Реакционная способность!!!

Теплота процесса – Важно!

Необратимые и обратимые реакции

Второй закон термодинамики

Второй закон термодинамики. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Энергия Гиббса

Лекция 7

Задачи

1. Известно, что стандартные теплоты образования ∆_fH⁰_MnO(к)= - 384,93 кДж\моль; ∆_fH⁰_Mn2O3(к)= -959,81 кДж\моль; ∆_fH⁰_MnO3(к)= - 519,65 кДж\моль. Какой из трех оксидов марганца является наиболее устойчивым?

2. Исходя из термохимических уравнений

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_2(ж); ∆H⁰₍₁₎= -187 кДж (1)

Н₂О_2(ж) + Н_2(г) = 2Н₂О_(г); ∆H⁰₍₂₎= -297 кДж (2)

Н₂О_(ж) = Н₂О_(г); ∆H⁰₍₃₎= 44 кДж (3)

рассчитайте значение стандартной энтальпии реакции образования Н₂О_(ж) по уравнению:

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(ж)

3. Теплоты растворения SrCl₂ и SrCl₂ ∙ 6Н₂О составляют соответственно: – 47,7 кДж\моль и 31 кДж\моль. Рассчитайте теплоту гидратации SrCl₂.

4. При полном сгорании этилена

С₂Н₄ + 3О₂ →2СО₂ + 2Н₂О_(ж)

выделилось 6226 кДж. Рассчитайте объем вступившего в реакцию кислорода (н.у.) ∆_fH⁰ _{С2Н4 (г)}= 52,28 кДж\моль; ∆_fH⁰ _{СО2 (г)}= -393,51 кДж\моль; ∆_fH⁰ _{Н2О (ж)}= - 241,8 кДж\моль.

5. Определите стандартную энтальпию образования фосфина РН_3(г) исходя из уравнения:

2РН_3(г) + 4О_2(г) → Р₂О_5(к) + 3Н₂О_(ж),

если ∆H⁰_х.р.298= -2360 кДж, ∆_fH⁰ _{Р2О5 (к)}= -1546,6 кДж\моль.

6. Рассчитайте энергию связи Н – Сl, то есть тепловой эффект образования НСl из атомов Н и Сl, исходя из следующих термохимических уравнений:

Н₂ = 2Н; ∆H⁰₍₁₎= 437 кДж (1)

Сl₂ = 2Сl; ∆H⁰₍₂₎= 243 кДж (2)

Н₂ + Сl₂ = 2НСl; ∆H⁰₍₃₎= -184,62 кДж (3)

Когда я был студентом, я с пользой прочел небольшую книгу

Ф.Вальда «Царица мира и ее тень». Имелись в виду энергия

и энтропия. Достигнув более глубокого понимания, я пришел

к выводу, что их надо поменять местами. В гигантской фабрике

естественных процессов принцип энтропии занимает место

директора, который предписывает вид и течение всех сделок.

Закон сохранения энергии играет лишь роль бухгалтера, который

приводит в равновесие дебит и кредит.

А.Зоммерфельд.

Первый закон термодинамики характеризует балансы тепловых процессов и не может дать указаний о том, в каком направлении и в какой степени они будут протекать.

Второй закон термодинамики лежит в основе методов, позволяющих предсказывать направление химических реакций и те конечные состояния, которых они достигают. В формулировке Р.Клаузиуса он звучит так: «Переход теплоты от более холодного тела к более теплому не может иметь места без компенсации».

В природе, в основном, протекают процессы, идущие с уменьшением внутренней энергии системы, т.е. экзотермические, но известны самопроизвольно протекающие эндотермические процессы и реакции, идущие в равной степени в обоих направлениях при обычных условиях.

Например, реакция гидролиза карбида алюминия протекает самопроизвольно при обычных условиях:

Al₄C₃ + H₂O → Al(OH)₃ + CH₄↑ Почему?

Для определения возможности протекания реакции в определенных условиях необходим количественный критерий оценки.

А + В ↔ С + Д (обратимая реакция)

А + В → С + Д (необратимая реакция)

Три основных условий необратимости:

- выпадение осадка;

- выделение газа;

- образование слабодиссоциирующего вещества.

Пример необратимого процесса

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Pb(N₃)₂ → Pb + 3N₂

В обратимом процессе через некоторое время устанавливается химическое равновесие.

Равновесным состоянием называется такое термодинамическое состояние системы, когда при постоянных внешних условиях параметры системы (т.е. состав, давление и др.) не изменяются во времени.

Истинное (устойчивое) равновесие является динамическим – постоянство свойств системы обусловлено не отсутствием процессов на молекулярном уровне, а одинаковыми скоростями прямой и обратной реакций.

Дата добавления: 2014-01-06