Характеристика вагонов 81-717(714) 1 страница

А Б

1 2

2 1

Макросостояние, при котором весь газ сосредоточен в одной из частей сосуда (например, в части А), осуществляется единствен­ным микросостоянием:

А \Б

1,2 |-

Очевидно, что то или иное макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может осу-ществиться. В рассматриваемом случае (две молекулы) равномер­ное распределение газа по сосуду вдвое вероятнее, чем переход всего газа в часть сосуда А.

Пусть теперь в сосуде находится четыре молекулы, которые мы вновь пронумеруем. Переходу всего газа в часть сосуда А по-прежнему соответствует единственное микросостояние:

А \Б 1,2,3,4 |—

65. Факторы, определяющие направление протекания реакций

Теперь, следовательно, вероятность равномерного распределе­ния молекул газа по всему объему сосуда оказывается заметно более высокой, чем вероятность их перехода в одну из его частей. Естественно, что равномерное распределение газа будет наблю­даться гораздо чаще, чем полное его сосредоточение в части сосуда.

Если в сосуде находится шесть молекул, то переходу их в одну из частей сосуда (т. е. самопроизвольному сжатию газа до половины занимаемого нм первоначального объема), как и раньше, соответствует только одно микросо­стояние. Но равномерному распределению газа между обеими частями сосуда отвечает уже 20 возможных комбинаций молекул, т. е. 20 различных микро­состояний:

А	Б	А	Б	А	Б	А	Б
1,2,3	4,5,6	1,3,5	2,4,6	2,3,4	1,5,6	2,5,6	1,3,4
1,2,4	3,5,6	1,3,6	2,4,5	2,3,5	1,4,6	3,4,5	1,2,6
1,2,5	3,4,6	1,4,5	2,3,6	2,3,6	1,4,5	3,4,6	1,2,5
1,2,6	3,4,5	1,4,6	2,3,5	2,4,5	1,3,6	3,5,6	1,2,4
1,3,4	2,5,6	1,5,6	2,3,4	2,4,6	1,3,5	4,5,6	1,2,3

Теперь явление самопроизвольного сжатия газа, т е. сосредоточения всех его молекул в одной из частей сосуда, будет наблюдаться еще реже; равномер­ное же распределение газа по всему сосуду становится еще более вероятным.

Таким образом, с ростом числа молекул вероятность беспоря­дочного, равномерного распределения газа в сосуде очень быстро возрастает, а самопроизвольное сжатие газа становится все менее вероятным процессом. Если мы вспомним теперь, что макроскопи­ческие количества газа содержат огромное число молекул, то ста­нет ясно, что в реальном опыте самопроизвольное сжатие газа представляет собой процесс практически невозможный, и что само­произвольно будет протекать обратный процесс расширения газа, приводящий к равномерному, беспорядочному распределению его молекул по всему объему сосуда.

Рассмотренное нами явление расширения газа представляет собой пример проявления принципа направленности процессов к наиболее вероятному состоянию, т. е. к состоянию, которому со­ответствует максимальная беспорядочность распределения частиц. Направление самопроизвольного протекания химических реакций и определяется совокупным действием двух факторов: тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.

Так, в приведенном примере с воздухом тенденция к минимуму потенциальной энергии заставляет молекулы, входящие в состав воздуха, падать на Землю, а тенденция к максимальной вероятно­сти заставляет их беспорядочно распределяться в пространстве. В результате создается некоторое равновесное распределение молекул, характеризующееся более высокой их концентрацией у поверхности Земли и все большим разрежением по мере удале­ния от Земли.

В системах соль—вода минимум внутренней энергии в боль­шинстве случаев соответствует кристаллическому состоянию соли. Однако наиболее вероятное состояние системы достигается при беспорядочном распределении соли в жидкой воде. В результате совместного действия этих двух факторов устанавливается равно­весие, соответствующее определенной концентрации насыщенного раствора соли.

При химических реакциях в силу принципа направленности процессов к минимуму внутренней энергии атомы соединяются в такие молекулы, при образовании которых выделяется наиболь­шее количество энергии. В силу же принципа направленности про­цессов к наиболее вероятному состоянию протекают такие реак­ции, в ходе которых возрастает число частиц (например, реакции разложения молекул на атомы) или чисто возможных состояний атомов.

Так, в случае реакции

N₂ + ЗН₂ =<=i= 2NH₃ + 92,4 кДж

минимальной внутренней энергии системы соответствует аммиак, образующийся при протекании реакции до конца вправо. Однако наиболее вероятному состоянию системы отвечает азото-водород-ная смесь, образующаяся при полном разложении аммиака, ибо при этом в 2 раза возрастает число молекул газов. Вследствие действия обоих фактором в системе устанавливается равновесие, отвечающее определенному при данной температуре соотношению концентраций всех веществ. В случае реакции

N₂ + 0₂ =f=fc 2NO — 180,8 кДж

минимальной внутренней энергии отвечает азото-кислородная смесь, образующаяся при полном разложении оксида азота. По­скольку в ходе этой реакции число частиц не изменяется, то про­текание реакции до конца как в прямом, так и в обратном на­правлении не увеличивает вероятности состояния системы. Не изменяется при этом и число возможных состояний атомов: в ис­ходных веществах каждый атом и азота, и кислорода связан с атомом того же элемента (молекулы N₂ и 0₂), а в продукте реак­ции каждый атом связан с атомом другого элемента (молекула N0). Иначе обстоит дело при частичном протекании процесса в прямом или в обратном направлении. В результате частичного прохождения реакции, т. е. при сосуществовании исходных веществ и продуктов реакции, атомы азота и кислорода находятся в двух состояниях: часть их связана в молекулы N₂ и 0₂, а часть — в молекулы N0, Таким образом, число возможных микросостояний рассматриваемой системы, а следовательно, и вероятность соот­ветствующего ее макросостояния возрастают при частичном про­текании реакции. Итак, тенденция к уменьшению внутренней энергии способствует протеканию данной реакции до конца в обратном направлении, а тенденция к увеличению вероятности со­стояния вызывает ее частичное протекание в прямом направлении. Вследствие одновременного действия обоих факторов часть азото-кислородной смеси при нагревании превращается в N0 и устанав­ливается равновесие между исходными веществами и продуктом реакции.

Тенденция к переходу в состояние с наименьшей внутренней энергией проявляется при всех температурах в одинаковой сте­пени. Тенденция же к достижению наиболее вероятного состояния проявляется тем сильнее, чем выше температура. Поэтому при низких температурах в большинстве случаев практически сказы­вается только влияние первой из этих тенденций, в результате чего самопроизвольно протекают экзотермические процессы. По мере возрастания температуры равновесие в химических системах все больше и больше сдвигается в сторону реакций разложения или увеличения числа состояний атомов. При этом каждой температуре отвечает состояние равновесия, характеризующееся определенным соотношением концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции.

Оба рассмотренных фактора, а также результат их совместного действия можно выразить количественно. Величины, с помощью которых это делается, изучаются в разделе физики — термоди­намике и называются термодинамическими величи­нами. К ним относятся, в частности, внутренняя энергия, энталь­пия, энтропия и энергия Гиббса.

66. Термодинамические величины. Внутренняя энергия и энталь- ⁴ пия. Внутренняя энергия U вещества (или системы) — это полная энергия частиц, составляющих данное вещество (см. также § 54). Она слагается из кинетической и потенциальной энергий частиц. Кинетическая энергия — это энергия поступательного, ко­лебательного и вращательного движения частиц; потенциальная энергия обусловлена силами притяжения и отталкивания, дей­ствующими между частицами.

* В термохимических уравнениях (см. § 55) положительной принято счи­тать теплоту, выделенную системой. В уравнениях термодинамики принято обратное условие: положительной считается теплота, поглощенная системой.

"Внутренняя энергия зависит от состояния вещества. Изменение внутренней энергии системы Ас/ при том или ином процессе можно определять. Пусть в результате какого-нибудь процесса система переходит из начального состояния 1 в конечное состояние 2, со­вершая при этом работу А и поглощая из внешней среды тепло­ту Q *. Ясно, что внутренняя энергия системы уменьшится на величину А, возрастет на величину Q и в конечном состоянии бу­дет равна

U₂=U_l + Q—А

где Ui и U2 — внутренняя энергия системы в начальном (1) и в ко­нечном (2) состояниях. Если обозначить разность £/₂—£Д через AU, то уравнение можно представить в виде:

AU = Q-A

Это уравнение выражает закон сохранения энергии, согласно которому изменение внутренней энергии не зависит от способа проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы. Однако какая часть энергии пой­дет на совершение работы, а какая превратится в теплоту — зави­сит от способа проведения процесса: соотношение между работой и теплотой может быть различным. В частности, если в ходе про­цесса не производится никакой работы, в том числе работы рас­ширения против внешнего давления, т. е., если объем системы не изменяется, то

AU = Q_a

где Q_v — теплота, поглощенная системой в условиях постоянного объема.

Последнее уравнение дает возможность определять изменение внутренней энергии при различных процессах. Например, в случае нагревания вещества при постоянном объеме изменение внутрен­ней энергии определяется по теплоемкости этого вещества:

AU = Q_v = nC_v AT

Здесь C_v — молярная теплоемкость вещества при постоянном объеме; п — количество вещества; AT — разность между конечной и начальной температурами.

В случае химической реакции, протекающей без изменения объема системы, изменение внутренней энергии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту этой реакции.

Энтальпия. Однако чаще в химии приходится иметь дело с процессами, протекающими при постоянном давлении. При этом удобно пользоваться величиной энтальпии Н, определяемой соотношением:

Н= U + PV

При постоянном давлении и при условии, что в ходе процесса совершается только работа расширения (А = PAV) *

AH = AU + PAV

или

* Работа (А) против силы внешнего давления равна величине этой силы (F), умноженной на путь (А/), т. е. А = FAt. Но сила равна давлению (Я), умноженному на ту площадь (5), на которую оно действует: F = PS, откуда А = PSAI или А = PAV.

AU = АН — Р AV

Сравнивая последнее уравнение с уравнением внутренней энер­гии

AU = Q — A видим, что при указанных условиях

AH = Q_P

где Q_p — теплота, поглощенная системой при постоянном дав­лении.

Последнее уравнение дает возможность определять изменение энтальпии при различных процессах. Такие определения анало­гичны определениям внутренней энергии, с той разницей, что все измерения должны проводиться в условиях постоянного давления. Так, при нагревании вещества изменение его энтальпии опреде­ляется по теплоемкости этого вещества при постоянном давлении

АН =Q_P = пСрАТ

где п — количество вещества; С_р—молярная теплоемкость веще­ства при постоянном давлении.

При изменениях агрегатного состояния вещества и при алло­тропных переходах изменение энтальпии равно по величине, но обратно по знаку теплоте соответствующего превращения (плавле­ние, кипение, превращение из одной модификации в другую). На­конец, в случае химической реакции изменение энтальпии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции, прове­денной при постоянной температуре и постоянном давлении.

Энтальпия, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое состоя­ние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, т. е. на работу расширения. Подобно внутренней энергии, энтальпия определяется состоянием системы и не зависит от того, каким путем это со­стояние достигнуто. В случае газов различие между AU и АН в ходе того или иного процесса может быть значительным. В случае систем, не содержащих газов, изменения внутренней энергии и энтальпии, сопровождающие процесс, близки друг к другу. Это объясняется тем, что изменения объема {AV) при процессах, претерпеваемых веществами в конденсированных (т. е. в твердом или в жидком) состояниях, обычно очень невелики, и величина PAV мала В сравнении с АН.

67. Термодинамические величины. Энтропия и энергия Гиббса.

Как уже говорилось в § 65, макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может осуще­ствиться. Обычно число микросостояний, отвечающих тому или иному макросостоянию системы, очень велико. Это связано с тем, что в макроскопических количествах вещества число частиц колос­сально велико, а их положения и скорости при обычных темпера­турах чрезвычайно разнообразны.

Характеризовать в этом смысле состояние системы оказалось удобнее не самой вероятностью осуществления данного макросос­тояния, а величиной, пропорциональной ее логарифму. Эта вели­чина называется энтропией, Энтропия (S) связана с числом

(W) равновероятных микроскопических состояний, которыми можно реализовать данное макроскопическое состояние системы, уравнением

S = k lg W

где k — коэффициент пропорциональности.

Наименьшую энтропию имеют идеально правильно построенные кристаллы при абсолютном нуле. Энтропия кристалла, в струк­туре которого имеются какие-либо неправильности, уже при абсо­лютном нуле несколько больше, так как нарушения идеальности могут реализоваться не единственным способом. С повышением температуры энтропия всегда возрастает, так как возрастает ин­тенсивность движения частиц, а следовательно, растет число спо­собов их расположения. Возрастает она также при превращении вещества из кристаллического состояния в жидкое и, в особенно­сти, при переходе из жидкого состояния в газообразное. Изме­няется энтропия и при протекании химических процессов. Эти изменения обычно особенно велики в случае реакций, приводящих к изменению числа молекул газов: увеличение числа газовых мо­лекул приводит к возрастанию энтропии, уменьшение — к ее по­нижению.

Подобно внутренней энергии и энтальпии, энтропия зависит только от состояния системы. Но, в отличие от этих двух функций, связь изменения энтропии с теплотой зависит от способа проведе­ния процесса — от его скорости.

Как уже говорилось, в ходе того или иного процесса соотноше­ние между теплотой и производимой работой может быть различ­ным. Только разность этих величин, равная изменению внутрен­ней энергии системы, не зависит от способа осуществления про­цесса. При быстром его проведении работа бывает малой, а при медленном она возрастает. При бесконечно медленном осуществле­нии процесса — прн проведении его бесконечно малыми шагами от одного состояния равновесия к следующему, бесконечно близкому к предыдущему, — работа принимает максимально возможное значение. Такое проведение процесса называется термодина­мически обратимым, или просто обратимым *.

В ряде случаев к обратимому проведению процесса можно приблизиться в экспериментальных условиях с высокой точностью. В лаборатории можно практически обратимо проводить окисли­тельно-восстановительные реакции в гальванических элементах (см. § 98), плавление твердого тела, испарение жидкости.

* Термодинамическую обратимость как способ проведения процесса не сле­дует путать с химической обратимостью способностью реакции протекать и в прямом, и в обратном направлении.

Если процесс проводится обратимо и при постоянной темпера­туре (изотермически), то изменение энтропии связано с погло­щаемой теплотой уравнением

Д5 = Q_o6p/r

где Q₀6p — количество теплоты, поглощенной системой в изотерми­ческом обратимом процессе; Т — абсолютная температура.

С помощью этого уравнения можно определить, например, из­менение энтропии при плавлении и кипении веществ.

Последнее уравнение показывает, что при поглощении некоторого количе­ства теплоты энтропия системы возрастает тем сильнее, чем ниже температура, при которой поглощается теплота. Это можно пояснить следующим образом. Подведем одно и то же количество теплоты к двум одинаковым порциям дан­ного вещества. Прн этом пусть одна из порций находится при низкой темпера­туре, например 1 К, а другая — прн высокой температуре, например 1000 К. Ясно, что относительное возрастание скорости движения частиц и увеличение степени их неупорядоченности, а следовательно, и возрастание энтропии в пер­вом случае будет больше, чем во втором.

Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температу­ру; выражают ее обычно в Дж/К.

Как показывается в термодинамике, можно ввести такие функ­ции, которые отражают влияние на направление протекания про­цесса как тенденции к уменьшению внутренней энергии, так и тен­денции к достижению наиболее вероятного состояния системы. Знак изменения подобной функции при той или иной реакции может служить критерие?л возможности самопроизвольного проте­кания реакции. Для изотермических реакций, протекающих при постоянном давлении, такой функцией является энергия Гибб­са * G, называемая также и зобарно-изотермическим потенциалом, изобарным потенциалом или сво­бодной энергией при постоянном давлении.

Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температу­рой соотношением:

G = Н - TS

Если реакция осуществляется при постоянных давлении и тем­пературе (такой процесс называется изобар но-изотерми-ч е с к и м), то изменение энергии Гиббса при реакции будет равно:

АС = А// - TAS

При обратимом и изотермическом проведении процесса AG равно по абсолютной величине, но обратно по знаку максималь­ной полезной работе, которую система производит в данном про­цессе:

AG = — Лмакс

* Джозайя Уиллард Г и б б с (1839—1903) — выдающийся американ­ский физик, один из основателей химической термодинамики и статистической

Полезной работой называется вся производимая в ходе про­цесса работа за вычетом работы расширения PAV.

Можно показать, что в условиях постоянства температуры и давления реакции протекают самопроизвольно в сторону умень­шения энергии Гиббса. Поскольку AG равно по величине, но об­ратно по знаку максимальной полезной работе процесса, то сказанное можно сформулировать иначе: самопроизвольно могут протекать только те реакции, за счет энергии которых можно со­вершать полезную работу.

Для грубой оценки того, в каком направлении может протекать та или иная реакция при низких и при высоких температурах, можно воспользоваться приближенными уравнениями для измене­ния энергии Гиббса. При низких температурах множитель Т мал и абсолютное значение произведения Г AS тоже мало. В этом случае для реакций, имеющих значительный тепловой эффект, |АЯ|^> ^> |ГА5|. Тогда в выражении

АО = ЛЯ - Т AS вторым членом можно пренебречь. При этом получим

AG «АН

При достаточно высоких температурах (множитель Т велик) имеем обратное соотношение:

| АН | < | Т AS |

Пренебрегая теперь первым членом в выражении энергии Гибб­са, получим

АО «— Т AS

Эти приближенные равенства показывают, что при низких тем­пературах критерием направления самопроизвольного протекания реакции в первом приближении может служить знак теплового эффекта реакции, а при высоких — знак изменения энтропии. Это означает, что при низких температурах самопроизвольно протекать могут экзотермические реакции, а при высоких — реакции, сопро­вождающиеся увеличением энтропии.

К сказанному необходимо добавить, что отрицательное значе­ние AG той или иной реакции указывает именно только на возмож­ность ее протекания. В действительности реакция может при этом и не наблюдаться. Дело в том, что скорость ее может быть малой; тогда, несмотря на соблюдение условия AG •< 0, реакция практи­чески не будет протекать. В этих случаях для увеличения скорости реакции необходимо подобрать катализатор. Такое положение осо­бенно часто наблюдается при низких температурах.

68. Стандартные термодинамические величины. Химико-термо­динамические расчеты. Величина изменения энергии Гиббса при реакции зависит от температуры, а также от природы и концен­трации взятых и получающихся веществ. Для удобства сопостав­ления различных реакций принято сравнивать значения AG при стандартных условиях, т.е. при одинаковых концентра­циях веществ (чистое состояние для индивидуальных веществ;

концентрация, равная 1 моль в 1000 г растворителя, для растворов; парциальное давление, равное нормальному атмосферному давле­нию, для газов). Состояние вещества, находящегося в стандартных условиях, называется стандартным состоянием.

Термодинамические величины, характеризующие вещество в его стандартном состоянии, называются стандартными вели­чинами. Изменения термодинамических величин при реакции, в ходе которой исходные вещества в стандартном состоянии превра­щаются в продукты реакции, также находящиеся в стандартном состоянии, называются стандартными изменениями со­ответствующих величин. Стандартные величины и их изменения принято обозначать с помощью знака «о». Например, стандарт­ная энтропия обозначается символом S°, стандартное изменение энтальпии — ДЯ°, стандартное изменение энергии Гиббса •— AG⁰.

Стандартное изменение энергии Гиббса реакции связано с кон­стантой равновесия реакции уравнением:

АС°= — 2,3RT\gK

' При подстановке значения R = 8,314 Дж/(моль-К) величина AG⁰ выразится формулой

ДС° = - 2,3 • 8.314Г lg К = — 19.15Г lg К Дж/моль

или

ДС° = - 0,01915? lg К кДж/моль

^г Это уравнение дает возможность, зная AG°, вычислять кон­станту равновесия и, наоборот, по экспериментально найденному значению константы равновесия определять AG° реакции. Оно справедливо для любой температуры, но чаще применяется для 25 °С (298 К); эта температура принимается в качестве стандарт­ной. Температура указывается при этом нижним индексом

ДС°₉₃ = - 0,01915 • 298 lg /С₂₉₈ кДж/моль

или

^Д02°8 = — ⁵>^{71 !}8 ^298 «ДЖ/МОЛЬ

При вычислении стандартных изменений энтальпии и энергии Гиббса реакций обычно используют стандартные энтальпии и энер­гии Гиббса образования веществ. Эти величины представляют со­бой ДЯ° и AG° реакций образования данного вещества из простых при стандартных условиях. При этом, если элемент образует не­сколько простых веществ, то берется наиболее устойчивое из них (при данных условиях). Энтальпия образования и энергия Гиббса образования наиболее устойчивых простых веществ принимаются равными нулю.

Согласно закону Гесса, стандартное изменение энтальпии реак­ции (сокращенно: стандартная энтальпия реакции) равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ. Аналогично стандартное изменение энергии Гиббса реакции (со-кращенно: стандартная энергия Гиббса реакции) равно сумме стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энергий Гиббса образования исход­ных веществ. При этом все суммирования производятся с учетом числа молей участвующих в реакции веществ в соответствии с ее уравнением.

Таблица 7. Стандартная энтальпия образования и стандартная энергия Гиббса образования некоторых веществ при 298 К (25 °С)

Сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г — газообразное, ж — жидкое, к —кристаллическое.

Вещество	^ЛН°обР. кДж/моль	^ДС°обр. кДж/моль	Вещество	^Aff°o6p' кДж/моль	^ЛС°обр. кДж/моль
Al2Os (корунд)	-1676	— 1582	НВг (г)	-34,1	—51,2
СН4 (г)	-74,9	—50,8	HI (г)	+26,6	+ 1,8
С2Н2 (г)	+226,8	+208,4	Н20 (г)	—241,8	—228,6
С2Н4 (г)	+52,3	+68,2	Н20 (ж)	—285,8	-237,2
СО (г)	-110,5	— 137,1	H2S (г)	—20,9	—33,6
СО, (г)	—393,5	—394,4	MgO (к)	—601,8	—569,6
СаО (к)	—635,5	—604,2	МНз (г)	—46,2	-16,7
СЮ2 (г)	+ 105	+ 122,3	NH4C1 (к)	-314,2	—203,2
С120 (г)	+75,7	+93,4	NO (г)	+90,2	+86,6
С1207 (ж)	+251		N02 (г)	+33	+51,5
Сг203 (к)	— 1141	— 1059	N20 (г)	+82,0	+ 104,1
СиО (к)	— 162,0	—1'29,4	OF2(r)	+25,1	+42,5
FeO (к)	—264,8	—244,3	S02(r)	—296,9	-300,2
Fe2Os (к)	—822,2	—740,3	S03(r)	-395,8	—371,2
HF (г)	—270,7	—272,8	Si02(а-кварц)	—910,9	—856,7
НС1 (г)	—91,8	—94,8

* В этом и в некоторых других справочниках приводятся значения стан­дартной энтальпии образования (Д#_обр) и стандартной энтропии (5°) веществ. Для вычисления стандартной энергии Гиббса образования (дС°_бр) вещества следует предварительно вычислить стандартную энтропию образования (Д5°_б0) вещества, а затем воспользоваться формулой ДО°_бр = Д//°_6р-ГД5°_бр

В табл. 7 приведены значения стандартных энтальпий и энер­гий Гиббса образования некоторых веществ при 25 °С (298 К)«. Более полные данные этого рода можно найти в справочниках, например, в «Кратком справочнике физико-химических величин» под редакцией А. А. Равделя и А. М. Пономаревой (издание вось­мое, 1983 г.) *.

Пример 1. Вычислить ЛЯ°_дз, тепловой эффект при 298 К и постоянном давлении и ЛО°₉₈ реакции:

Fe₂0₃ + 2A1 = A!₂0₃ + 2Fe

Вычисление ЛЯ°₉₃ и теплового эффекта реакции. Находим в табл. 7 ^ЛЯобр^ре2°3 (—822,2 кДж/моль) и А1₂0₃ (—1676 кДж/моль) при 298 К и про­изводим алгебраическое суммирование:

ДЯ°_эз = — 1676 — (—822,2) = — 853,8 кДж

Поскольку изменение энтальпии реакции равно по величине, но обратно по знаку ее тепловому эффекту при постоянных температуре и давлении (см. стр. 189), то термохимическое уравнение ракции запишется следующим образом:

Fe₂0₃ + 2А1 = А1₂0₃ + 2Fe +853,8 кДж

При низких температурах знак изменения энтальпии реакции может слу­жить для ориентировочного определения возможного направления реакции. Полученное для рассматриваемой реакции отрицательное значение A.fr указы­вает на возможность ее самопроизвольного протекания при достаточно низких температурах; при этом большое абсолютное значение ДЯ° позволяет с доста­точной вероятностью предполагать, что в условиях, ие очень сильно отличаю­щихся от стандартных, эта реакция тоже может протекать в прямом направ­лении.

Вычисление AG₂g8 Р^еаЩШ. Находим в та бл. 7 AG_o6pFe₂0₃ (-740,3 кДж/моль) и А1₂0₃ (—1582 кДж/моль) при 298 К и производим суммирование:

АО°₉₃ = - 1582 — (—740,3) = - 831,7 кДж

Дата добавления: 2014-11-16