Энергетика химических реакций

Перед решением заданий этого раздела студент должен по учебникам проработать и усвоить основные понятия и законы термодинамики: внутренняя энергия (U); энтальпия (H); энтропия (S); свободная энергия Гиббса (G); стандартная энтальпия образования вещества (ΔНº_обр.); стандартная энергия образования Гиббса (ΔGº_обр.); стандартная абсолютная энтропия (Sº_абс.); первый и второйзаконы термодинамики; закон Гесса; следствия из закона Гесса.

Термодинамикой называется наука о взаимных превращениях энергии из одной формы в другую. Важнейшими законами являются первый и второй законы термодинамики. По первому закону рассчитываются тепловые эффекты химических процессов, по второму закону – определяется возможность, направление и предел самопроизвольного протекания реакции в заданных условиях.

Раздел химической термодинамики, который занимается изучением тепловых явлений в химических реакциях, называется термохимией. При проведении расчетов в термохимии используются термохимические уравнения – такие уравнения химических реакций, в которых кроме формул самих веществ, учитываются еще и тепловые эффекты (в правой части от знака равенства в уравнении химической реакции). В термохимических уравнениях допускают нецелочисленные коэффициенты 1/2; 7/2; 15/2 и т.д. С термохимическими уравнениями можно производить (при вычислениях) различные алгебраические действия (умножать эти уравнения на одно и то же число, делить, складывать, вычитать и т.п.).

В термохимических уравнениях рядом с формулами различных веществ следует записывать агрегатное состояние реагента (или его модификацию).

При этом если прямая реакция (т.е. протекающая слева направо по записи уравнения реакции), сопровождается выделением тепла, то такая реакция называется экзотермической. Если же осуществление прямой реакции требует затрат энергии, то даннаяреакция называется эндотермической.

Расчеты тепловых эффектов производятся по следствию закона Гесса: тепловой эффект химической реакции ΔH_х.р. равен сумме энтальпий образования ΔНº_обр. продуктов реакции (с учетом коэффициентов реакции) за вычетом суммы энтальпий образования реагентов (с учетом коэффициентов реакции). Энтальпии образования студент выписывает из таблицы стандартных термодинамических величин по всем реагентам.

Для простых веществ ΔНº_обр. = 0!

Для свободных энергий Гиббса можно сформулировать аналогичное правило – свободная энергия Гиббса химической реакции ΔG_х.р. равна сумме свободных энергий Гиббса образования ΔGº_обр. продуктов реакции (с учетом коэффициентов реакции) за вычетом суммы свободных энергий Гиббса образования реагентов (с учетом коэффициентов реакции).

Таким же образом значение энтропии химической реакций связано со стандартными значениями энтропий (Sº_абс.) – изменение энтропии при проведении химической реакции ΔS_х.р. равно сумме Sº_абс. продуктов реакции (с учетом коэффициентов реакции) за вычетом суммы энтропий реагентов (с учетом коэффициентов реакции).

Теплота парообразования вещества ΔHº_пар. – стандартная энтальпия процесса перехода вещества из жидкого состояния в газообразное. ΔHº_пар. Выражается через стандартные энтальпии образования вещества в жидком и газообразном состоянии, например ΔHº_пар.(H₂O):

ΔHº_пар. = ΔH_обр.º(H₂O(г.)) – ΔH_обр.º(H₂O(ж.)).

По знаку ΔG_х.р. определяют принципиальную возможность и направление протекания химических реакций:

Если ΔG_х.р. < 0, то самопроизвольно протекать будет прямая реакция, если ΔG_х.р. > 0, то обратная.

Для определения принципиальной возможности протекания реакции при заданной температуре используется формула Гиббса, связывающая свободную энергию Гиббса при данной температуре T с энтропией и энтальпией реакции:

ΔG_х.р. = ΔHº_х.р. – T · ΔSº_х.р.

Энергию Гиббса и энтальпию принято измерять в кДж, энтропию – в Дж, температура измеряется в Кельвинах.

Пример 1.реакция горения этилена выражается термохимическим уравнением:

С₂H₄(г.) + 3О₂(г.) = 2СО₂(г.) + 2Н₂О(ж.)

ΔH_х.р. = –1306,89 кДж.

Вычислить энтальпию образования этилена ΔHº_обр.(С₂H₄(г.)), если известны энтальпии образования: ΔHº_обр.(СО₂(г.)) = –393,51 кДж/моль;

ΔHº_обр.(Н₂О(ж.)) = –285,83 кДж/моль.

Используем следствие из закона Гесса:

ΔH_х.р. = ΔHº_обр.(Н₂О(ж.))·2 моль + ΔHº_обр.(СО₂(г.))·2 моль –
– ΔHº_обр.(С₂H₄(г.))·1 моль.

Так как в этом примере неизвестным является третье слагаемое, то, подставляя данные из условия примера, решаем уравнение:

–1306,89 кДж = (–285,83 кДж/моль)·2 моль +
+ (–393,51 кДж/моль)·2 моль – ΔH_обр.(С₂Н₄(г.))·1 моль.

1 моль·ΔHº_обр.(С₂Н₄(г.)) = (–571,66 кДж – 787,02 кДж) –
– (–1306,89 кДж).

Таким образом, ΔHº_обр.(С₂Н₄(г.)) = 51,79 кДж/моль.

Пример 2. Вычислить, энтальпию сгорания 10 литров (при н.у.) метана (продукты сгорания СО₂(г) и Н₂О (г.)), если:

ΔНº_обр.(СН₄(г.)) = –74,9 кДж/моль,

ΔНº_обр.(СО₂(г.)) = –393,51 кДж/моль,

ΔНº_обр.(Н₂О(г.)) = –241,83 кДж/моль.

Запишем термохимическое уравнение процесса сгорания:

CH₄(г.) + 2O₂(г.) = CO₂(г.) + 2H₂O(г.).

Для нахождения энтальпии реакции горения используем следствие из закона Гесса:

ΔH_х.р. = ΔHº_обр.(Н₂О(г.))·2 моль + ΔHº_обр.(СО₂(г.))·1 моль –
– ΔHº_обр.(СH₄(г.))·1 моль = –802,27 кДж.

Здесь значение энтальпии реакции относится к 1 молю метана. Однако, в условии задачи требуется определить, чему равно значение энтальпии реакции при сгорании 10 л метана. Определим, количество вещества метана:

,

где V_M – молярный объем газов, равный 22,4 л/моль при «нормальных условиях».

Далее составляем пропорцию:

При сжигании 1 моль метана ΔH_х.р.(1 моль) = –802,27 кДж

При сжигании 0,446 моль ΔH_х.р.(0,446 моль) = x кДж

.

Решая пропорцию, получаем, что ΔH_х.р. сгорания 10 л метана равна –357,812 кДж.