Химия. Сборник задач и упражнений. Часть I. Лямина Г.В - 42 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТПУ | Томск

Составители: 

Рубрика: 

83
S = k lnW,
где
k – константа Больцмана.
Так как энтропия является функцией состояния системы,
ее изменение в процессе химической реакции также можно оп-
ределить по следствию из закона Гесса. Обычно вычисляют
стандартное изменение энтропии Δ
r
S
0
, используя таблицы тер-
модинамических величин, в которых приведены стандартные
энтропии веществ при
Т = 298 К:
Δ
r
S
0
298
= ∑(nпрод. ·
f
S
0
прод.
) – ∑(nисх.в-в ·
f
S
0
исх.в-в
).
В изолированной системе знак изменения энтропии явля-
ется критерием направленности самопроизвольного процесса:
если Δ
r
S > 0, то возможно самопроизвольное протекание про-
цесса в прямом направлении; если Δ
r
S < 0, прямой процесс тер-
модинамически невозможен, самопроизвольно может проте-
кать лишь обратный процесс; если Δ
r
S = 0, система находится в
состоянии термодинамического равновесия.
В закрытых системах в изобарно-изотермических или изо-
хорно-изотермических условиях критерием направленности
самопроизвольного процесса является знак изменения энергии
Гиббса (изобарно-изотермического потенциала – Δ
G) или энер-
гии Гельмгольца (изохорно-изотермического потенциала – Δ
F)
в системе. Изменения соответствующих функций определяются
следующими выражениями:
Δ
G = ΔН – ТΔS;
Δ
F = ΔU – ТΔS.
Химическая реакция
принципиально возможна в изобар-
но-изотермических условиях, если энергия Гиббса
уменьшает-
ся, т. е.
ΔG<0. Если ΔG>0, прямой процесс термодинамически
невозможен, возможен процесс в обратном направлении. Ра-
венство Δ
G = 0 является условием химического равновесия.
Соответственно, изохорно-изотермический процесс возможен
при Δ
F < 0, невозможен при ΔF > 0, система находится в тер-
модинамическом равновесии при Δ
F = 0.
84
Стандартную энергию Гиббса реакции как функцию со-
стояния рассчитывают по следствию из закона Гесса:
Δ
r
G
0
298
= ∑(n прод.·Δ
f
G
0
298
прод.
) – ∑(n исх.в-в ·Δ
f
G
0
298
исх.в-в
).
Значения стандартных энергий Гиббса образования хими-
ческих соединений (Δ
f
G
0
298
) приведены в таблицах термодина-
мических величин. Δ
f
G
0
298
простых веществ в стандартных со-
стояниях и устойчивых модификациях равны нулю.
5.5. Примеры решения задач
Пример 1
Вычислите тепловой эффект образования NH
3
из простых
веществ при стандартном состоянии по тепловым эффектам ре-
акций:
2Н
2
+ О
2
= 2Н
2
О
(ж)
; Δ
r
Н
0
1
= –571,68 кДж, (1)
4 NH
3
+ 3О
2
= 6Н
2
О
(ж)
+ 2N
2
; Δ
r
Н
0
2
= –1530,28 кДж. (2)
Решение
Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой
необходимо определить:
1/2 N
2
+ 3/2 Н
2
= NH
3
. (3)
Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения
можно складывать, вычитать и умножать на численные множи-
тели. Воспользуемся этим выводом и скомбинируем уравнения
(1) и (2) таким образом, чтобы получить искомое уравнение (3).
В уравнения (1) и (2) входят Н
2
О
(Ж)
и О
2
, которые не вхо-
дят в уравнение (3), поэтому, чтобы исключить их из уравнений
(1) и (2), умножим уравнение (1) на 3 (так как в уравнении (1)
Н
2
О
(Ж)
и О
2
в 3 раза меньше, чем в уравнении (2)) и вычтем из
него (2) (при этом NH
3
и N
2
окажутся в нужных частях искомо-
го уравнения):
6Н
2
+ 3О
2
– 4 NH
3
– 3О
2
= 6Н
2
О
(ж)
– 6Н
2
О
(ж)
–2 N
2
. (4)

Страницы