ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
20
Практическая работа №7.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ
Цель: Закрепление знаний по химической термодинамике.
Общие сведения:
К важнейшим величинам, характеризующим химические системы,
относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса
(изобарно-изотермический потенциал)G. Все эти величины представляют
собой функции состояния, т.е. зависят только от состояния системы, но не от
способа, которым это состояние достигнуто.
Если химические
реакции проводятся при постоянном давлении, то
энтальпию можно определить из соотношения:
Н=U + PΔV,
а изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (ΔU) и
совершенной системой работы расширения (PΔV):
ΔН=ΔU + PΔV.
Закон Гесса: тепловой эффект реакции (т.е. изменение энтальпии или
внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от
начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не
зависит от промежуточных стадий процесса.
Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты реакций
(изменения энтальпии), называются термохимическими.
Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно
складывать, вычитать и умножать на численные множители.
Пример 1. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида
углерода (
ΔН
0
= -393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения:
С(графит) + 2N
2
O(г) = СО
2
(г) + 2N
2
(г): ΔН
0
= -557,5 кДж (1)
вычислить теплоту образования N
2
O.
Решение.
Обозначив искомую величину через х, запишем термохимическое
уравнение образования N
2
O из простых веществ:
N
2
(г) + 1/2О
2
(г) = N
2
O(г): ΔН
0
1
= х кДж (2).
Запишем также термохимическое уравнение реакции образования СО
2
(г)
из простых веществ:
С(графит) + О
2
(г) = СО
2
(г) ): ΔН
0
2
= -393,5 кДж (3).
Из уравнений (2) и (3) можно получить уравнение (1). Для этого
умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из (3). Имеем:
С(графит) + 2N
2
O(г) = СО
2
(г) + 2N
2
(г); (4)
ΔН
0
= (-393,5 – 2х) кДж
Сравнивая уравнения (1) и (4), находим: -393,5 –2х = -557,5, откуда х
=82,0 кДж/моль.
Практическая работа №7.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ
Цель: Закрепление знаний по химической термодинамике.
Общие сведения:
К важнейшим величинам, характеризующим химические системы,
относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса
(изобарно-изотермический потенциал)G. Все эти величины представляют
собой функции состояния, т.е. зависят только от состояния системы, но не от
способа, которым это состояние достигнуто.
Если химические реакции проводятся при постоянном давлении, то
энтальпию можно определить из соотношения:
Н=U + PΔV,
а изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (ΔU) и
совершенной системой работы расширения (PΔV):
ΔН=ΔU + PΔV.
Закон Гесса: тепловой эффект реакции (т.е. изменение энтальпии или
внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от
начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не
зависит от промежуточных стадий процесса.
Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты реакций
(изменения энтальпии), называются термохимическими.
Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно
складывать, вычитать и умножать на численные множители.
Пример 1. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида
углерода (ΔН0 = -393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения:
С(графит) + 2N2O(г) = СО2(г) + 2N2(г): ΔН0 = -557,5 кДж (1)
вычислить теплоту образования N2O.
Решение.
Обозначив искомую величину через х, запишем термохимическое
уравнение образования N2O из простых веществ:
N2(г) + 1/2О2(г) = N2O(г): ΔН01= х кДж (2).
Запишем также термохимическое уравнение реакции образования СО2(г)
из простых веществ:
С(графит) + О2(г) = СО2(г) ): ΔН02= -393,5 кДж (3).
Из уравнений (2) и (3) можно получить уравнение (1). Для этого
умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из (3). Имеем:
С(графит) + 2N2O(г) = СО2(г) + 2N2(г); (4)
0
ΔН = (-393,5 – 2х) кДж
Сравнивая уравнения (1) и (4), находим: -393,5 –2х = -557,5, откуда х
=82,0 кДж/моль.
20
