Протекают с выделением тепла Протекают с поглощением тепла
(теплосодержание системы (теплосодержание системы
уменьшается) возрастает)
|
|
 | |||
 | |||
Закон Гесса»:тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции, а зависит от начального и конечного состояния системы.
С + О2 DH1 СО2 DН1 = DН2 + DН3
гр. г. г. DН2 = DН1 - DН3
+ DН3
½ Изменение энергии (DН) часто изображают треу -
O2 О2 гольником, стороны которого – разные пути проте -
DН2 ½ кания реакции(DН2 нельзя непосредственно изме -
СО(г) + рить в лаборатории)
Первое следствие из закона Гесса:
|
n – стехиометрический коэффициент
DН °обр. – стандартная теплота образования –
- тепло, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моль сложного вещества из простых молекул или атомов.
DН °обр. (кДж/моль)– справочная величина.
Система–материальный объект, состоящий из большого числа частиц, обособленный от окружающей среды физическими и воображаемыми границами.
 |
Системы
 |  |
Изолированная Открытая
(модельная, теоретическая) – нет (реальная) – есть теплообмен с
теплообмена с окружающей средой окружающей средой энергией и
веществом
изоляция
 |  | ||||
 |
Энтропия - D S = DQ Чем тело больше нагрето, тем вероятнее,
T что оно будет охлаждаться сильнее.
 |
Изменение энтропии в изолиро – Изменение свободной энергии
ванной системе. (энергии Гиббса), изобарно-
DSA = - QA изотермический потенциал для
TA реальных систем
DGх.р. – критерий самопроизвольного
тепло, которое протекания химической реакции.
|
лу В.
DSв = + QВ - тепло, которое тело
TВ В получает. DGх.р. – свободная энергия.
-QA = QB так как теплообмен воз- DНх.р. – полная энергия (энтальпий-
можен только между телами. ный фактор)
DS системы = DSА + DSВ = - QA + QB Т *DS – связанная энергия (энтропий-
TA TB ный фактор)
DS системы = QB (1 – 1 ) 1. Химическая реакция возможна,если
TB TA DGх.р. < 0.
>0 >0 2. Химическая реакция невозможна,
|
3. В системе наступило равновесие,
«Второй закон термодинамики» если DGх.р. = 0.
В изолированных системах самопроиз
вольно иду только такие процессы, в
которых энтропия возрастает.
DS > 0
Энтропия - DS – мера беспорядка в си-
стеме (справочная величина)
DSобр. – Дж/моль *К
Открытая система
Рассчёт DGх.р.
Произвольные Стандартные
условияусловия
 |
Пользуясь первым следствием из закона
Гесса рассчитывают DНх.р., DSх.р., DGх.р.
DSх.р. = S n DS°обр. - S m DS°обр.
прод.р. исх. в-в
В справочнике: DН°обр., DS°обр., DG°обр.
 |
РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ:
«ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
Задача №1
Определите теплоту образования хлорида аммония, если для реакции: NH3(Г) + HCl (Г) = NH4Cl, DНх.р. = - 176 кДж
и известны теплоты образования: DН°обр. (NH3) = - 46,19 кДж/моль
DН°обр. (HCl) = -92,30 кДж/моль
Решение
Запишем термохимическое уравнение реакции:
NH3(Г) + HCl (Г) = NH4Cl, DНх.р. = - 176 кДж
DН°обр. - 46,19 - 92,30 ?
кДж/моль
Согласно следствию из закона Гесса:
DНх.р. = DН°обр.(NH4Cl) – [DН°обр.(NH3) + DН°обр.(HCl)]
Подставляем данные в следствие из закона Гесса.
-176,9 = DН°обр.(NH4Cl) – [(- 46,19) + (-92,30)];
-176,9 = DН°обр.(NH4Cl) + 138,49;
Отсюда DН°обр.(NH4Cl) = -176,9 - 138,49 = - 315,36 кДж/моль
Ответ: DН°обр.(NH4Cl) = - 315,36 кДж/моль.
Задача №2
Определите тепловой эффект реакции, используя стандартные значения теплот образования веществ: SO3 + 2 KOH = K2SO4 + H2O(ж)
DHобр. SO3 = - 395,2 кДж/моль;
KOH = -425,93 кДж/моль;
H2SO4 = - 1433,44 кДж/моль;
Н2О = -285,84 кДж/моль.
Решение
Запишем термохимическое уравнение реакции:
SO3 + 2 KOH = K2SO4 + H2O(ж)
DН°обр. - 395,2 - 425,93 -1433,44 -285,84
кДж/моль
Согласно следствию из закона Гесса:
DНх.р. = [(DН°обр.K2SO4 + DН°обр.H2O)] – [DН°обр.SO3 + 2 *DН°обр.KOH]
Подставляем данные в следствие из закона Гесса:
DНх.р. = [(-1433,44) + (-285,84)] – [(-395,2) + 2 *(-425,93)] = -472,22 кДж.
/р. экзотермическая/
Ответ: DН°х.р. = -472,22 кДж.=> р. экзотермическая.