Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Цель работы:

1) Определить тепловые эффекты химических реакций, а также определить возможность самопроизвольного протекания этих реакций.

2) Опираясь на законы термодинамики, провести практические расчеты химических процессов.

 

Теоретическая часть.

 

Химическая термодинамика – раздел физической химии, изучающий общие закономерности взаимного превращения энергии из одной формы в другую.

Химическая термодинамика решает две основные задачи:

–количественное определение тепловых эффектов различных процессов;

–выяснение возможности самопроизвольного течения химических процессов  и условий, при которых химические реакции могут находиться в состоянии равновесия.

Термохимические расчёты опираются  на следствия из закона Гесса: изменение энтальпии (ΔН°_х.р.) химической реакции равно сумме энтальпий образования продуктов (ΔН°_прод.) реакции за вычетом сумм энтальпий образования исходных веществ (реагентов) (ΔН°_исх.в.)  с учётом стехиометрических коэффициентов.

ΔН°_х.р.= Σ H ⁰ _прод. – Σ H ⁰ _исх.в (1)

Энтальпией образования сложного соединения ΔН⁰_обр. называется изменение энтальпии процесса получения 1моля этого соединения из простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при данных условиях.

Обычно энтальпию образования различных соединений ΔН⁰_обр. определяют в стандартных условиях:

t^o = 25 ^oC (298 K);

P = 1атм (760 мм рт.ст.; 101325 Па);

C_вещ. = 1 моль/л.

Также тепловой эффект химической реакции можно рассчитать по энтальпиям сгорания веществ.

ΔН°_х.р.= (Σ H ⁰ _{исх.)сгор} – (Σ H ⁰ _{прод) сгор}

Тепловой эффект химической  реакции равен сумме энтальпий сгшорания исходных веществ реакции за вычетом сумм энтальпий сгорания продуктов  с учётом стехиометрических коэффициентов

Теплотой сгорания называется тепловой эффект окисления 1 моль вещества в молекулярном кислороде в изобраных условиях до высших оксидов.

Если тепловой эффект имеет отрицательное значение (< 0), то процесс протекает с выделением энергии и называется экзотермическим, а если тепловой эффект имеет положительное значение (>0), то такой процесс называется эндотермическим и  протекает с поглощением энергии.

В термохимии  применяют термохимические уравнения, в которых указывается тепловой эффект (Q), агрегатные состояния веществ. Также в термохимических уравнениях допускаются дробные коэффициенты:

 H₂(г) + 0,5O₂(г) = H₂О(ж); Q= – 285,8 кДж/моль

Или H₂(г) + 0,5O₂(г) = H₂О(ж) + 285,8 кДж/моль, т.к. = – Q.

Самопроизвольными называют такие процессы, которые протекает без затраты дополнительной энергии. Самопроизвольными являются процессы окисления жиров, коррозии металлов, старения резины и многих других полимерных материалов и т.д.

Большое количество химических процессов протекает самопроизвольно в ту сторону, где уменьшается запас внутренней энергии или энтальпии системы. Также существуют процессы, которые протекают самопроизвольно, без изменения внутренней энергии системы.  Движущей силой таких процессов является энтропия (S) системы. Энтропия – это параметр, характеризующий беспорядок в системе: чем выше беспорядок, тем выше энтропия.

 В изолированных от внешней среды системах процессы протекают самопроизвольно в направлении увеличения энтропии (Δ S ⁰ _х.р. >0).

Энтропия реакции (Δ S ⁰ _х.р. ) рассчитывается по следствию из закона Гесса

Δ S ⁰ _х.р. =ΣS⁰_прод– ΣS⁰_исх.в  (2)

Единицы измерения энтропии Дж/моль·K.

Таким образом, существуют два основных фактора самопроизвольного протекания процессов:

– уменьшение внутренней энергии или энтальпии системы (Δ U <0; Δ H <0);

– увеличение беспорядка или энтропии системы (Δ S >0).

В химической термодинамике имеется параметр, который отражает зависимость двух рассмотренных факторов одновременно.

Для процессов,  протекающих при постоянной температуре и давлении таким параметром является ∆G – изобарно-изотермический потенциал  (свободная энергия Гиббса). Для оценки данного параметра применяется  формула Гиббса:

∆ G_T,х.р. = ∆H^o_х.р. – T∆S^o_х.р.,

где T – абсолютная температура процесса, K;

∆G_х.р. характеризует общую движущую силу процесса, кДж.

Если процесс протекает в стандартных условиях, то Δ G ⁰ _х.р рассчитывается по следствию из закона Гесса.

Δ G ⁰ _х.р. =ΣG⁰_прод– ΣG⁰_исх.в  (3)

Для обратимых процессов, для которых известна величина константы равновесия (K_р), можно воспользоваться формулой:

Δ G ⁰ _х.р. =-2,3 RTlg K_р,

где K_р – константа равновесия процесса, R – универсальная газовая постоянная (R = 8,3144 Дж/(моль·K)); Т – абсолютная температура процесса, K.

Величина и знак Δ G ⁰ _х.р. характеризует принципиальную возможность протекания процесса:

– если Δ G ⁰ _х.р. < 0, процесс протекает самопроизвольно при данных условиях;

– если Δ G ⁰ _х.р. > 0, процесс при данных условиях маловероятен;

– если Δ G ⁰ _х.р. = 0 в системе установилось химическое равновесие.

Пример решения задач

Пример 1. Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 °К (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.

Fe₂O_{3 (к)} + 3H₂ = 2Fe_(к) + 3H₂O_(г)

Решение:

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон – ΣH⁰_исх кДж/моль

Термохимическое уравнение для данной реакции записывается  с учетом стехиометрических коэффициентов:

Δ H _{р - ции} = 2·Δ H⁰_Fe + 3·Δ H⁰_H2O – (Δ H⁰_Fe2O3 + 3·Δ H⁰_H2)

Пользуясь справочными данными по стандартным значениям энтальпий веществ подставляем в уравнение:

ΔH_р-ции = 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16) - 3·0 = 96,7 кДж/моль

Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса:

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон – ΣS⁰_исх Дж/(моль·K)

Термохимическое уравнение для данной реакции записывается  с учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔS_р-ции = 2·ΔS⁰_Fe + 3·ΔS⁰_H2O - ΔS⁰_Fe2O3 - 3·ΔS⁰_H2

Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔS_р-ции = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 — 3·131 = 137,44 Дж/(моль·K)

Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции рассчитывается  по формуле Гиббса:

ΔG = ΔH – TΔS

Подставим полученные значения в это уравнение:

ΔG = 96,7 – 298 ·137,44 /1000 = 55,75 кДж/моль

При Т=298°К, ΔG > 0 – реакция не идет самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении.

Рассчитываем температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, при этом ΔG приравниваем к нулю:

ΔG = ΔH – TΔS = 0,

Тогда:

T= - (ΔG – ΔH) / ΔS= - (0-96,7)/0,137 = 705,83 K

При Т = 705,83 К реакция будет идти равновероятно как в прямом так и в обратном направлении.

Ответ: ΔH_р-ции = 96,7 кДж/моль; ΔS_р-ции = 137,44 Дж/(моль·K); ΔG = 55,75 кДж/моль; T= 705,83К

 

    Пример 2. По стандартным теплотам сгорания  рассчитать тепловой эффект реакции: 2С₆H₆ +15 O₂ =12CO _2(г)+3 H ₂ O_(ж)

Решение:

Используя следствие из закона Гесса рассчитаем тепловой эффект по теплотам сгорания:

ΔН°_х.р.= (Σ H ⁰ _{исх.)сгор} – (Σ H ⁰ _{прод) сгор}

 

Термохимическое уравнение для данной реакции записывается  с учетом стехиометрических коэффициентов:

Δ H _{р - ции} = 2·Δ H_сгор⁰ (С₆H₆ )+ 15·Δ H⁰_сгорO2 – (12Δ H_сгор⁰_CO2+ 3·Δ H⁰_сгорH2О)

Используя справочные данные:

ΔН^о_сгор..C₆Н₆=-3273 кДж/моль

ΔН^о_сгор..O₂=0

ΔН^о_сгор..н₂о=0, так как Н₂О – высший оксид

ΔН^о_сгор..СO₂=0, так как СO₂ – высший оксид

 

Δ H _{р - ции} = 2·(-3273)+ 15·+0– (12·0+ 3·0) = -6546 кДж/моль

 

Ответ: ΔH_р-ции = -6546 кДж/моль

 

 

Практическая часть

    Задание 1 Вычислите тепловые эффекты химических реакций при стандартных условиях. Определите тип реакции (эндо- или экзотермическая реакция).

Вариант	Термохимическое уравнение
1	4NH3(г) + 5O2(г) = 6H2O(г) + 4NO(г)
2	CaO(к) + 3C (графит) = CaC2(к) + CO(г)
3	4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г)
4	Cr2O3(к) + 2Al(к) = 2Cr (к) + Al2O3(к)
5	CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г)
6	Fe3O4 (к) + H2(г) = 3FeO(к) + H2O(г)
7	Ca(OH)2(к) + CO2(г) = CaCO3(к) + H2O(г)
8	2CO(г) + SO2(г) = S(к) + 2CO2(г)
9	4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г)
10	WO3(к) + 3Ca(к) = W(к) + 3CaO(к)
11	4CO(г) + 2SO2(г) = 2S(ж) + 4СO2(г)
12	3MgO(к) + 2Al(к) = 3Mg(к) + Al2O3(к)
13	Fe3O4(к) + СО(г) = 3FeO(к) + CO2(г)
14	2H2S(г) + CO2(г) = 2H2O(г) + CS2(г)
15	CH3OH(ж) + 3/2O2(г) = 2H2O(ж) + СО2(г)

Решение:

 1. Записываем уравнение химической реакции своего варианта.

___________________________________________________

 2. Находим значения величин теплот образования веществ в таблицах

стандартных энтальпий образования веществ и записываем их.

ΔH⁰= _________ кДж/моль; ΔH⁰ = _________ кДж/моль;

ΔH⁰= _________ кДж/моль; ΔH⁰ = _________ кДж/моль.

3. Вычисляем тепловой эффект реакции, исходя из первого следствия

закона Гесса.

 ΔH_р-ции = ___________________________________________

_______________________________________________________ кДж.

4. Определяем: является реакция экзо- или эндотермической

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

    Задание 2 Определите возможность протекания реакции при стандартных условиях. Если реакция возможна, то рассчитайте константу ее равновесия. Что необходимо сделать с температурой реакции, чтобы увеличить выход продуктов реакции.

Вариант	Термохимическое уравнение
1	ZnO(к)+ CO(г) = Zn(ж₎+CO₂(г)
2	2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
3	2CO2(г) = 2CO(г) + O2(г)
4	2CO(г) + 2NO(г) = CO2(г) + N2(г)
5	FeO₍к₎ + CO₍г₎ = CO₂(г)+ Fe(к)
6	CO₍г₎ + 2H₂₍г₎ = CH₃OH(ж)
7	NH₃₍г₎ + HCl₍г₎ = NH₄Cl(г)
8	H₂₍г₎ + CO₂₍г₎ = CO₍г₎ + H₂O₍ж₎
9	CO₂₍г₎ + 4H₂₍г₎ = CH₄₍г₎ + 2H₂O₍ж₎
10	2H₂S₍г₎ + 3O₂₍г₎ = 2H₂O₍ж₎ + 2SO₂(г)
11	2Al(к) + 3FeO₍к₎ = 3Fe₍к₎ + Al₂O₃₍к₎
12	2H2S(г) + CO2(г) = 2H2O(г) + CS2(г)
13	4HCl₍г₎ + O₂₍г₎ = 2H₂O₍ж₎ + 2Cl₂₍г₎
14	4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г)
15	4NH₃₍г₎ + 5O₂₍г₎ = 6H₂O₍г₎ + 4NO₍г₎

Решение:

1. Записываем уравнение реакции своего варианта.

_________________________________________________________

2. Выписываем стандартные значения изменений энтальпии и энтропии

ΔH⁰= _________ кДж/моль; ΔH⁰ = _________ кДж/моль;

ΔH⁰= _________ кДж/моль; ΔH⁰ = _________ кДж/моль.

Δ S ⁰= _________ Дж/(моль·К); Δ S ⁰= _________ Дж/(моль·К);

Δ S ⁰= _________ Дж/(моль·К); Δ S ⁰ = _________ Дж/(моль·К).

 3. Рассчитываем изменение изобарного потенциала.

ΔH⁰= _________________________________________________ =

=_____________________________________________кДж/моль;

Δ S ⁰___________________________________________________ =

=_____________________________________________ Дж/(моль·К);

Δ G⁰ =  Δ H ⁰ - T Δ S ⁰ _________________________________________кДж/моль.

4.Рассчитываем константу равновесия

К =  _________________________________________________

5.Ответить на вопрос

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

Задание 3  При растворении 20 г  карбида кальция СаС₂ в воде выделяется 33,3 кДж теплоты. Определите стандартную теплоту образования Са(ОН)₂.

Дано:	Решение:
Найти	Ответ:

Задание 4  По стандартным теплотам сгорания веществ рассчитайте ΔH⁰₂₉₈  системы: С₂Н₅ОН _(ж) + СН3СООН _(ж) = СН₃СООС₂Н_{5 (ж)} + Н₂О

∆Н^о_сгор. СН₃СООС₂Н₅ = -2254,21 кДж/моль. Конечные продукты сгорания - газообразный СО₂ и жидкая Н₂О.

 

Дано:	Решение:
Найти	Ответ:

Задание 5  Вычислите ∆Н^о₂₉₈ хлорида аммония, если для реакции

NH_3(г) + HCI_(г) = NH₄CI_(т)

∆Н^о₂₉₈ = -176,93 кДж/моль

 

Дано:	Решение:
Найти	Ответ:

 

Вопросы для контроля

 

1. Дать понятие термодинамики.

2. Дать понятие внутренней энергии.

3. Сформулировать I-закон термодинамики.

4. Сформулировать II-закон термодинамики.

5. Дать понятие энтальпии, энтропии.

6. Дать понятие экзотермической, эндотермической реакции.

7. Сформулировать закон Гесса?

8. Сформулировать следствия из закона Гесса

 

Вывод:__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Оценка________________

Подпись преподавателя___________________

Дата____________________

Лабораторная работа № 2