Контрольное задание по теме «Энтальпия». Рассчитайте стандартную энтальпию.
Написать полный конспект. Решить свой вариант к 10 декабря 2020г.
Основы химической термодинамики.
Энтальпия.
Термодинамика – наука, изучающая превращение различных форм энергии друг в друга и устанавливающая законы этих превращений.
Базируется термодинамика на двух основных законах, именуемых первым и вторым началами термодинамики.
Подразделяется на следующие разделы:
1. Общая (физическая) термодинамика: изучает общие законы превращения энергии.
2. Техническая термодинамика: превращение теплоты и механической работы в тепловых машинах.
3. Химическая термодинамика: превращение различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, кристаллизации, адсорбции и др.
По У. Томсону от 1851г. наука, о зависимости направления и пределов превращения веществ от условий, в которых они находятся.
Химическая термодинамика широко использует общие положения и выводы термодинамики. Имеются несколько формулировок первого закона термодинамики. Но все они выражают одну суть. Неуничтожимость и эквивалентность энергии при переходе различных форм энергии друг в друга. Энергия из ничего не возникает и бесследно не исчезает: переходит из одной формы в другую в эквивалентных отношениях.
Вечный двигатель первого рода невозможен: невозможно создать такую машину, которая производила бы работу без подведения энергии из вне.
|
|
|
Типы термодинамических систем по характеру обмена веществом и энергией с окружающей средой:
1. Изолированная система – не обменивается со средой ни веществом, ни энергией (Δm = 0; ΔE = 0) - термос. В изолированной системе сумма всех видов энергии постоянна.
2. Закрытая система – не обменивается со средой веществом, но может обмениваться энергией (Δm = 0; ΔE ≠ 0). Пример: закрытая колба с реагентами.
3. Открытая система – может обмениваться со средой, как веществом, так и энергией (Δm≠ 0; ΔE ≠ 0). Пример: человеческое тело.
Изменение энергии – особенность химической реакции. Для её количественного учета вводится величина – энтальпия.
Энтальпия – это величина, характеризующая изменение энергии химической реакции. Обозначается Н.
Энтальпия определяется как сумма внутренней энергии U и произведения давления P на объём V. H= U+P·V
Её абсолютное значение измерить нельзя. Поэтому определяют изменение энтальпии ∆Н.
∆Нх.р. = ∆Нпродукта реакции - ∆Нисходных веществ.
По изменению энтальпии реакции судят о возможности протекания её в заданном направлении. Если ∆Н<0, то реакция протекает в заданном направлении, если ∆Н>0,то реакция в заданном направлении не протекает.
|
|
|
Стандартная энтальпия - это энтальпия при стандартных условиях: давлении в 1 атм., температуре 298К (25°С). Обозначается Н°, изменение ∆Н°. Единица измерения кДж/моль.
Виды стандартных энтальпий:
- стандартная энтальпия образования ∆Н°обр.
Н2(г) + 
О2 →Н2О (Ж) ; ∆Н°обр.,298 = -286 кДж/моль.
Заметим, что 1моль Н2О по уравнению образуется из моль О2.
Запомнить: изменение энтальпии образования простого вещества в стандартном состоянии равно нулю. ∆Н°обр.298 (Н2) = 0 кДж/моль.
-стандартная энтальпия связи ∆Н°связи
- стандартная энтальпия гидратации ∆Н°гидрат.
- стандартная энтальпия кристаллической решетки ∆Н°крист реш.
- стандартная энтальпия атоматизации ∆Н°атом.
-стандартные изменения энтальпии химической реакции ∆Н°х.р. (с=моль/см3, стандартное состояние веществ, реагирующих в определенных мольных отношениях).
Примеры:
1. Н2(г) + О2 →Н2О (Ж) ; ∆Н°х.р.,298 = -286 кДж/моль.
2. 2 Н2(г) +O2(г) →2 Н2О (Ж) ; ∆Н°х.р.,298 = 572 кДж/моль.
- стандартные изменения энтальпии сгорания ∆Н°сгор. Всегда отрицательна. Пример:
∆Н°сгор. 298 СН4 = -890 кДж/моль. Теоретически вещество должно сжигаться при 1атм. и 298К. Но это практически невозможно. Сжигают обычным образом, а потом вводят поправки с учетом отклонения реальных условий от стандарта.
|
|
|
Существуют стандартные энтальпии растворения, нейтрализации, разрыва связи и др.
Значения стандартных энтальпий приводятся в интернете и в разных справочниках (Краткий справочник физико-химических величин, Равдель А.А., Пономаревой А.М., 2003.).
Пример 1. Возможно ли протекание реакции разложения мела?
CaCO3(Т) → CaO(Т) + CO2(Г)
Выпишем значения стандартных энтальпий образования из справочника:
| Вещество | Стандартная энтальпия образования ∆Н°обр, кДж/моль. |
| CaCO3(Т) | -1206,9 |
| CaO(Т) | -635,5 |
| CO2(Г) | -393,5 |
∆Н°х.р. = ∆Н°продукта реакции - ∆Н°исходных веществ.
∆Н°х.р. = (-393,5 +(-635,5)) – (-1206,9) = -1029 +1206,9 = + 177,9 (кДж/моль) >0. Реакция при стандартных условиях не протекает (с мелом у доски ничего не происходит), но при нагревании реакция возможна.
Пример 2. Возможно ли протекание реакции Н2(г) + О2г) →Н2О (Ж) при стандартных условиях?
Выпишем значения стандартных энтальпий образования из справочника:
| Вещество | Стандартная энтальпия образования ∆Н°обр, кДж/моль. |
| Н2(г) | 0 |
| О2(г) | 0 |
| Н2О (Ж) | -286 |
|
|
|
∆Н°х.р. = ∆Н°продукта реакции - ∆Н°исходных веществ.
∆Н°х.р. = (-286) - [ (1·0) + ( ·0)] = -286 -0 =-286(кДж/моль.) <0. Реакция возможна, но малозаметна. Необходим «толчок»: искра к примеру.
Энтальпийные циклы.
При стандартных условиях реакция Ст + 2Н2(г) →СН4 (г); ∆Н°обр. 298 = -75 кДж/моль не протекает. Как измерить ∆Н°обр.298 метана?
Расчет ведут косвенно. Рассмотрим энтальпийный цикл или цикл Гесса для данной реакции:
С т + 2Н2(г) прямой путь ∆Н1 СН4 (г)
∆Н2 косвенный путь ∆Н ∆Н3 (через калориметр)
СО2(г) + 2Н2О(Ж)
Через калориметр ∆Н2 : С+О2 =СО2 и 2Н2 +О2 = 2Н2О
Через калориметр ∆Н3 : СН4 + 2О2 = СО2(г) + 2Н2О(Ж)
∆Н1 прямого пути = ( ∆Н2 ) +(-∆Н3) , так как противоположно направлены.
∆Н1 = ∆Н2 - ∆Н3 Зная теплоту ∆Н2 и ∆Н3 легко определим ∆Н1 .
Работает закон сохранения энергии.
Закон Гесса: изменение энтальпии любой химической реакции не зависит от промежуточных стадий, если вид и состояние веществ реагентов и продуктов одинаковы для каждого пути.
Определим ∆Н°обр. ( СН4) по табличным значениям «Энтальпия сгорания некоторых веществ»:
| Вещество | Стандартная энтальпия сгорания ∆Н°сгор298, кДж/моль. |
| С т | -393 |
| Н2(г) | -286 |
| СН4 (г) | -890 |
∆Н°обр. ( СН4) = ∆Н°сг(С) + 2 · ∆Н°сг(Н2) - ∆Н°сг(СН4)
∆Н°обр. ( СН4) = -393 + 2·(-286) –(-890) = -75(кДж/моль.)
Использование цикла позволило вычислить изменение энтальпии, которое нельзя найти непосредственно.
Контрольное задание по теме «Энтальпия». Рассчитайте стандартную энтальпию.
| Список группы Т 20.3 | Контрольное задание |
| 1.Ануфриенко | С2 Н4 (г) +Н2 О(ж) =С2 Н5 ОН(ж) |
| 2.Бабахина | Изо-С5 Н12(г) =изо-С5 Н8(г) +2Н2(г) |
| 3.Балакина | С6 Н12 =3С2 Н4 |
| 4.Борисов | Сг + О2 (г) = СО2 (г) |
| 5.Булгакова | 1/2N2 (Г) + 1/2 O2(Г) =NO(Г) |
| 6.Васильева | ZnО(Т) +CO(Г) =Zn(Т) + CO2(Г) |
| 7Дмитриев | ZnS(Т) + H2(Г) =Zn(Т) + н2s(Г) |
| 8.Дун | СН4(Г) + 2О2(Г) =2 Н2 О(ж) + CO2(Г) |
| 9.Дьченко | N2 (Г) +3 H2(Г) =2NH3(Г) |
| 10.Иванова | NH4 NO3(Т) =N2 O(Г) + 2 Н2 О(ж) |
| 11Клузер | СаО(Т)+3С(Т) =СаС2(Т) +СО(Г) |
| 12Лихачева | SiO2(Т) +2C(Т) = 2CO(Г) + SI(Т) |
| 13Моргун | SO2Г() + 2 н2s(Г) = 3S(Т) +2 Н2 О(ж) |
| 14Панина | H2 SO3(Ж) +Cl2(Г) + Н2 О(ж) =H2 SO4(Ж) +2HCl(Г) |
| 15Патраев | H2(Г) + CuO(T) = Cu(T) + Н2 О(ж) |
| 16.Пятибратова | 6P(T)+5KClO3(T)= 5KCl(T) +3P2 O5(T) |
| 17Смирнова | H2(Г) +HCOH(Г) =СН3 ОН(Ж) |
| 18Степанова | S(T)+6HNO3(Ж)= H2 SO4(Ж)+6NO2(Г) + 2Н2 О(ж) |
| 19Сулейманов | 2ZnS(Т) +3O2(Г) =2ZnO(Т) +2SO2(Т) |
| 20.Чаркин | Cu2O(T)+С(Т) =2 Cu(T) +СО(Г) |
| 21Шкряба | Cr2 O3 (T) +3C(T) = 2Cr (T) +3CO(г) |
| 22Шнайдер | СО( Г) + ⅟2 О2 (Г) = СО2 (Г) |
| 23Юдинцева | FeO (T) + CO (Г) =Fe (T) + СО2 (Г) |
| 24 Семенюк | C2H5 OH (Ж) + 3О2 (Г) =2 СО2 (Г) +3 Н2 О(ж) |
Дата добавления: 2021-07-19; просмотров: 119; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!