Сборник задач и упражнений по химии - 34 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТГТУ | Тамбов

Составители: 

Рубрика: 

П р и м е р 47. Рассчитайте энтальпию образования: а) ацетилена, если при сгорании 1 моль его выделя-
ется 1300 кДж тепла; б) этилена, если при сгорании 2 моль его выделилось 2822 кДж тепла.
Решение.
а) Из условия задачи следует, что изменение энтальпии (
∆H
0
) в реакции сгорания равно 1300 кДж. Запи-
шем термохимическое уравнение реакции горения ацетилена:
C
2
H
2(г)
+ 5/2О
2(г)
= 2СО
2(г)
+ Н
2
О
(ж)
; ∆H
0
= –1300 кДж.
Отсюда можно записать:
∆H
0
= 2∆H
0
(СО
2
)
+ ∆ H
0
(Н
2
О) – ∆H
0
(С
2
Н
2
) = –1300 кДж;
∆H
0
(С
2
Н
2
) = 2∆H
0
(СО
2
)
+ ∆H
0
(Н
2
О) – ∆H
0
=
= 2∆H
0
(СО
2
)
+ ∆H
0
(Н
2
О) + 1300.
Пользуясь данными табл. 4, находим
∆ H
0
(С
2
Н
2(г)
) = 228 кДж/моль.
б) Запишем термохимическое уравнение реакции горения 2 моль этилена:
2C
2
H
4(г)
+ 6О
2(г)
= 4СО
2(г)
+ 4Н
2
О
(ж)
; ∆H
0
= –2822 кДж.
Отсюда можно записать:
∆H
0
= 4∆H
0
(СО
2
)
+ 4∆H
0
(Н
2
О) – 2∆H
0
(С
2
Н
4
) = –2822 кДж;
∆H
0
(С
2
Н
4
) = (4∆H
0
(СО
2
)
+ 4∆H
0
(Н
2
О) – ∆H
0
)/2 =
= (4∆H
0
(СО
2
)
+ 4∆H
0
(Н
2
О) +2822)/2.
Пользуясь данными табл. 4, находим
∆H
0
(С
2
Н
4(г)
) = 53 кДж/моль.
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением
теплоты.
Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с по-
глощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной
стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой стороны, система стре-
мится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая – с повышением темпера-
туры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которая называется энтропией.
Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества,
пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами. Энтропия отражает движение
частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает при нагревании, испарении, плав-
лении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п., уменьшается при конденса-
ции, кристаллизации, полимеризации и т.д. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (
∆S) зависит
только от начального (S
1
) и конечного (S
2
) состояния и не зависит от пути процесса:
∆S
х.р
= ΣS
0
прод
– ΣS
0
исх
. (4.1.3)
∆S = S
2
– S
1
. Если S
2
> S
1
, то ∆S > 0. Если S
2
< S
1
, то ∆S<0.
Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка
≈ Т∆S. Энтро-
пия выражается в Дж/(моль
⋅К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух составляющих:
стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (T
∆S). При Р = const и Т = const общую движущую
силу процесса, которую обозначают
∆G, можно найти из соотношения
∆G = (Н
2
– H
1
) – (TS
2
– TS
1
); ∆G = ∆H – T∆S. (4.1.4)
Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой хими-
ческого сродства является убыль энергии Гиббса (
∆G), которая зависит от природы вещества, его количества и
от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому
∆G
х.р
=
прод
обр
∑
∆G –
исх
обр
∑
∆G . (4.1.5)
Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала, в частности, в сторону
уменьшения
∆G. Если ∆G < 0, процесс принципиально осуществим; если ∆G > 0 – процесс самопроизвольно

Страницы