и методические указания по общей физике для студентов... | | Бумай Ю. А., Вилькоцкий В. А., Доманевский Д. С., Малаховская В. Э. Контрольные работы и методические указания по общей физике для... |
| Немецкий язык : методические указания и контрольные задания для студентов 2 курса железнодорожных специальностей заочной формы обучения... | | Статистика: методические указания и контрольные задания для студентов специальностей 1-26 02 02 «Менеджмент» и 1-26 02 03 «Маркетинг»... |
| ... | | Математика. Интегральное исчисление [Текст]+[Электронный ресурс]: методические указания и задачи к практическим занятиям для студентов... |
| Статистика: методические указания и контрольные задания к выполнению контрольных работ для студентов специальностей 1-25 01 08 «Бухгалтерский... | | Программа, методические указания и контрольные задания для студентов безотрывной формы обучения специальности |