Энергия гиббса и направленность химических реакций кратко

Обновлено: 07.07.2024

ΔG- равно максимальной работе, которую может совершить система при равновесном проведении процесса в изобарно-изотермических условиях.

Химическая реакция возможна, если энергия Гиббса уменьшается, т.е. ΔG 0. Реакция обратима, если ΔG=0

Примеры решения задач.

Задачи для самостоятельного решения

Пример 1. Что имеет большую энтропию: 1 моль кристаллического вещества или I моль его парой 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. 1 моль газа имеет гораздо больший объем, чем 1 моль кристалла, и возможность хаотичного движении 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 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе СН4 (г) + С02 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г)?

Решение: для ответа на поставленный вопрос следует вычислить ΔG°₂₉₈ прямой реакции соответствующих веществ даны в приложении

1. Зная, что ΔG есть функция состояния и что ΔG для простых веществ, находящихся в агрегатных состояниях, устойчивых при стандартных условиях, равны нулю, находим ΔG°₂₉₈ процесса:

ΔG°₂₉₈ = 2(-137,27) + 2(0) – (-50,79 – 394,38) = + 170,63 кДж.

То, что ΔG °₂₉₈ > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 1*10 5 ПА.

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропии веществ(табл.3) вычислите ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

Решение: ΔG 0 = ΔH 0 - TΔS 0 ; ΔH и ΔS — функции состояния, поэтому

ΔН 0 _х.р.= (393,51 + 0) – (-110,52 – 285,84) = +2,85 кДж

ΔG 0 = +2,85 – 298 (0,07639) = -19,91 кДж.

Пример 4. Восстановление Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ΔS = 0,1387 кДж/моль*град? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O_з?

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:

ΔH = TΔS; T = ΔH = 96,61 = 696,5 K.

Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fe₂O₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

2.4. Задачи для самостоятельного решения:

1. Теплоты образования ΔН °₂₉₈ оксида и диоксида азота соответственно равны +90,37 кДж и + 33,85 кДж. Определите ΔS °298 и ΔG °₂₉₈ для реакций получения NO и NO₂ из простых веществ. Можно ли получить эти оксиды при стандартных условиях? Какой из оксидов образуется при высокой температуре? Почему?

Ответ: +11,94 Дж/моль * град; - 60,315 Дж/моль* град; +86,81 кДж; + 51,82кДж.

2. При какой температуре наступит равновесие системы:

Что является более сильным окислителем: хлор или кислород в этой системе и при каких температурах?

3. Восстановление Fe₃О₄, оксидом углерода идет по уравнению

Вычислите ΔG°₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ΔS°₂₉₈ в этом процессе?

Ответ: +21,19 кДж; 31,34 Дж/моль* град.

4. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

Вычислите ΔG°₂₉₈ и ΔS°₂₉₈ и объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции.

Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/моль* град.

5. Уменьшается или увеличивается энтропия на переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ΔS°₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/моль* град, б) —3,25 Дж/моль*град.

6. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция, протекающая по уравнению

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ΔG °₂₉₈ реакции.

7. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

Ответ мотивируйте, вычислив ΔG°₂₉₈ прямой реакции.

8. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

9. При какой температуре наступит равновесие системы

CO(г) + 2H₂(г) == CH₃OH(ж) ; ΔH = - 128,05 кДж.

10. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению

При какой температуре начнется эта реакция?

11. Определитe ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

Вычисления сделайте на основании стандартных теплот и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях.

Ответ: -959,86 кДж.

12. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: -130,85 кДж.

1З. Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из ΔS°₂₉₈ соответствующих газов, так как ΔS с изменением температуры изменяется незначительно. Чем можно объяснить отрицательные значения ΔS?

Ответ: -198,26 Дж/моль* град.

14. Какие из карбонатов: BeCO₃, СаСО₃ или ВаCО₃ можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив ΔG°₂₉₈ реакций.

Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.

© 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 (0.007)

Чтобы дать ответ на вопрос о возможности протекания той или иной реакции, о ее направлении и глубине необходимо снова воспользоваться II – законом термодинамики, который может быть сформулирован следующим образом: любой самопроизвольно протекающий процесс, а также и химическая реакция, идет в том направлении, которое сопровождается уменьшением свободной энергии в системе (при постоянных температуре и давлении) или энергии Гельмгольца (при постоянных температуре и объеме).

Свободная энергия или Энергия Гиббса G – это та часть всей энергии системы, которую можно использовать для совершения максимальной работы.

Энергия Гельмгольца A — это та часть внутренней энергии системы, также определяющая работоспособность и может быть применена для совершения максимальной работы.

При протекании химических реакций единовременно совершаются два направления: стремление простых частиц объединиться в более сложные, а также стремление сложных частиц к распаду на более простые.

Они не зависят друг от друга и их величины противоположны, и процесс идет в сторону той реакции, при которой изменение величины больше. Разность между этими величинами определяет свободную энергию реакции (при постоянных температуре и давлении). Ее изменение в реакции определяется разностью сумм энергий Гиббса конечных продуктов реакции и исходных веществ:

При постоянных температуре и давлении изменение энергии Гиббса связано с энтальпией и энтропией следующим выражением:

Здесь изменение энергии Гиббса учитывает одновременно изменение энергетического запаса системы и степень ее беспорядка (самопроизвольность протекания процесса).

Т.к. энергия Гиббса является мерой самопроизвольности протекания процесса, то между знаком ΔG для любой реакции и ее самопроизвольным протеканием (при постоянных температуре и давлении) существуют такие зависимости:

Если ΔG отрицательно (ΔG 0), то реакция протекать самопроизвольно в прямом направлении не может. Однако обратная реакция идет самопроизвольно.

Энтальпийный и энтропийный факторы и направление процесса

Выясним, как функция свободной энергии зависит от изменений энтропии и энтальпии идущего процесса. Вернемся к выражению, связывающему энергию Гиббса с энтальпией и энтропией:

Без энтропийных факторов все экзотермические реакции (ΔH˂0) должны были быть самопроизвольными. Но энтропийный фактор, который определяется величиной – TΔS, может привести к росту или, наоборот, к падению способности самопроизвольного протекания.

Так, при ΔS>0, член – TΔS вносит отрицательный вклад в общую величину ΔG, следовательно он повышает возможность реакции протекать самопроизвольно.

Изменение энергии Гиббса. Для удобства принято сравнивать значения ΔG при стандартных условиях – концентрации равны 1 моль/л, парциальное давление газообразных веществ равно 101,3 кПа, температура 298,15 К. Тогда свободную энергию обозначают через ΔG 0 , на основе значений которой можно вычислить изменение энергии Гиббса химической реакции:

Величина ΔG 0 _р-ции позволяет определить, будет ли данная реакция, находящаяся в стандартных условиях, протекать самопроизвольно в прямом или обратном направлении. Аналогично теплоте образования, энергии Гиббса образования простых веществ равны нулю.

Энергия Гельмгольца системы с определенной внутренней энергией (U), энтропией (S) при абсолютной температуре (Т) определяется уравнением:

Изменение энергии Гельмгольца для процессов (при постоянных температуре и объеме) можно определить соотношением:

ΔA — величина, которая не зависит от пути, а зависит только от исходного и конечного состояния системы, т.е. ΔA также, как и другие рассмотренные термодинамические величины, является функцией состояния.

Энергия Гельмгольца подобно энергии Гиббса связана с самопроизвольностью протекания процесса. Если допустить, что система изолирована, а объем и температура постоянны, то самопроизвольно будут протекать только те процессы, при которых А уменьшается.

Таким образом, при ΔA 0 – в обратном направлении,

а при ΔA=0 система находится в состоянии равновесия.

Энергию Гельмгольца и энергию Гиббса в стандартных состояниях можно связать с константой равновесия:

Где R– универсальная газовая постоянная, K – константа равновесия, Т – абсолютная температура.

Если K>>1, т.е. реакция идет в прямом направлении, то ΔG 0 ˂˂0.

Если K 0 >>0

Если K=1, то ΔG 0 =0

В случае химической реакции, протекающей в гальваническом элементе при стандартных условиях ΔG 0 можно связать с ЭДС гальванического элемента следующим соотношением:

ΔG 0 =-nFE 0 , где

nF – количество прошедшего электричества

E 0 – электродвижущая сила, при условии что все вещества, принимающие участие в реакции, находятся в стандартном состоянии.

При самопроизвольном протекании процесса, его ΔG 0.

Порог реакционной способности веществ для большинства реакций имеет значение ΔG 0 ≈41 кДж/моль.

То есть, если ΔG 0 0 >+41 кДж/моль, то процесс неосуществим в любых реальных и стандартных условиях.

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TΔS) и энтальпийный (ΔH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (G):

Из этого выражения следует, что , то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии (TΔS), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы, её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты (ΔG) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

При ΔG 0 не может, Если же ΔG = 0- состояние равновесия.

Существует полезное соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса в ходе химической реакции с еёконстантой равновесия :

Вообще говоря, любая реакция может быть рассмотрена как обратимая (даже если на практике она таковой не является). При этом константа равновесия определяется как

где — константа скорости прямой реакции, — константа скорости обратной реакции.

DG 0 — несамопроизвольная реакция (самопроизвольна обратная реакция).

изменение свободной энергии Гиббса учитывает изменение энтальпии и изменение энтропии реакционной системы. Отметим, что энтропийный член включает в качестве множителя абсолютную температуру. Этот множитель позволяет учесть, что при высоких температурах материальные системы более раз-упорядочены, чем при низких температурах.

Из второго закона термодинамики следует, что для самопроизвольного протекания реакции требуется, чтобы полное изменение энтальпии в реакционной системе и ее окружении Л5поля было положительным. Поскольку абсолютная температура всегда принимает только положительные значения, из уравнения (23) следует, что для самопроизвольной реакции изменение свободной энергии ΔG должно иметь отрицательное значение Другими словами, если самопроизвольная реакция протекает при постоянной температуре и постоянном давлении, свободная энергия системы должна уменьшаться.

Стандартной молярной свободной энергией образования называется изменение свободной энергии Гиббса, которым сопровождается образование одного моля вещества из входящих в него элементов в их стандартных состояниях. Свободная энергия Гиббса измеряется в тех же единицах, что и обычная энергия; размерность молярной свободной энергии: кДж/моль.

Обращает на себя внимание тот факт, что свободные энергии образования для твердых веществ имеют намного большие значения, чем для газов.

Стандартное изменение свободной энергии для химической реакции, или короче, стандартную свободную энергию реакции, можно вычислить двумя способами. Во-первых, ее можно вычислить по свободным энергиям образования продуктов и реагентов с помощью следующего уравнения:

10) Направление химической реакции. Принципиальная возможность протекания процесса.

Движущие силы химической реакции обусловлены ее стремлением к уменьшению запаса энергии, т.е. к уменьшению энтальпии при p = const и ее стремлением к увеличению энтропии.
В ходе химической реакции участвующие частицы перегруппировываются таким образом, чтобы уменьшалась энергия системы; это проявляется в их сближении и взаимодействии. Вместе с тем реагирующие частицы обладают отчетливой тенденцией к беспорядочному расположению. Эти два фактора обусловливают химическую обратимость реакций; преобладающее направление реакции определяется значением и знаком величин ΔH и ΔS.

критерием самопроизвольного протекания химических реакций является отрицательное значение энергии Гиббса: ΔG

Для обратимых реакций можно найти такое значение температуры, при которой K = 1 и ΔG° = 0. При этой температуре (она обозначается так: T_↔) протекание прямой и обратной реакции равновероятно; эта температура называется температурой равновесия протекания реакции.

Между энергией Гиббса реакции и константой равновесия существует соответствие:

Таким образом, преобладающее направление протекания обратимой реакции определяется знаком энергии Гиббса; практически важное прямое направление реакции, т.е. сдвиг равновесия в сторону образования продуктов преобладает при условии ΔG_T > 1.

Для кислотно-основных реакций, протекающих в водном растворе, величина ΔG°_T определяется выражением:

ΔG°_T = 2,3RT(pK_kI - pK_kII)

где pK_kI = -lgK_kI и pK_kII = -lgK_kII; K_kI - константа кислотности реагента - кислоты (справочное значение), K_kII - константа кислотности реагента - основания (справочное значение).

Для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе, величины ΔG°_T рассчитывают по соотношению:

ΔG°_T = z_eF(E°_Ox - E°_Red)

где
z_e - число электронов, переданное от восстановителя к окислителю в реакции;
E°_Ox - стандартный потенциал окислителя (справочная величина);
E°_Red - стандартный потенциал восстановителя (справочная величина);
F - постоянная Фарадея (96485 Кл).

Принципиальная возможность протекания этих реакций в указанном направлении определяется соотношением между обратимым потенциалом соответствующей реакции ( рассчитываемым по термодинамическим данным) и электродным потенциалом металла в заданной по составу и температуре среде.

11. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Порядок и молекулярность реакции. Энергия активации. Катализ.

При ΔG 0 не может, Если же ΔG = 0- состояние равновесия.

где — константа скорости прямой реакции, — константа скорости обратной реакции.

DG 0 — несамопроизвольная реакция (самопроизвольна обратная реакция).

10) Направление химической реакции. Принципиальная возможность протекания процесса.

Для кислотно-основных реакций, протекающих в водном растворе, величина ΔG°_T определяется выражением:

ΔG°_T = 2,3RT(pK_kI - pK_kII)

ΔG°_T = z_eF(E°_Ox - E°_Red)

ЭНЕРГИЯ ГИББСА: ОТКРЫТИЕ, ЗНАЧЕНИЕ, МЕТОДЫ ИЗМЕРЕНИЯ

Текст работы размещён без изображений и формул.
Полная версия работы доступна во вкладке "Файлы работы" в формате PDF

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж).

1 Основные понятия энергии Гиббса

Классическим определением энергии Гиббса является выражение:

где U – внутренняя энергия, P – давление, V – объем, T – абсолютная температура, S – энтропия.

Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных — через давление p и температуру T:

Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так:

dG = - S dT + V dP + dN.

Здесь – химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему еще одну частицу.

Правило фаз Гиббса в термодинамике: число равновесно сосуществующих в какой-либо системе фаз не может быть больше числа образующих этих фаз.

Эенергия Гиббса: (изобарно-изотермический потенциал, свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H — T·S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы. Названа по имени Дж. У. Гиббса.

Термодинамические потенциалы , функции объема, давления, температуры, энтропии, числа частиц и других независимых макроскопических параметров, характеризующих состояние термодинамической системы. К потенциалам термодинамическим относятся внутренняя энергия, энтальпия, изохорно-изотермический потенциал (Гельмгольца энергия), изобарно-изотермический потенциал (Гиббса энергия). Зная какие-либо потенциалы термодинамические как функцию полного набора параметров, можно вычислить любые макроскопические характеристики системы и рассчитать происходящие в ней процессы.

Распределение Гиббса: каноническое, распределение вероятностей различных состояний макроскопической системы с постоянным объемом и постоянным числом частиц, находящейся в равновесии с окружающей средой заданной температуры; если система может обмениваться частицами со средой, то распределение Гиббса называется большим каноническим. Для изолированной системы справедливо Гиббса распределение микроканоническое, согласно которому все микросостояния системы с данной энергией равновероятны. Названо по имени открывшего это распределение Дж. У. Гиббса.

2 Значение энергии Гиббса

Самопроизвольность протекания процессов в системах открытого и закрытого типов описывается через специальный критерий, получивший название энергии Гиббса. Он является функцией состояния. Д.У. Гиббс, работая с термодинамическими системами, сумел вывести ее через энтропию и энтальпию. Энергия Гиббса, в частности, позволяет предсказывать направленность протекания самопроизвольных биологических процессов и оценивать их теоретически достижимый КПД.

Если применить выводы Гиббса ко второму термодинамическому закону, то формулировка будет следующей: при постоянных (const) давлении и температуре без внешнего воздействия система может поддерживать самопроизвольное протекание лишь таких процессов, следствием которых является уменьшение уровня энергии Гиббса до значения, которое наступает при достижении ею установившегося минимума. Равновесие любой термодинамической системы означает неизменность указанной энергии (минимум). Поэтому энергия Гиббса представляет собой потенциал (свободную энтальпию) в изобарно-изотермических системах. Поясним, почему указан именно минимум. Дело в том, что это одно из важнейших постулатов равновесия в термодинамике: данное состояние при неизменности температуры и давления означает, что для очередного изменения необходимо увеличить уровень энергии, а такое возможно лишь при смене каких-либо внешних факторов.

Буквенное обозначение – G. Численно равна разности между известной энтальпией и значением произведения температуры на энтропию. То есть энергия Гиббса может быть выражена через следующую формулу:

где S – энтропия системы, t – температура термодинамическая, H – энтальпия.

Энтропия системы в данную формулу включена для того, чтобы учитывать тот факт, что высокая температура приводит к уменьшению упорядоченного состояния системы (беспорядок), а низкая же – наоборот.

Так как и Гиббсова энергия, и энтальпия – одни из функций системы в термодинамике, то посредством изменения G или H можно охарактеризовать протекающие химические превращения. Если приводится уравнение реакции и изменение энергии Гиббса, то его относят к классу термохимических.

Применительно к этой энергии может быть сформулировано Правило Гесса: если давление и температура неизменны, то создание новых веществ из первоначальных (базовых реагентов) приводит к тому, что энергия в системе изменяется, при этом вид происходящих реакций и их количество на результат никак не влияют.

Если в процессе протекания химической реакции на систему оказывается внешнее воздействие (совершается работа), то значение энергии Гиббса увеличивается. Такие реакции относят к эндергоническим. Соответственно, если сама система совершает работу, затрачивая энергию, то речь идет о экзергонических проявлениях.

Понятие Гиббсовой энергии нашло широчайшее применение в современной химии. К примеру, синтез полимеров основан на реакциях присоединения. При их проведении несколько частиц объединяются в одну, при этом значение энтропии уменьшается. Основываясь на формуле Гиббса, можно утверждать, что внешнее воздействие (например, высокотемпературное) может обратить подобную экзотермическую реакцию присоединения, что и подтверждается на практике [2].

3 Методы измерения энергии Гиббса

Существует значительное число способов расчета изобарно- изотермического потенциала. Это объясняется тем, что для расчета Δσot необходимо в соответствии с уравнением (1.6) знать ΔН оt и ΔS оt. Если учесть, что эти величины в свою очередь связаны с температурой уравнением теплоемкости (Ср = f(Т)), то становится понятным, что вычисление Δσot является довольно сложной задачей и требует знания этих величин для каждого компонента, входящего в уравнение реакции. Следует отметить, что для большинства веществ величины Δσot, ΔSot, ΔНot, а также коэффициенты уравнения Ср = а + bТ + с/Т2 обобщены и приведены в таблицах различных справочников [1]. Поскольку в данных справочниках все величины даны в калориях, расчеты выполнены с учетом этих величин. В связи с изложенным рассмотрим расчет Δσo t реакции окисления сернистого ангидрида в серный SО2 + 0.5О2 ↔ SО3 наиболее распространенным методом. В таблице1 приведены исходные термодинамические данные для всех компонентов реакции:

Т а б л и ц а 1 – Термодинамические величины реакции окисления

Компонент реакции ΔНо 298 ккал/моль Δσо 298 Ккал/моль Sо 298 Кал/(моль*град) Ĉр кал /(моль *град 298 - 600

SO2 70,96 71,748 59,30 10,76

O2 0 0 49,03 7,22

SO3 94,45 88,69 61,24 14,84

По значениям стандартных величин ΔНo 298 и So 298

Δσo298 = ΔНo298 – ТΔSo298

Изобарно-изотермический потенциал реакции

Δσo298 = [–94.45 – (–70.96) – 0.298 (61.24 – 0.5 · 49.03 – 59.30] = –16.76 ккал,

что хорошо согласуется с расчетом по закону Гесса:

Δσo298 = –88.69 – (–71.748) = –16.94 ккал

При наличии в справочниках величины средней теплоемкости ΔĈр в исследуемом температурном интервале Δσo 298 определяют

Δσot = ΔНo298 + Δ Ĉр( Т – 298) – Т ΔSo298 – Т ĈрlnТ/298 (1)

Это уравнение неприменимо для расчета Δσo Т в растворах, даже в узком температурном интервале.

Пример 1. Определить Δσ600 для вышеприведенной реакции, если значения Ĉр600 для SО2 О2, SО3 составляют 10.76; 7.22; 18.84 кал/(моль*град). Для решения использовать значение ΔН0 298 и S0 298 из таблицы 1.

Δσ600 = [–94.45 –(–70.96) ] +[(18.84 – 0.5 · 7.22 – 10.76) · (600 – 298)] – – 600 (61.24 – 0.5 · 49.03 – 59.30) – 600 · 4.47 ln400/298 = = –23.49 + 1.349 + 13.545 – 1.876 = –10.472 ккал/моль.

Читайте также: