Как можно рассчитать тепловой эффект реакции aa bb cc dd при p t const

Обновлено: 02.07.2024

Теплотой реакции (тепловым эффектом реакции) называется количество выделенной или поглощённой теплоты Q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется эк­зотермической, если теплота поглощается, реакция называется эндотермической.

Теплота реакции определяется, исходя из первого закона (начала) термодинамики, матема­тическим выражением которого в его наиболее простой форме для химических реакций является урав­нение:

Термохимические расчёты производятся, используя или закон Гесса, согласно которому тепло­вой эффект процесса не зависит от его пути, а определяется лишь природой и состоянием исход­ных веществ и продуктов процесса, или,чаще всего, следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий ) образования продуктов за вычетом суммы теплот ( эн­тальпий ) образования реагентов.

В расчётах по закону Гесса используются уравнения вспомогательных реакций, тепловые эффек­ты которых известны. Суть операций при расчётах по закону Гесса заключается в том, что над уравне­ниями вспомогательных реакций производят такие алгебраические действия, которые приводят к урав­нению реакции с неизвестным тепловым эффектом.

Если в термохимическом расчёте используется следствие из закона Гесса, то для реакции, выра­женной уравнением aA+bB=cC+dD, пользуются соотношением:

Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодина­мически устойчивых фазах и модификациях 1 *.Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н₂(г)+ О₂(г)= 2Н₂О(г).Раз­мерность теплоты образования - кДж/моль.

В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных ус­ловий, для которых формула (2.2) приобретает вид:

Пример 2.2. Расчёт стандартной теплоты реакции, выраженной уравнением:

Согласно следствию из закона Гесса записываем 3* :

Отрицательный знак теплоты реакции указывает на экзотермичность процесса.

В термохимии тепловые эффекты принято указывать в уравнениях реакций. Такиеуравнения с обозначенным тепловым эффектом называются термохимическими. Например, термохимическое уравнение рассмотренной в примере 2.2 реакции записывается:

Как рассчитать тепловой эффект реакции?

Согласно первому следствию из закона Гесса: Тепловой эффект реакции при стандартных условиях равен разности между суммой теп- лот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, ум- ноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты.

Объяснение:

∆H показывает, что в ходе химической реакции происходит выделение тепла в окружающую среду (экзотермическая реакция) или поглощение тепла (эндотермическая реакция). Рассчитывается энтальпия так: ∆H = m x s x ∆T, где m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции, ∆T — изменение температуры в результате реакции.

Практическое значение закона Гесса заключается в следующем. Закон позволяет рассчитывать тепловые эффекты процессов не

Уравнение химической реакции с указанием теплового эффекта называется термохимическим уравнением. С термохимическими уравнениями можно обращаться так же, как и с алгебраическими уравнениями (складывать, умножать, делить).

Первое следствие из закона Гесса: тепловой эффект обратной реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту прямой реакции.

Второе следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакций за вычетом (минус) суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.

(3.3) здесь индекс f от лат. foramentum – образование.

При суммировании обязательно учитываются стехиометрические коэффициенты уравнения реакции.

Для расчета тепловых эффектов используются стандартные теплоты образования веществ. Стандартной теплотой (энтальпией) образования вещества (или ) называетсяизменение энтальпии при образовании одного моль вещества из простых веществ, находящихся при стандартных условиях. Стандартная энтальпия простого вещества равна нулю.

Например, если вещество получено по реакции выраженной термохимическим уравнением

его стандартная теплота образования равна

Третье следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакцииравен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом (минус) суммы теплот сгорания продуктов реакции.

здесь индекс с от лат. combustum - сгорание.

Закон Кирхгофа устанавливает зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Формулировка закона: температурный коэффициент теплового эффекта реакции равен изменению теплоемкости в результате процесса.

Уравнение Кирхгофа для изобарного процесса (р = const):

, (3.5)

где .

что допустимо в небольшом интервале температур.

Отсюда выведем формулу для вычисления теплового эффекта:

C_p = a + bT + cT² или C_p = a + bT + .

В общем виде изменение теплоемкости равно

Подставим это выражение в уравнение Кирхгофа, тогда

Возьмем неопределённый интеграл и получим выражение

Уравнение Кирхгофа для изохорного процесса (V = const):

Задача.

Выразить зависимость теплового эффекта реакции от температуры, если известен тепловой эффект этой реакции при Т = 298 К и уравнение зависимости . Данные термодинамических величин приведены в справочнике.

Решение. В основе решения – развернутое уравнение Кирхгофа (3.7):

Для определения и надо знать зависимость для каждого из исходных веществ и продуктов реакции: или .

Для нахождения постоянной интегрирования надо знать тепловой эффект реакции при температуре 298:

Порядок расчета.

1. Данные из справочника заносим в таблицу.

Таблица 2 Термохимические величины веществ

2. Находим тепловой эффект реакции при Т = 298 К.

3. Находим в общем виде.

Принимает Т = 0. .

6. Находим теоретическую зависимость теплового эффекта реакции от температуры

7. Определим тепловой эффект при Т = 500 К.

8. Определим насколько при температуре Т отличается .

где - число кмоль продуктов реакции минус число кмоль исходных веществ в газообразном состоянии; .

Термодинамические потенциалы. Химическое равновесие.

Термодинамическими потенциалами, или характеристическими функциями, называют термодинамические функции, которые содержат в себе всю термодинамическую информацию о системе. Наибольшее значение имеют четыре основных термодинамических потенциала:

1) внутренняя энергия U(S,V),

2) энтальпия H(S,p) = U + pV,

3) энергия Гельмгольца F(T,V) = U – TS,

4) энергия Гиббса G(T,p) = H – TS = F + pV.

В скобках указаны термодинамические параметры, которые получили название естественных переменных для термодинамических потенциалов. Все эти потенциалы имеют размерность энергии и все они не имеют абсолютного значения, поскольку определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле.

Зависимость термодинамических потенциалов от их естественных переменных описывается основным уравнением термодинамики, которое объединяет первое и второе начала. Это уравнение можно записать в четырех эквивалентных формах:

dU = TdS – pdV dH = TdS + Vdp dF = – pdV – SdT dG = Vdp – SdT

Эти уравнения записаны в упрощенном виде – только для закрытых систем, в которых совершается только механическая работа.

Другой важный смысл термодинамических потенциалов состоит в том, что они позволяют предсказывать направление термодинамических процессов. Любой термодинамический потенциал в необратимых процессах при постоянстве естественных переменных уменьшается и достигает минимума при равновесии:

Потенциал	Естественные переменные	Условие самопроизвольности	Условия равновесия
U	S = const, V = const	dU < 0	dU = 0, d 2 U > 0
H	S = const, p = const	dH < 0	dH = 0, d 2 H > 0
F	T = const, V = const	dF < 0	dF = 0, d 2F > 0
G	T = const, p = const	dG < 0	dG = 0, d 2 G > 0

Наибольшее значение в конкретных термодинамических расчетах имеют два последние потенциала – энергия Гельмгольца F и энергия Гиббса G , т.к. их естественные переменные наиболее удобны для химии. Другое (устаревшее) название этих функций – изохорно-изотермический и изобарно-изотермический потенциалы. Они имеют дополнительный физико-химический смысл. Уменьшение энергии Гельмгольца в каком-либо процессе при T = const, V = const равно максимальной механической работе, которую может совершить система в этом процессе: F₁ – F₂ = W_max (= W_обр).

Аналогично, уменьшение энергии Гиббса в каком-либо процессе при T = const, p = const равно максимальной полезной (т.е., немеханической) работе, которую может совершить система в этом процессе: G₁ – G₂ = W_пол.

Расчет изменения функций F и G в химических реакциях можно проводить разными способами. Рассмотрим два из них на примере энергии Гиббса.

1) По определению G = H – TS. Если продукты реакции и исходные вещества находятся при одинаковой температуре, то стандартное изменение энергии Гиббса в химической реакции равно: , где тепловой эффект можно рассчитать с помощью стандартных энтальпий образования, а стандартное изменение энтропии – по абсолютным энтропиям участников реакции.

2) Аналогично тепловому эффекту реакции, изменение энергии Гиббса можно рассчитать, используя энергии Гиббса образования веществ.

В термодинамических таблицах обычно приводят абсолютные энтропии и значения термодинамических функций образования соединений из простых веществ при температуре 298 К и давлении 101,3 кПа (стандартное состояние).

Химическим равновесием называется такое состояние обратимой химической реакции

aA + bB = cC + dD,

при котором с течением времени не происходит изменения концентраций реагирующих веществ в реакционной смеси. Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия: ,

где C_i – концентрации компонентов в равновеснойидеальной смеси.

Для реакций, протекающих в газовой фазе, константу равновесия удобно выражать через равновесные парциальные давления P_i компонентов: .

Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия. Так, повышение давления сдвигает равновесие в сторону уменьшения количества молекул газа. Добавление в равновесную смесь какого-либо компонента реакции сдвигает равновесие в сторону уменьшения количества этого компонента. Повышение (или понижение) температуры сдвигает равновесие в сторону реакции, протекающей с поглощением (выделением) теплоты.

Количественно зависимость константы равновесия от температуры описывается уравнением изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа)

и изохоры химической реакции (изохоры Вант-Гоффа) .

Читайте также:

  
• Твоя голова болит что ли
  
• Сколько стоит настольная игра бизнесмен
  
• Гоблин дрессировщик диабло 3 где искать
  
• Как снять доспехи в assassins creed revelations
  
• Как посмотреть fps в pubg