Шпаргалка по билетам (1106646), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Способы расчета энтальпий р-ций с использованием закона Гесса (конкрет примеры).

Закон Гесса: "энтальпия химического процесса не зависит от пути проведения этого процесса, т.е. числа и вида промежуточных стадий, а определяется исключительно начальным и конечным состоянием системы, т.е. исходными веществами и продуктами реакции."

Следствия: 1) Если уравнение некоторой реакции можно составить из уравнений других реакций (путем их сложения, вычитания и умножения на числа), то энтальпия этой реакции является результатом такой же комбинации энтальпий этих реакций.

2) Энтальпия обратной реакции равна энтальпии прямой реакции, взятой с обратным знаком.

3) Энтальпия любой реакции равна разности суммы энтальпий образования продуктов и суммы энтальпий исходных веществ (с учетом коэффициентов)

На примере получения 1 моля диоксида углерода СО2 из 1 моля углерода (графита) и 1 моля кислорода:

Это превращение можно осуществить многими способами.

1) прямое превращение исходных веществ: С(гр) + О2(г) = СО2(г). ∆rH1(1)

2) окисление графита до угарного газа: С(гр) + 1/2О2(г) = СО(г) ∆rH1(2) с последующим взаимодействием угарного газа с остатком кислорода CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г) ∆rH2(2)

3) из кислорода образуется озон, затем он реагирует с графитом. О2(г) =3/2О3(г) ∆rH1(3)

С + 2/3О3 = СО2 ∆rH2(3)

По закону Гесса: ∆rH(1) = ∆rH1(2) + ∆rH2(2) = ∆rH1(3) + ∆rH2(3)

Выразим отсюда энтальпию образования оксида углерода (II), которую нельзя определить калориметром, так как нельзя сжечь графит в кислороде так, чтобы не получить примеси оксида угл (IV)

∆rH1(2) =∆rH(1)- ∆rH2(2)

Реакцию образования СО из графита и кислорода можно получить, вычитая из реакции получения СО2 реакцию сжигания СО:

-CO(г) + С(гр) + 1/2О2(г) = 0 или Сгр + 1/2О2г = СОг

Тогда ∆rH1(2) =∆rH(1)- ∆rH2(2), что согласуется с результатом, полученным ранее из закона Гесса.

Билет 5

Энтальпия образования в-ва. Стандартное состояние эл-та и в-ва. Расчет энтальпий р-ций по стандартным энтальпиям образования в-в (пример)

Стандартная энтальпия образования в-ва ∆fHº - энтальпия р-ции образования одного моль этого в-ва в стандартном состоянии из простых веществ, являющихся стандартными состояниями элементов.

Справочная величина. За 0 приняли энтальпию образования простого в-ва в станд сост при 298К. Если элт образ несколько прост в-в, то равной нулю считается энтальпия образования только одного из них - стандартного сост эл-та.

Энтальп образования гидратированного иона Н+ принята равно 0.

Стандартное состояние в-ва - состояние данного в-ва в чистом виде при заданной температуре и давлении 1 атм.

В качестве стандартного состояния элемента выбирают наиболее устойчивое простое в-во, образуемое этим элементом при интересующей температуре и давлении 1 атм. Хотя за станд сост Р принято выбирать его наименее устойчивую модификацию - белый фосфор

Правила выбора стандартных состояний веществ:

1) Для твердых и жидких веществ стандартное состояние - индивидуальное в-во

2) Для газообразных веществ стандартное состояние - газ при давлени 1 атм

3) Для веществ находящихся в растворе стандартное состояние - идеальный раствор с концентрацией 1 моль/л (1М)

Пример

По 3 следствию из закона Гесса: Энтальпия любой реакции равна разности суммы энтальпий образования продуктов и суммы энтальпий исходных веществ (с учетом коэффициентов)

2NaClк + H2SO4ж = Na2SO4к + 2HCLг (1)

Исходные вещества и продукты этой р-ции можно получить из одних и тех же простых веществ, являющихся стандартными состояниями соответствующих элементов: кристаллич Na, газообразных хлора, водорода и кислорода, ромбической серы.

Реакция 2Naк + Cl2г + Н2г + Sромб +2О2г = 2NaClк + Н2SO4ж (2)

Представляет собой сумму реакций образования NaCl и H2SO4:

Na,к + 1/2Cl2,г = NaCl,к

H2,г + Sромб + 2О2,г = H2SO4

Соответственно энтальпия этого процесса равна сумме энтальпий образования NaCl и Н2SO4:

∆rH(2) = 2∆fH(NaCl,к) + ∆fH(H2SO4,ж)

Энтальпия реакции

2Na,к + Cl2,г + H2,г + Sромб + 2О2,г = Na2SO4,к + 2HCl,г (3)

Складыватся из энтальпий реакций образования Na2SO4 и HCl

2Na + S +2О2 = Na2SO4

1/2Cl2 + 1/2H2 = HCl

∆rH(3) = ∆fH(HCl) + ∆fH(Na2so4)

Поскольку последовательное осуществление реакций (1) и (2) приводит к такому же результату, что и реакция (3), согласно закону Гесса, сумма энтальпий реакций (1) и (2) равна энтальпии реакции (3)

∆rH(1) + ∆rH(2) = ∆rH(3)

∆rH(1) = ∆rH(3) - ∆rH(2) = [2∆fH(HCl) + ∆fH(H2SO4)] - [2∆fH(NaCl,к) + ∆fH(H2SO4,ж)]

Билет 6

Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы (примеры). Макро- и микросостояния системы. Термодинамическая вероятность и энтропия. Энтропия и самопроизвольность.

Самопроизвольный процесс - который либо с самого начала протекает сам, без всякой "помощи" извне, либо требует для своего начала инициирования, а далее продолжается без внешнего воздействия. (реакция водорода со фтором, кислорода с водородом, горение угля, вытекание воды из стакана). (если хотя бы в принципе можно подобрать такие условия, при которых этот процесс может быть использован как источник работы)

Несамопроизвольным является процесс, который не может протекать без постоянной затраты энергии. (электролиз воды, образование озона из кислорода)

Если прямой процесс является самопроизвольным, то обратный - несамопроизвольным, и наоборот.

Макросостояние системы - состояние, которое можно охарактеризовать определенными, реально наблюдаемыми параметрами как температура, давление, состав, полная энергия и т.д.

Микросостояние - способ реализации макросостояния. Состояние, для которого полностью известно, что происходит с каждой частицей, имеющейся в системе. Все микросостояния равновероятны, а вероятность макросостояния тем больше, чем больше микросостояний ему соответствуют.

Термодинамическая вероятность - число микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние.

Процессы идут самопроизвольно от состояний с низкой термодинамической вероятностью к состояниям с высокой термодинамической вероятностью.

S=k*lnW

формула Больцмана, k - константа Больцмана=R/NА=1,38*10^(-23) Дж\К

Энтропия - мера беспорядка в системе. Энтропия прямо пропорциональна размерам системы. (экстенсивный параметр).

Второй закон термодинамики: "Самопроизвольные процессы идут в направлении возрастания термодинамической вероятности, а следовательно, и энтропии системы".

Энтропию называют мерой беспорядка в системе. Те состояния, которые реализуются небольшим числом способов, т.е. имеют низкую энтропию, считают упорядоченными, а те, которые можно воспроизвести большим числом способов, называют неупорядоченными.

Билет 7

Энтропия в-ва. Зависимость её от температуры, объема, агрегатного состояния. Энтропия образования в-ва.

S=k*lnW

формула Больцмана, k - константа Больцмана=R/NА=1,38*10^(-23) Дж\К, W -термодин вероятн.

Энтропия в-ва - величина абсолютная. Для газа, состоящего из не очень сложных молекул, энтропию вычисляют непосредственно по формуле Больцмана. Для более сложных в-в определяют экспериментально. Абсолютные значения S приводят в справочниках.

Стандартная энтропия в-ва Sº - значение энтропии 1 моля в-ва в его стандартном состоянии. (Дж/мольК)

Энтропия прямо пропорциональна размерам системы. (экстенсивный параметр). При увеличении системы увеличивается энтропия.

При повышении температуры молекулы двигаются быстрее и хаотичнее. Термодинамическая вероятность увелич, соответственно увелич и энтропия. Изменение энтропии системы, поглотившей теплоту Q при постоянной температуре Т, вычисляется по формуле ∆S=Q/T Если же с ростом температуры изменяется агрегатное состояние учатников реакции, то меняется и сама р-ция.

Энтропия при фазовых переходах меняется обычно так: Sгаза>Sжидк>Sтв.

Энтропия 1 моля вещества тем больше, чем сложнее его химический состав:S(Na,k)<S(NaCl,k)

При одинаковой сложности состава вещества его энтропия тем больше, чем больше молекулярная масса: S(H2,г)<S(O2,г)

Энтропия образования в-ва - энтропия реакции, в которой 1 моль этого в-ва образуется из простых веществ, являющихся стандартными состояниям элементов.

Абсолютные энтропии в-в всегда положительны, а энтропии образования веществ могут быть как положительными, так и отрицательными. (Н2(г)+1/2О2(г)=Н2О(г))

Билет 8

Энтропия химической р-ции. Процессы, сопровождающиеся увелич/уменьш энтроп (примеры). Расчет энтропии хим р-ции (пример)

Энтропия р-ции - изменение энтропии в-в, участвующих в р-ции ∆rS. Равна разности суммы энтропий продуктов р-ции и суммы энтропий реагентов. ∆Sреак = ∑Sпрод - ∑Sреаг.

Энтропия обычно возрастает при растворении твердого вещества в воде или другом растворителе: S(NaCl,k)>S(NaCl,р)

Энтропия газа уменьшается при его растворении в воде или другом растворителе: S(CO2,г)>S(CO2,р)

Энтропия реакции на примере: 2NO,г + 2H2,г = 2H2O,г + N2,г

∆rS = 2S(H2O,г) + S(N2,г) - 2S(NO,г) - 2S(H2,г) = -113,4 Дж/к <0

Билет 9

Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования в-ва. Стандартная энергия Гиббса хим р-ции. Расчет стандартной энергии Гиббса хим р-ции (пример)

Изменение энтропии сист, поглотивш теплоту Q при пост Т:

∆S=Q/T

∆Sвн ср=-∆rH/T

Тогда общее изменение энтропии, складывающееся из изменений энтропии сист и вн ср:

∆Sобщ=∆rS+∆Sвн ср = ∆rS-∆rH/T

Самопроизвольной является р-ция, в ходе кот общ энтропия увелич: ∆rS-∆rH/T>0

или ∆rH-∆rST<0

∆r(H-TS) = ∆rG

-изменение энергии Гиббса, или Энергия Гиббса р-ции.

∆fGº - изменение энергии Гиббса при образовании 1 моль в-ва в его стандартном состоянии из простых в-в, являющихся стандартными состояниями эл-тов.

∆fGº простого в-ва, являющегося стандартным сост эл-та принимают равной нулю при любой темп. При расчете станд эн Г образ ионов принимют что ∆fGº Н+ = 0

∆rGº - стандартная энергия Гиббса р-ции рассчитывается как разность суммы энергий Г образования продуктов р-ции и суммы энергий Г образования реагентов (с учетом стехиом коэфф). Применимо только при Т=298К. При других Т рассчит по формуле ∆rHº-∆rSºT.

СO+3H2=CH4+H2O

При Т=298К

∆rGº=∆fGº(СН4г)+ ∆fGº(Н2Ож)- ∆fGº(СОг)-3∆fGº(Н2г)

При Т=1000

∆rGº=∆rHº-∆rSºT Рассчитать ∆rHº и ∆rSº через ∆fHº и ∆fSº и подставить в ур-ние не забыв перевести энтальпию в Дж из КДж

Билет 10

Зависимость эн Гиб р-ции от температуры (энтальпийн и энтропийн факторы), Эн Г и самопроизвольность процесса.

Критерием самопроизвольности процесса в закрытой системе при пост темпер и постоянном давлении является условие уменьшения его эн Г.

∆rG<0

Из ур-ния ∆rH-∆rST=∆rG следует, что знак ∆rG определяется соотношением энтропии и энтальпии р-ции, поэтому говорят об энтальпийном и энтропийном факторах р-ции. Энтальпийный фактор благоприятен, если ∆rH<0, а энтропийный если ∆rS>0. Энтальпийный фактор явл определяющим для процессов, протекающих в твердой фазе, т.к. энтропия там меняется мало. А в р-циях с образованием большого числа газов преобладает энтропийный фактор. Роль энтропийного фактора увеличивается с ростом температуры.

Условия самопроизвольного и несамопроизвольного протекания процессов:

∆rH>0, ∆rS>0 - Реакции самопроизвольны (∆rG<0) при высоких температурах

∆rH>0, ∆rS<0 - Реакции при любых температурах несамопроизвольны (∆rG>0)

∆rH<0, ∆rS>0 - Реакции самопроизвольны (∆rG<0) при любых температурах

∆rH<0, ∆rS<0 - Реакции самопроизвольны (∆rG<0) при низких температурах.

Физич смысл эн Г. ∆rG равна работе, которую в самопроизвольном процессе можно получить от системы, а в несамопроизвольном необх затратить.

Процесс самопроизволен если хотя бы в принципе можно подобрать такие условия, при которых этот процесс может быть использован как источник работы.

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)