Химия. Сборник задач и упражнений. Часть I. Лямина Г.В - 41 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТПУ | Томск

Составители: 

Рубрика: 

81
Следствие 1 из закона Гесса: сумма энтальпий двух или
более промежуточных стадий при переходе от исходного со-
стояния к конечному состоянию равна энтальпии реакции, ко-
торая непосредственно ведет от исходного к конечному со-
стоянию системы.
В качестве примера рассмотрим процесс образования
СО
2
. Диоксид углерода можно получить двумя способами: сжи-
ганием углерода в кислороде сразу до диоксида углерода или
получая сначала оксид углерода.
С(графит) + О
2
= СО
2
, ΔН,
С(графит) + ½ О
2
= СО, ΔН
1
,
СО + ½ О
2
= СО
2
, ΔН
2
.
Оба пути имеют одинаковое начальное и одинаковое ко-
нечное состояния, поэтому имеет место равенство:
Δ
Н = ΔН
1
+ ΔН
2
.
Применение закона Гесса равносильно сложению термо-
химических уравнений. Тепловой эффект стадии образования
оксида углерода Δ
Н
1
не может быть определен эксперименталь-
но, так как эта реакция неосуществима в чистом виде. Однако,
пользуясь законом Гесса, можно рассчитать тепловой эффект
реакции на основе экспериментально определяемых Δ
Н и ΔН
2
:
Δ
Н
1
= ΔН – ΔН
2
.
Следствие 2 из закона Гесса: тепловой эффект реакции
(стандартная энтальпия химической реакции Δ
r
Н
0
298
) равен раз-
ности между суммой стандартных энтальпий образования про-
дуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования
исходных веществ с учетом стехиометрических количеств всех
веществ и их агрегатных состояний.
Δ
r
Н
0
298
= ∑(n
прод.
· Δ
f
Н
0
298
прод.
) – ∑(n
исх.в-в
· Δ
f
Н
0
298
исх.в-в
).
Для реакции
аА + bB = сС + dD
можно записать:
82
Δ
r
Н
0
298
= [c · Δ
f
Н
0
298
(C) + dΔ
f
Н
0
298
(D)] – [ a · Δ
f
Н
0
298
(A) +
+
b · Δ
f
Н
0
298
(B)].
Следствие 3 из закона Гесса (Закон Лавуазье – Лапласа):
тепловые эффекты прямой и обратной реакции (изменение
энтальпий) численно равны, но противоположны по знаку.
Например, разложение оксида углерода (ІІ) с образовани-
ем углекислого газа протекает по уравнению (прямая реакция):
2СО
(г)
→ СО
2 (г)
+ С
(тв)
;
r
Н
0
= –173 кДж (Q 0),
(обратная реакция):
СО
2 (г)
+ С
(тв)
→ 2СО
(г)
;
r
Н
0
= +173 кДж (Q 0).
Из вышеприведенного примера видно, что при разложе-
нии оксида углерода (ІІ) с образованием углекислого газа по-
глощается столько же теплоты, сколько выделяется при его об-
разовании.
5.4. Энтропия. Энергия Гиббса
Второй термодинамической функцией состояния является
энтропия – функция, ответственная за неупорядоченность со-
стояния данной химической системы: чем большей хаотично-
стью и беспорядком (т. е. большей неупорядоченностью) харак-
теризуется данная система, тем больше величина энтропии.
Энтропия обозначается латинской буквой
S и измеряется в Дж/K.
Второй закон термодинамики заключается в утвер-
ждении о том, что все самопроизвольно протекающие про-
цессы сопровождаются увеличением суммарной энтропии
системы и ее окружения. Иными словами, в любой изоли-
рованной системе с течением времени происходит возрас-
тание степени беспорядка (энтропии).
Энтропия пропорциональна так называемой термоди-
намической вероятности
W, определяемой через число мик-
росостояний, с помощью которых можно осуществить дан-
ное макросостояние, согласно формуле Больцмана

Страницы