Направленность химических процессов кратко

Обновлено: 05.07.2024

Многие химические реакции протекают самопроизвольно, т.е. без затрат энергии извне. Одной из движущих сил самопроизвольного химического процесса является уменьшение энтальпии системы, т.е. экзотермический тепловой эффект реакции. Другой – стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, беспорядку. Мерой хаотичности, неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, называемая энтропией (S).

При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние (нагревание, испарение, плавление) энтропия возрастает (DS>0). В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное (охлаждение, конденсация, кристаллизация) энтропия системы уменьшается (DS 0) – это суть второго закона термодинамики.

Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией (So) и имеет единицу измерения Дж/моль•К (Приложение, табл.1). Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (DSo) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

DSo = SSoпрод — SSoисх.

Энтропия вещества в газообразном состоянии существенно выше, чем в жидком и твердом состояниях, поэтому об изменении энтропии в химической реакции судят по изменению числа молей газообразных веществ. Например, в реакции

из одного моля СО2 образуется 2 моля СО, следовательно энтропия возрастает (DS>0).

В реакции образования аммиака

N2(г) + 3Н2(г) = 2NH3(г)

энтропия уменьшается, т.к. число молей NH3 меньше суммы молей N2 и Н2.

Возможность самопроизвольного протекания химического процесса определяется двумя факторами:

— стремлением к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, что сопровождается понижением энергии системы – энтальпийный фактор (DH 0).

Эти факторы объединяет функция, называемая энергией Гиббса (DG), равная:

Изменение энергии Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции:

— химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса в ходе реакции уменьшается (DG 0), протекает обратная реакция;

— химическая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. система находится в состоянии равновесия (DG=0).

Из уравнения DG=DH-T•DS следует:

— если DН 0, то всегда DG 0 и DS 0, т.е. реакция с поглощением теплоты и увеличением степени порядка невозможна ни при каких условиях;

— DH>0, DS |DH|. Эти реакции протекают при высокой температуре;

— DH 0. Условие самопроизвольного протекания реакции: |DH|>|T•DS|. Такие реакции идут обычно при низких температурах.

Температуру, при которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно определить из условия равновесия:

где Тр – температура, при которой устанавливается равновесие.

Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, называется стандартной энергией Гиббса образования вещества (DGof). Стандартная энергия Гиббса образования простых веществ принимается равной нулю.

Стандартную энергию Гиббса химической реакции (DGor) можно рассчитать как сумму стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

DGo = SDGofпрод — SDGofисх.

Пример 1. На основании стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ вычислите DG реакции, протекающей по уравнению:

СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) +2Н2О(ж).

В каком направлении будет протекать данная реакция? Рассчитайте температуру, при которой наступит равновесие.

СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) +2Н2О(ж).

DHof, кДж/моль -393,51 0 -74,85 -285,84

DSo, Дж/моль•К 213,6 130,6 186,19 69,96

На основании следствия из закона Гесса вычисляем стандартные энтальпию и энтропию реакции:

Стандартная энергия Гиббса

DGo 0, следовательно реакция при Т=298 К невозможна.

Температура, при которой становится возможным восстановление Fe2O3

Ответ. Температура начала восстановления Fe2O3 908,8 К.

Пример 3. Возможна ли реакция разложения карбоната кальция СаСО3 при температурах 900 и 1200 К?

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, перестройка электронных структур взаимодействующих частиц. 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, поглощается системой, идет на изменение ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы А:

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 определить невозможно, 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:

где ΔU - изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2.

Если U2 > U1 , то ΔU > 0. Если U2

Теплоты химических процессов, протекающих при Р,Т = const и V,T = const, называются тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ΔH 0 (Н₂> H₁). В дальнейшем тепловые эффекты выражаются через ΔH.

В основе термохимических расчетов закон Гесса (1840 г.):

Тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

В термохимических расчетах применяют чаще 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 стехиометрических коэффициентов:

ΔH 0 х.р = ΣmΔH 0 прод. –ΣnΔH 0 исх.

П р и м е р 1.Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (ΔH 0 = -393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения реакции:

вычислите теплоту образования N₂O(г).

Решение:Обозначив искомую величину через х, запишем термохимическое уравнение реакции образования N₂O из простых веществ:

Запишем также термохимическое уравнение реакции образования CO2(г) из простых веществ:

Из уравнений реакций (2) и (3) можно получить уравнение реакции (1). Для этого умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из уравнения (3). Имеем:

С(графит) + 2N₂O(г) = CO₂(г) + 2N₂(г); ΔH 0 = (-393,5 - 2х) кДж. (4)

Сравнивая уравнения (1) и (4), находим: -393,5 -2х = -557,5.

Отсюда х = 82,0 кДж/моль.

П р и м е р 2.Пользуясь данными табл. 4, вычислите ΔH 0 реакции:

2Mg(к) + СО₂(г) = 2МgО(к) + С(графит).

Решение:Стандартные энтальпии образования СО₂(г) и МgО(к) равны соответственно -393,5 и -601,8 кДж/моль (стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю). ΔH 0 реакции находим по 1 следствию закона Гесса:

ΔH 0 = 2ΔH 0 _MgO - ΔH 0 _CO2 = 2(-601,8) + 393,5 = -810,1 кДж.

П р и м е р 3.Рассчитайте теплоту сгорания метана и количество теплоты, которое выделится при сгорании 100 дм 3 этого вещества.

Решение:Под теплотой сгорания вещества подразумевают тепловой эффект реакции окисления одного моля этого соединения. В случае органического соединения продуктами окисления обычно бывают СО₂(г) и Н₂О(г).

Реакцию сгорания метана можно представить уравнением:

Используя следствие закона Гесса и стандартные энтальпии образования веществ (табл. 4), определяем изменение энтальпии при протекании реакций:

ΔH 0 х.р = ΣmΔH 0 прод. –ΣnΔH 0 исх.= ΔH 0 _СО2 + 2ΔH 0 _Н2О - ΔH 0 _СН4 =

= -393,5 + 2(-241,8) - (-74,9) = -402,2 кДж.

ΔΗ 0 = - Q, следовательно, при сгорании одного моля СН4 выделяется 402,2 кДж теплоты.

n(СН₄) = 100 дм 3 /22,4дм 3 = 4,46 моль.

Количество теплоты при сгорании 4,46 моль составит 4,46•402,2 = 1795,5 кДж.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Направление химических процессов

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 Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая - с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которая называется энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением 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., - ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, то есть ее изменение (ΔS) зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояния и не зависит от пути процесса:

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала, в частности, в сторону уменьшения ΔG. 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 процессы, для которых ΔH > 0 (эндотермические). Это возможно, когда ΔS > 0, |TΔS| > | ΔH|, и тогда ΔG 0.

Значения стандартных энтальпий образования ΔH 0 , энтропии S 0 и энергия Гиббса ΔG 0 образования некоторых веществ при 298 К (25 °С) и давлении 1атм = 101325 Па = 760 мм.рт.ст представлены в табл. 4.

ЗначенияΔН 0 , S 0 ,ΔG 0

Вещество	ΔH 0 , кДж/моль	S 0 •10 3 , Дж/моль•K	ΔG 0 , кДж/моль
Аl(кр)	0	28,33	0
Al2О3(кр)	-1675,69	50,92	-1582,27
BaCO3(кр)	-1210,85	112,13	-1132,77
BaO(кр)	-553,54	70,29	-525,84
BeO(кр)	-598,73	14,14	-596,54
С(алмаз)	1,83	2,37	2,83
С(графит)	0	5,74	0
CaCO3(кр)	-1206,83	91,71	-1128,35
CaO(кр)	-635,09	38,07	-603,46
CH4(г)	-74,85	186,27	-50,85
C2H2(г)	226,75	200,82	209,21
C2H4(г)	52,30	219,45	68,14
C₃H6(г)	-84,67	229,49	-32,93
C6H6(ж)	49,03	173,26	124,38
CH 3OH(ж)	-238,57	126,78	-166,27
C2H5OH(г)	-234,80	281,38	-167,96
C6H5NH2(ж)	31,09	192,29	149,08
СО(г)	-110,53	197,55	-137,15
СО2(г)	-393,51	213,66	-394,37
CS2(г)	116,70	237,77	66,55
CS2(ж)	88,70	151,04	64,61
Cl2(г)	0	222,98	0
Сr(кр)	0	23,64	0
Cr2O3(к)	-1140,56	82,17	-1058,97
F2(г)	0	202,67	0
Fe(кр)	0	27,15	0
FeO(кр)	-264,85	60,75	-244,30
Fe2O3(кр)	-822,16	87,45	-740,34
Fe3O4(кр)	-1117,13	146,19	-1014,17
Н2(г)	0	130,52	0
HCl(г)	-92,31	186,79	-95,30
H 2О(г)	-241,81	188,72	-228,61
H 2О(ж)	-285,83	69,95	-237,23
H 2S(г)	-20,60	205,70	-33,50
MgCO3(кр)	-1095,85	65,10	-1012,15
MgO(кр)	-601,49	27,07	-569,27
NH3(г)	-45,94	192,66	-16,48
NH4Сl(кр)	-314,22	95,81	-203,22
NO(г)	91,26	210,64	87,58
О2(г)	0	205,04	0
PbO(кр)	-217,61	68,70	-188,20
PbS(кр)	-100,42	91,21	-98,77
PCl3(г)	-287,02	311,71	-267,98
PCl5(г)	-374,89	364,47	-305,10
SO2(г)	-296,90	248,07	-300,21
TiO2(кр)	-944,8	50,33	-889,49

П р и м е р 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 упорядоченно 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. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии его кристаллов при одинаковой температуре.

П р и м е р 2.Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствущих веществ (табл. 4) вычислите ΔG0 реакции, протекающей по уравнению:

Может ли эта реакция при стандартных условиях протекать самопроизвольно?

Решение:Энергия Гиббса (ΔG 0 ) является функцией состояния и вычисляется из соотношения (2). Величины ΔH 0 и ΔS 0 находим по 1следствию закона Гесса:

ΔH 0 х.р = ΣΔH 0 прод. –ΣΔH 0 исх. = ΔH 0 _NH₄_Cl – (ΔH 0 _NH₃ + ΔH 0 _Н_Cl)=

= 314,22 - (-45,94 - 92,31) = -175,97 кДж/моль.

ΔS 0 х.р = ΣS 0 прод. –ΣS 0 исх. = S 0 _NH4Cl – (S 0 _NH3 + S 0 _Н_Cl)=

= 95,81 - (192,66 + 186,79) = -283,64 Дж/моль . К.

Так как ΔG 0 х.р 0 = 0,1387 кДж/(моль•K)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

Решение:Вычисляем ΔG 0 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 = 0:

ΔH = TΔS; T = ΔH/ ΔS = 96,61/0,1387 = 696,5 К.

Следовательно, при температуре 695,5 К начнется реакция восстановления Fe₂O₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

П р и м е р 4.Вычислите ΔH 0 х.р, ΔS 0 х.р, ΔG 0 х.р реакции, протекающей по уравнению:

Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение:ΔH 0 х.р. и ΔS 0 х.р находим из соотношений как в примере 2:

ΔH 0 х.р. = [3(-110,53) + 2•0] - [-822,16+3•0] =

= -331,56 + 822,10 = +490,57 кДж/моль;

ΔS 0 х.р = (2•27,15 + 3•197,55) - (87,45 + 3•5,74) = 542,28 Дж/моль . К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения (2):

ΔG₅₀₀ = 490,57 - 500•542,28/1000 = 219,43 кДж;

ΔG₁₀₀₀ = 490,57 - 1000•542,28/1000 = -51,71 кДж.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов. Зависимость скорости реакции от концентраций определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямопропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

Так для реакции типа: А + B «AB

закон действия масс выражается следующим уравнением:

где [A] и [B] - концентрации вступающих в реакцию веществ моль/л, k - константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ.

Для реакции типа: A + 2B «AB2 по закону действия масс можно записать:

П р и м е р 1.Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г),

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение: Обозначим концентрации реагирующих веществ:

Согласно закону действия масс скорости (υ) прямой и обратной реакции до изменения объема будут равны:

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза:

При этих концентрациях скорости прямой (υ_пр) и обратной (υ_обр) реакции примут значения:

Так как, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной - только в 9 раз, следовательно, равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.

П р и м е р 2.Напишите выражения закона действия масс для реакций:

Решение

б) Поскольку карбонат кальция - твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид: u= k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.

П р и м е р 3.Как изменится скорость реакции: 2NO(г) + O₂(г) = 2NO₂(г);

если уменьшить объем реакционной смеси в 3 раза?

Решение:До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением:

Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно:

Сравнивая выражения для u₁и u₂, находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз.

Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры может быть выражена уравнением:

ut+10/ ut = kt+10/kt = γ Δ t/10

Здесь ut и kt - скорость и константа скорости реакции при температуре t 0 C; ut+10 и kt+10 - те же величины при температуре (t + 10) 0 C; γ - температурный коэффициент скорости реакции, значение которого для большинства реакций равно 2 - 4 (правило Вант-Гоффа). В общем случае, если температура изменилась на t 0 C, последнее уравнение преобразуется к виду:

ut+ Δt/ ut = kt+ Δt/kt = γ Δ t/10

П р и м е р 4.Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75 0 C?

Решение: Поскольку Δt = 55 0 C, то обозначив скорость реакции при 20 и 75 0 C соответственно через u₁и u₂, можем записать:

П р и м е р 5.Растворение образца цинка в соляной кислоте при 20 0 C заканчивается через 27 минут, а при 40 °С такой же образец металла растворяется за 3 минуты. За какое время данный образец цинка растворится при 55 °С?

РешениеРастворение цинка в соляной кислоте описывается уравнением:

Поскольку во всех трех случаях растворяется одинаковое количество образца, то можно считать что средняя скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции. Следовательно при нагревании от 20 °С до 40 °С скорость реакции увеличивается в 27/3 = 9 раз. Это означает, что коэффициент в уравнении Вант-Гоффа

который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции uпри увеличении температуры на 10 °С, равен 3. Значит при нагревании до 55 °С скорость реакции увеличивается в 3 (55-40)/10 = 5,2, а время реакции составит 3/5,2 = 0,577 мин, или 34,6 с.

© 2014-2022 — Студопедия.Нет — Информационный студенческий ресурс. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав (0.032)

Термодинамическая вероятность состояния системы, энтропия. Энтропия как мера беспорядка в системе и критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе. Изменение энтропии при химических процессах и фазовых переходах. Факторы, определяющие направление протекания процесса. Энергия Гиббса и направленность процессов.

Необходимы е умения: прогнозировать характер изменения энтропии при протекании реакции. Вычислять изменения энтропии и энергии Гиббса реакции, соответственно, по значениям стандартных энтропии веществ и. по стандартной энергии Гиббса образования веществ.

ΔS = S2 – S1. Если S2 > S1, то ΔS > 0. Если S2

ΔG 0 х.р. = ΣΔG 0 _прод. – ΣΔG 0 _исх. (3)

ЗначенияΔН 0 , S 0 ,ΔG 0

Вещество	ΔH 0 , кДж/моль	S 0 •10 3 , Дж/моль•K	ΔG 0 , кДж/моль
Аl(кр)	28,33
Al2О3(кр)	-1675,69	50,92	-1582,27
BaCO3(кр)	-1210,85	112,13	-1132,77
BaO(кр)	-553,54	70,29	-525,84
BeO(кр)	-598,73	14,14	-596,54
С(алмаз)	1,83	2,37	2,83
С(графит)	5,74
CaCO3(кр)	-1206,83	91,71	-1128,35
CaO(кр)	-635,09	38,07	-603,46
CH4(г)	-74,85	186,27	-50,85
C2H2(г)	226,75	200,82	209,21
C2H4(г)	52,30	219,45	68,14
C₃H6(г)	-84,67	229,49	-32,93
C6H6(ж)	49,03	173,26	124,38
CH 3OH(ж)	-238,57	126,78	-166,27
C2H5OH(г)	-234,80	281,38	-167,96
C6H5NH2(ж)	31,09	192,29	149,08
СО(г)	-110,53	197,55	-137,15
СО2(г)	-393,51	213,66	-394,37
CS2(г)	116,70	237,77	66,55
CS2(ж)	88,70	151,04	64,61
Cl2(г)	222,98
Сr(кр)	23,64
Cr2O3(к)	-1140,56	82,17	-1058,97
F2(г)	202,67
Fe(кр)	27,15
FeO(кр)	-264,85	60,75	-244,30
Fe2O3(кр)	-822,16	87,45	-740,34
Fe3O4(кр)	-1117,13	146,19	-1014,17
Н2(г)	130,52
HCl(г)	-92,31	186,79	-95,30
H 2О(г)	-241,81	188,72	-228,61
H 2О(ж)	-285,83	69,95	-237,23
H 2S(г)	-20,60	205,70	-33,50
MgCO3(кр)	-1095,85	65,10	-1012,15
MgO(кр)	-601,49	27,07	-569,27
NH3(г)	-45,94	192,66	-16,48
NH4Сl(кр)	-314,22	95,81	-203,22
NO(г)	91,26	210,64	87,58
О2(г)	205,04
PbO(кр)	-217,61	68,70	-188,20
PbS(кр)	-100,42	91,21	-98,77
PCl3(г)	-287,02	311,71	-267,98
PCl5(г)	-374,89	364,47	-305,10
SO2(г)	-296,90	248,07	-300,21
TiO2(кр)	-944,8	50,33	-889,49

NH3(г) + НСl(г) = NH4Cl(кр).

Может ли эта реакция при стандартных условиях протекать самопроизвольно?

ΔH 0 х.р = ΣΔH 0 прод. –ΣΔH 0 исх. = ΔH 0 _NH₄_Cl – (ΔH 0 _NH₃ + ΔH 0 _Н_Cl)=

= 314,22 - (-45,94 - 92,31) = -175,97 кДж/моль.

ΔS 0 х.р = ΣS 0 прод. –ΣS 0 исх. = S 0 _NH4Cl – (S 0 _NH3 + S 0 _Н_Cl)=

= 95,81 - (192,66 + 186,79) = -283,64 Дж/моль . К.

Так как ΔG 0 х.р 0 = 0,1387 кДж/(моль•K)? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3?

Решение:Вычисляем ΔG 0 реакции:

ΔG = ΔH - TΔS = 96,61 - 298•0,1387 = +55,28 кДж.

Найдем температуру, при которой ΔG 0 = 0:

ΔH = TΔS; T = ΔH/ ΔS = 96,61/0,1387 = 696,5 К.

Следовательно, при температуре 695,5 К начнется реакция восстановления Fe2O3. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

П р и м е р 4.Вычислите ΔH 0 х.р, ΔS 0 х.р, ΔG 0 х.р реакции, протекающей по уравнению:

Fe2O3(кр) + 3С(графит) = 2Fe(кр) + 3CO(г).

Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение:ΔH 0 х.р. и ΔS 0 х.р находим из соотношений как в примере 2:

ΔH 0 х.р. = [3(-110,53) + 2•0] - [-822,16+3•0] =

= -331,56 + 822,10 = +490,57 кДж/моль;

ΔS 0 х.р = (2•27,15 + 3•197,55) - (87,45 + 3•5,74) = 542,28 Дж/моль . К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения (2):

ΔG500 = 490,57 - 500•542,28/1000 = 219,43 кДж;

ΔG1000 = 490,57 - 1000•542,28/1000 = -51,71 кДж.

Так как ΔG500 > 0, а ΔG1000 0).

Так для реакции типа: А + B « AB

закон действия масс выражается следующим уравнением:

Для реакции типа: A + 2B « AB2 по закону действия масс можно записать:

П р и м е р 1.Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г),

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение:Обозначим концентрации реагирующих веществ:

[SO2] = a, [O2] = b, [SO3] = c.

Согласно закону действия масс скорости (υ) прямой и обратной реакции до изменения объема будут равны:

[SO2] = 3a, [O2] = 3b; [SO3] = 3c.

При этих концентрациях скорости прямой (υ_пр) и обратной (υ_обр) реакции примут значения:

П р и м е р 2.Напишите выражения закона действия масс для реакций:

а) 2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г);

б) СaCO3(кр) = CaO(кр) + CO2(г).

Решение

б) Поскольку карбонат кальция - твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид: u = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.

П р и м е р 3.Как изменится скорость реакции: 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г);

если уменьшить объем реакционной смеси в 3 раза?

Решение:До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением:

Сравнивая выражения для u₁ и u₂, находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз.

ut+10/ ut = kt+10/kt = γ Δ t/10

ut+ Δt/ ut = kt+ Δt/kt = γ Δ t/10

Решение:Поскольку Δt = 55 0 C, то обозначив скорость реакции при 20 и 75 0 C соответственно через u₁ и u₂, можем записать:

u₂ / u₁ = 2,8 55/10 = 2,8 5,5 = 240,95

РешениеРастворение цинка в соляной кислоте описывается уравнением:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑.

который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции u при увеличении температуры на 10 °С, равен 3. Значит при нагревании до 55 °С скорость реакции увеличивается в 3 (55-40)/10 = 5,2, а время реакции составит 3/5,2 = 0,577 мин, или 34,6 с.

Направление протекания химического процесса определяется двумя факторами: изменением энтальпии и изменением энтропии. С одной стороны, любая система стремится к возрастанию энтропии, а, с другой - она же стремится к уменьшению энтальпии. Возможность протекания процесса зависит от того, какой вклад составляющих - энтальпийной и энтропийной - в энергию Гиббса окажется больше. [1]

Направление протекания химического процесса определяется двумя факторами: изменением энтальпии и изменением энтропии. Возможность протекания процесса зависит от того, какой вклад составляющих - энтальпийной или энтропийной - в изобарный потенциал окажется больше. [2]

Направление протекания химического процесса определяется двумя факторами: изменением энтальпии и изменением энтропии. [3]

Направление протекания химического процесса определяется двумя факторами: изменением энтальпии и изменением энтропии. С одной стороны, любая система стремится к возрастанию энтропии, а, с другой - она же стремится к уменьшению энтальпии. Возможность протекания процесса зависит от того, какой вклад составляющих, энтальпийнои и энропийнои - в изобарный потенциал окажется больше. [4]

Направление протекания химического процесса определяется двумя факторами: изменением энтальпии и изменением энтропии. С одной стороны, любая система стремится к возрастанию энтропии, а, с другой - она же стремится к уменьшению энтальпии. Возможность протекания процесса зависит от того, какой вклад составляющих - энталышйной и энтропийной - в энергию Гиббса окажется больше. [5]

Изучает возможности и направления протекания химических процессов и энергетические соотношения при этих процессах. Отвечает на вопросы, когда и при каких условиях возможен данный химический процесс, до каких пор он может идти, нужна ли для его протекания энергия или она будет выделяться. [6]

Для некоторых реакций этот принцип действительно позволяет предвидеть направление протекания химического процесса . Однако вскоре после его утверждения была показана ограниченность этого эмпирического правила. Оказалось, что большое число эндотермических реакций может протекать самопроизвольно. Кроме того, работами Н. Н. Бекетова было доказано, что некоторые реакции, протекающие с выделением теплоты при одних условиях, при других условиях протекают с ее поглощением. [7]

Таким образом, возрастание энтропии может служить критерием для определения направления протекания необратимых химических процессов в изолированных системах. [8]

Широкое применение аппарата теории вероятности, изучающей закономерности однородных массовых явлений, и возникшей на ее базе математической статистики позволило, в частности, на основании спектральных и других данных рассчитать такие важнейшие термодинамические свойства вещества, как S, F, H, U, G и др. Знание этих функций состояния имеет огромное значение для определения возможности и направления протекания химического процесса , характера получаемых продуктов. [9]

Из изложенного следует, что вопрос о положении равновесия химической реакции тесно связан с вопросом о направлении химического процесса. Изучением химического равновесия и направления протекания химического процесса занимается раздел физической химии, получивший название химическая термодинамика. [10]

При решении конкретных задач по расчету равновесного химического состава изолированных систем поступают следующим образом. Сначала делают предположение о направлении протекания возможного химического процесса , потом определяют интервал изменения химической переменной, затем этот интервал разбивают на некоторое число малых частей. Для каждой точки разбиения последовательно проводят расчет энтропии. Далее анализируют зависимость энтропии системы от химической переменной. Если эта зависимость носит возрастающий характер, то процесс может пойти в рассматриваемом направлении. Равновесное состояние системы определяется положением максимума энтропии. [12]

Через свойства устанавливается связь между строением вещества и закономерностями химических реакций, в которые оно вступает. Выявление этих многочисленных причинно-следственных связей позволяет убедительно объяснить и обоснованно прогнозировать свойства веществ и направление протекания химических процессов . Именно такой подход способствует проблемному обучению, так как проблемные ситуации, естественно, возникают при выявлении связей между разными понятиями или разными сторонами одного и того же понятия. [13]

Строение вещества рассматривается на основе представлений квантовой химии. При изложении теории химических процессов широко используются понятия химической термодинамики, в частности детально рассмотрено значение величин AG, АЯ и AS0 для решения вопроса о направлении протекания химических процессов . В третьей, части систематически представлена химия элементов. При этом главное внимание уделено соединениям, имеющим значительное практическое применение, знание свойств которых необходимо химику-технологу. Сведения о других соединениях, а также о физико-химических свойствах веществ сосредоточены в основнвм в дополнениях к разделам. [14]

Третий закон термодинамики определяет начальное значение энтропии: энтропия идеального кристалла индивидуального вещества с идеальной кристаллической решеткой при температурах в окрестности абсолютного нуля равна нулю. По табличным значениям энтропии проводятся расчеты равновесных состояний или равновесных смесей веществ, а также формулируется положение о направлении протекания химических процессов . [15]

Читайте также: