Пример решения 3.2

По закону Гесса тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния конечных продуктов и исходных веществ, но не зависит от пути протекания реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий, т.е., при расчете D H⁰ химической реакции (Δ H ):

Δ H = ∑Δ Н ⁰_{f, продуктов реакции} − ∑Δ Н ⁰_{f, исходных веществ}

При этом следует учитывать число молей веществ в уравнении химической реакции.

Так для реакции:

а₁А₁ + а₂А₂ +...= b₁В₁ + b₂В₂ +...,

где a _i – число молей для исходных веществ; A _i – исходные вещества; b _i – число молей для продуктов; B _i – конечные продукты,

Δ Н ⁰_{298, х.р.} = (b₁Δ H + b₂Δ H +...) – (a₁Δ H + a₂Δ H +...).

Значения термодинамических параметров, приведенных в Приложении 2, даны для одного моля вещества. Стандартная энтальпия образования вещества обозначается Δ H .

В качестве примера рассчитаем Δ H для следующей химической реакции:

2СО (г) + 2Н₂ (г) = СН₄ (г) + СО₂ (г).

Δ Н ⁰_{298, х.р.}= (Δ H + Δ H ) − (2 Δ H + 2Δ H ) =

= (-74,85+ (-396,3)) − (2×(-110,5) + 2×0) = -250,15 кДж.

Так как энтальпия системы уменьшается (Δ Н < 0), то тепло выделяется. Следовательно, данная реакция является экзотермической.

Аналогично рассчитаем Δ S ⁰₂₉₈ химической реакции.

Энтропия вещества определяет меру беспорядка в системе и представлена значением S . Единица измерения энтропии: Дж/моль·К.

Δ S =(S + S )−(2 S +2 S ) = =(186,19+213,6)−(2×197,4 + 2×130,6) = -794,59 Дж/К = -0,795 кДж/К.

Так как энтропия системы уменьшается (ΔS < 0), следовательно, система стала обладать большей степенью упорядоченности.

Переходим к расчету Δ G химической реакции. Значение Δ G химической реакции рассматривается как изменение свободной энергии системы (энергии Гиббса) – энергии, используемой для совершения полезной работы.

Δ G = Δ H − Т×Δ S

При расчете Δ G химической реакции, согласно второму закону термодинамики, от полной энергии, связанной с Δ Н реакции отнимается энергия "беспорядка", т.е. – произведение Т×Δ S. В результате получается "энергия порядка", а порядок характеризует работу, которую может совершить система.

Если свободная энергия системы уменьшается (Δ G _х.р.<0), значит химическая реакция термодинамически вероятна.

Реакция не может протекать самопроизвольно, если Δ G _х.р.>0, т.е., если свободная энергия возрастает, то на совершение работы требуются затраты энергии извне.

При Δ G _х.р.=0 система находится в состоянии термодинамического равновесия.

Согласно вышеприведенной формуле,

Δ G = (-250,15) − 298×(-0,795) = +13,24 кДж,

т.е. реакция при 298 К и Р = 101,3 кПа термодинамически не возможна.

Рассчитаем температуру начала реакции, т.е. Т_равн.. Для этого исходим из условия термодинамического равновесия, при которомΔ G _х.р.=0:

Δ G = Δ H − Т×Δ S = 0.

Тогда Т = = = 314,65 К,

ниже этой температуры реакция будет термодинамически возможной, так как Δ G примет значение меньше нуля.

Таблица III.1

Вариант	Элемент	Масса элемента, г	Формула оксида	Выделенное тепло, кДж
	Fe		FeO	-2648
	Si	2,8	SiO2	-90,8
	Li		Li2O	1190,8
	Ca		CaO	2542,0
	Fe	11,2	Fe2O3	-82,2
	S		SO2	-1485,3
	Na		Na2O	-416,3
	K		K2O	-726,4
	Cr		CrO3	-292,8
	Zn		ZnO	-70,1
	Ca		CaO	-79,4
	Mg		MgO	-300,5
	B	21,6	B2O3	-1254,0
	P		P2O5	-6192,3
	Be		BeO	-1197,0
	Ag		Ag2O	-7,7
	Cs	26,6	Cs2O	-31,7
	Cu		CuO	-324
	Rb	17,1	Rb2O	-33,0
	Sr		SrO	-2952,0
	Ti		TiO	-1579,0
	Ge	145,2	GeO	-510,0
	Al	27,0	Al2O3	-837,5
	C	60,0	CO2	-1967,5
	As	75,0	As2O5	-462,5
	Ba	68,5	BaO	-279,0
	C	36,0	CO	-331,5
	Cu	32,0	Cu2O	-43,3
	N	70,0	N2O	+205,2
	H	4,0	H2O	-483,6

Таблица III.2

Номер варианта	Уравнение реакции
	CH4 (г) + 2O2 (г) = CO2 (г) + 2H2O (г)
	CO (г) + H2O (г) = CO2 (г) + H2 (г)
	2H2S (г) + 3O2 = 2H2O (ж) + 2SO2 (г)
	2CH3OH (ж) + 3O2 (г) = 4H2O (ж) + 2CO2 (г)
	4HCl (г) + O2 (г) = 2Cl2 (г) + 2H2O (г)
	CaCO3 (к) + HCl (ж) = CaCl2 (к) + CO (г)
	3Fе2О3 (к) + Н2 (г) = 2Fе3O4 (к) + Н2О (г)
	Fе2О3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fе (к) + 3Н2О (г)
	Fе3О4 (к) + 4Н2 (г) = 3Fе (к) + 4Н2О (г)
	Fе3О4 (к) + Н2 (г) = 3FеО (к) + Н2О (г)
	СО (г) + 2Н2 (г) = СН3ОН (ж)
	СО(г) + 3Н2 (г) = СН4 (г) + Н2О (г)
	MgО (к) + H2 (г) = MgCO3 (к) + H2O (ж)
	C (граф) + 2 N2O (г) = CO2 + 2 N2 (г)
	4NH3 (г) + 3O2 (г) = 2N2 (г) +6H2O (ж)
	SO2 (г) + CO2 (г) = SO3 (г) + CO (г)
	4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO (г) + 6H2O (г)
	2Cl2 (г) + O2 (г) = 2Cl2O (г)
	2ZnS (к) + 3O2 (г) = 2ZnO (к) + 2SO2 (г)
	CaO (к) + 3C (граф) = CaC2 (к) + CO (г)
	H2S (г) + Cl2 (г) = 2HCl (г) + S (к)
	H2S (г) + I2 (г) = 2HI (г) + S (к)
	Al2O3 (к) + 3SO3 (г) = Al2(SO4)3 (к)
	2H2S (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2S (к)
	4HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl2 (г)
	2P (т) + Н2 (г) + 3О2 (г) = 2 НРО3 (ж)
	С2Н5ОН (ж) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 3Н2О (г)
	2NH4NO3 (к) = 4Н2О (г) + О2 (г) + 2N2 (г)
	2PbS (к) + 3О2 (г) = 2PbO (к) + 2SO2 (г)
	SO2 (г) + 2H2S (г) = 3S (к) + 2Н2О (г)

Тема IV. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ