Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования «Сибирская государственная автомобильно-дорожная академия (СибАДИ)»

Кафедра «Инженерная экология и химия»

РАБОЧАЯ ТЕТРАДЬ

по практическому курсу дисциплины «Физическая химия» для бакалавров

направления 280700.62 «Техносферная безопасность» Раздел 1 «Химическая термодинамика»

ФИО студента______________________

Группа__________________

Омск, 2012

2

Содержание

ВВЕДЕНИЕ…………………………………………………….……….....................3 ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ ПО ТЕМЕ 1.2. «ТЕРМОХИМИЯ»……………….4 1.2.1. Расчеты тепловых эффектов химических реакций по стандартным теплотам образования или сгорания химических соединений…………………...4 Задача 1……………………………………………………………………………….4 Задача 2……………………………………………………………………………….6 1.2.2. Расчеты тепловых эффектов химической реакции при учете их зависимости от температуры………………………………….……………….........8 Задача 3……………………………………………………………………………….9 ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ ПО ТЕМЕ 2.1. «ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТРОПИЯ»……………………………………………...13 2.1.1. Расчеты изменения энтропии при нагревании и фазовых переходах……………………………………….…………………………………..13 Задача 4………………………………….………………………………………….14 ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ ПО ТЕМЕ 2.3. «ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ»……………………………………………….…………………..21 2.3.1. Расчеты изменения изобарного потенциала химических реакций по значениям стандартных энтальпий и энтропий…………………………………..21 Задача 5……………………………………………………………………………...21 Библиографический список………………………………………………………..24 ПРИЛОЖЕНИЕ А. Термохимические величины для простых, неорганических и органических веществ…………………………………..…………………….........24 ПРИЛОЖЕНИЕ Б. Значения величин энтальпий и энтропий веществ…….......25

3

ВВЕДЕНИЕ

Рабочая тетрадь для проведения практических занятий по разделу «Химическая термодинамика» включают задачи основных тем курса: «Термохимия», «Второй закон термодинамики. Энтропия», «Термодинамические потенциалы». Номера тем аналогичны их номерам в рабочей программе дисциплины. Материал по каждой теме изложен в следующей последовательности: краткая теоретическая часть, необходимая для проведения расчетов; условия задач по соответствующим вариантам (всего 20 вариантов); разобранный пример решения типовой задачи с методическими указаниями по ее решению и последовательность решения индивидуальных задач своего варианта. Справочные таблицы приведены в приложении к методической разработке.

4

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ ПО ТЕМЕ 1.2. «ТЕРМОХИМИЯ»

Термохимические уравнения реакций – это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов. Согласно закону Гесса тепловой эффект реакции не зависит от промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы при условии, что давление или объем в течение всего процесса остаются неизменными. Математическая формулировка закона Гесса является непосредственным следствием первого начала термодинамики и выражается уравнениями UQV , HQр или UQV , HQ р .

Таким образом, тепловой эффект при постоянном объеме VQ и тепловой эффект при постоянном давлении рQ являются функциями состояния, т.е. не зависят от пути процесса. Из закона Гесса вытекают два следствия: 1) тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ:

прод исхffН n H n H ; (1)

2) тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания продуктов реакции:

.исх продсгор сгорН n H n H или исх прод

сгор сгорQ Q Q . (2)

1.2.1. Расчеты тепловых эффектов химических реакций по стандартным

теплотам образования или сгорания химических соединений

Задача 1 Вычислить стандартную теплоту образования соединения из простых веществ, если известна его теплота сгорания при Т = 298 К и давлении 1,0133 х 105 Па. Принять, что продукты сгорания - оксиды СО2(г), Н2О(ж) и N2. Теплоты сгорания простых веществ:

Сграф + О2 = СО2(г) - 393,795·103 Дж/моль;

H2+½О2 = Н2О(ж) - 286,043·103 Дж/моль. Химические формулы соединений и величины теплот сгорания по вариантам приведены в табл. 1.

5

Таблица 1 Исходные данные для расчетов теплоты образования соединений

Вариант Соединение ΔНсгор·10-3, Дж/моль

Вариант Соединение ΔНсгор·10-3, Дж/моль

1 CH4N2О (т) мочевина

-634,749 11 С4Н10 (г) бутан

-2379,191

2 CH3NО2 (ж) нитрометан

-709,278 12 С5Н12О (ж) амиловый спирт

-3323,222

3 C2H5NO2 (ж) гликокол

-981,852 13 С6Н6О (т) фенол

-3024,851

4 С2Н6О2 (ж) этиленгликоль

-1180,315 14 С6Н602 (т) гидрохинон

-2862,519

5 С3Н8О3 (ж) глицерин

-1662,239 15 C6H7N (ж) анилин -3398,588

6 C2H7N (ж) диметиламин

-1774,229 16 С7Н6О2 (т) бензойная кислота

-3229,014

7 С3Н6О (ж) ацетон -1787,012 17 C5Н5N (ж) пиридин -2577,140 8 С4Н6 (г)

бутадиен-1,2 -2595,647 18 C5H10O2 (ж)

валериановая кислота

-2853,859

9 C3H3N (г) акрилонитрил

-1945,699 19 С7Н8 (ж) толуол

-3950,769

10 С3Н8О (ж) пропиловый спирт

-2011,853 20 С8Н18 (г) октан

-5516,163

П р и м е р р е ш е н и я

Соединение - этиловый спирт. ΔНсгор·10-3 (С2Н5ОН) = 1368 Дж/моль. Записываем термохимическое уравнение реакции образования соединения.

2С + 3Н2 + 13 О2 = С2Н5ОН + Q .

Для вычисления теплоты образования соединения ΔН используем второе следствие закона Гесса, учитывая стехиометрические коэффициенты реагирующих веществ в заданном уравнении реакции.

ΔН = 2ΔН(С) + 3Δ Н(Н2) - Δ Н(С2Н5ОН); ΔН = (-2·393,795 - 3·286,043 – 1368,0) · 103 = -280,31 · 103 Дж/моль.

Q = - ΔН = 280,31 · 103 Дж/моль.

Решение 1. Записываем формулу химического соединения своего варианта и

значение величины энтальпии его сгорания. ΔНсгор·10-3 (_____________) = ___________ Дж/моль. 2. Записываем термохимическое уравнение реакции образования

соединения. _____________________________________________________

6

3. Вычисляем теплоту образования соединения ΔН, используя второе следствие закона Гесса и учитывая стехиометрические коэффициенты реагирующих веществ в заданном уравнении реакции.

ΔН = ______________________________________________________

_______________________________________________________ Дж/моль.

Q = - ΔН = ______________________________________ Дж/моль.

Задача 2

Вычислить тепловые эффекты химических реакций при стандартных условиях по стандартным теплотам образования. Уравнения химических реакций по вариантам приведены в табл. 2.

Таблица 2 Уравнения химических реакций для расчетов тепловых эффектов

Вариант Уравнение реакции 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

4NH3 (г) + 5O2 (г) = 6H2O (г) + 4NO (г)

4HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl2 (г)

CaCO3 (т) = CaO (т) + CO2 (г)

Магнетит Fe3O4 (т) + H2 (г) = 3FeO (т) + H2O (г)

Ca(OH)2 (т) + CO2 (г) = CaCO3 (т) + H2O (г)

2CO (г) + SO2 (г) = S (т) + 2CO2 (г)

2NO2 (г) + O3 (г) = O2 (г) + N2O5 (г)

CH4 (г) + 2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (г)

2AgNO3 (т) = 2Ag (т) + 2NO2 (г) + О2 (г)

СО (г) + 3Н2 (г) = СН4 (г) + Н2О (г)

4СО (г) + 2SO2 (г) = S2 (г) + 4СО2 (г)

Н2 (г) + НСОН (г) = СН3ОН (г)

Н2S (г) + CO2 (г) = Н2О (г) + СОS (г)

Н2S (г) + СОS (г) = Н2О (г) + СS2 (г)

2Н2S (г) + CO2 (г) = 2Н2О (г) + СS2 (г)

4Н2S (г) + 2SO2 (г) = 4Н2О (г) + 3S2 (г)

CH4 (г) + 2H2S (г) = CS2 (г) + 4Н2 (г)

СН3ОН (г) + СО (г) = СН3СООН (г)

FeO (т) + CO (г) = Fe (т) + СО2 (г)

2С10Н8 (т) = С14Н10 (т) (фенантрен) + С6Н6 (г)

7

П р и м е р р е ш е н и я Уравнение химической реакции:

Fe2O3 (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO2 (г).

Значения величин теплот образования веществ возьмем из таблиц приложения, табл. П1, П2.

2 3( )Fe O тfH = - 821,32 кДж/моль; ( )CO г

fH = - 110,5 кДж/моль;

( )Fe тfH = 0,00 кДж/моль; ( )2CO г

fH = -393,51 кДж/моль.

Согласно первому следствию из закона Гесса искомый тепловой эффект реакции равен:

( )( )( ) ( )2 322 3 3Fe O гCO гFe т CO гf f f fН Н Н Н Н

= -3·393,51 + 821,32 + 3·110,5 = - 27,71 кДж.

Решение 1. Записываем уравнение химической реакции своего варианта. _____________________________________________________ 2. Находим значения величин теплот образования веществ в таблицах приложения (табл. П1, П2) и записываем их.

fH = _________ кДж/моль; fH = _________ кДж/моль;

fH = _________ кДж/моль; fH = _________ кДж/моль. 3. Вычисляем тепловой эффект реакции, исходя из первого следствия

закона Гесса. H = ___________________________________________

_______________________________________________________ кДж.

4. Определяем является реакция экзо- или эндотермической. ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8

1.2.2. Расчеты тепловых эффектов химической реакции при учете их зависимости от температуры

Зависимость теплового эффекта реакции от температуры (при постоянных давлении или объеме) определяется уравнениями Кирхгофа:

VV

VV

Q U CT T

, p

ppp

Q H CT T

, (3)

где ( ) ( )прод исхC nC nС - разность сумм молярных теплоемкостей ( pС или VС ) продуктов реакции и исходных веществ, взятых с учетом стехиометрических коэффициентов. Уравнения (3) дают возможность вычислять тепловые эффекты реакций при любой температуре Т, если известна зависимость теплоемкостей всех реагентов в рассматриваемом интервале температур и тепловой эффект реакции при какой-либо одной температуре. Уравнение Кирхгофа в интегральной форме имеет вид

2

2 11

.T

pT

H Н C dT (4)

Зависимость теплоемкости от температуры ( )pC f T выражается в виде одного из двух эмпирических степенных рядов:

2

pC a bT c T или 2pC a bT cT . (5,6)

Отсюда 2 2.pC a bT cT c T (7) После подстановки уравнения (7) в уравнение (3) и интегрирования получим зависимость теплового эффекта от температуры:

2 310 2

1 1/3Н Н aT bT cT c T , (8)

где 0Н - постоянная интегрирования, которая определяется по полученному опытному тепловому эффекту при одной какой-либо температуре. Уравнение (8) справедливо только в том интервале температур, для которого справедливы эмпирические уравнения (5,6) для теплоемкостей веществ, участвующих в реакции. Интегрирование уравнения (3) после подстановки (7) можно вывести в интервале температур от Т1 и Т2. При этом получим

2 212 1 2 1 2 12( ) ( )Н Н a T T b T T 3 32 1 1 21 ( ) (1 / 1 / )3 c T T c T T . (9)

Взаимосвязь изобарного и изохорного тепловых эффектов описывается уравнением nRTUH или p VQ Q nRT , (10)

9

где n - приращения числа молей газообразных веществ, принимающих участие в реакции; т.е. nрод исхn n n . Уравнение (10) справедливо в предположении, что газообразные реагенты и их смесь в газовой фазе подчиняются законам идеальных газов.

Задача 3

Выразить зависимость теплового эффекта реакции от температуры, если известен тепловой эффект этой реакции при 298 К, и уравнение зависимости Сρ = f(Т). Определить тепловой эффект реакции при температуре Т. Определить насколько при температуре Т отличается pQ от VQ . Уравнения химических реакций по вариантам приведены в табл. 3. Таблица 3

Уравнения химических реакций для расчетов тепловых эффектов при заданной температуре

Вариант Уравнение реакции Т, К

1 2Н2+СО=СН3ОН (г) 500

2 4НСl+О2=2Н2О (г)+2Cl2 600

3 NH4Cl(т)=NH3+HC1 500

4 2N2+6H2О=4NH3+3О2 1200

5 4NO+6H2O (г)=4NH3+5О2 800

6 2NО2=2NO+О2 500

7 Mg (ОН)2=MgO+H2О 400

8 CaCO3=CaO+CO2 700

9 N2О4=2NО2 400

10 Са(ОН)2=СаО+Н2О (г) 350

11 ½S2+2H2O (г)=SО2+2H2 900

12 ½S2+2CО2=SО2+2CO 800

13 2SО2+О2=2SО3 (г) 600

14 SО2+Cl2= SО2Cl2(г) 400

15 СО+ЗН2=СН4+Н2О (г) 900

16 4CО+2SO2=S2 (г)+4CО2 700

17 CO+Cl2=COCl2 (г) 400

18 CО2+H2=CO+H20 (г) 900

19 СО2+4Н2=СН4+2Н2О (г) 860

20 2СО2=2СО+О2 500

10

П р и м е р р е ш е н и я

Уравнение реакции: 2СН4(г) + СО2(г) = СН3СОСН3(г) + Н2О(г). Реакция протекает при 500 К. В основе решения – развернутое уравнение Кирхгофа (8):

ТсТсТвaTНHТ

320

0

32 .

Для определения свa ,, и с надо знать зависимость )(ТfС р для

каждого из исходных веществ и продуктов реакции: 2сТвТaС р или 2 ТсвТaС р .

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

0298

прод исхf fН Н Н .

Порядок расчета 1. Данные из справочных таблиц (табл. П1, П2) заносим в табл.4.

Таблица 4 Термохимические величины веществ

a 310b с 10-5 с 106 Вещество

6298,

0 10 fН ,

кДж/моль Дж/(моль·К)

Н2О (г) -241,84 30,00 10,71 0,33 - СН3СОСН3 (г) -216,40 22,47 201,80 - -63,50

СО2 (г) -393,51 44,14 9,04 -8,53 - СН4 (г) -74,85 17,45 60,46 - -1,117

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

0298Н =

0298Н (Н2О) +

0298Н (СН3СОСН3) -

0298Н (СО2) - 2

0298Н (СН4) =

= (-241,84 – 216,40 + 393,51 + 2 ·74,85) = 84,97 кДж/моль. 3. Находим 0Н в общем виде.

29811)298(

3)298(

2)298( 3322

2980

ТсТсТвTaНHТ .

Принимаем Т = 0. 298298

3)298(

2298 32

298ссвaНH o

.

4. Находим свa ,, и с .

11

прод исхa a a (30,00 + 22,47 – 44,14 – 2·17,45) = - 26,57 Дж/моль·К.

12 2 прод исхв в в 1/2(10,71 - 201,80 – 9,04 – 2·60,46) 10-3 =

= 41,28 ·10-3 Дж/моль ·К.

13 3 прод исхс с с 1/3(-63,50 + 2 ·1,117) ·10-6 = -20,42 ·10-6 Дж/моль ·К.

с (0,33 + 8,53) ·105 = 8,86 ·105 Дж/моль ·К.

5. Вычисляем .0Н

0Н = 84970 + 26,57 ·298 – 41,28·10-3·2982 + 20,42·10-6 ·2983+ 8,86 ·105/298 = = 92735,87 Дж/моль. 6. Находим теоретическую зависимость теплового эффекта реакции от температуры 0

ТН = 92735,87 – 26,57·Т + 41,28·10-3 ·Т2 – 20,42· 10-6 ·Т3 – 8,86 ·105/Т. 7. Определим тепловой эффект при Т = 500 К.

0500Н = 92735,87 – 26,57·500 + 41,28 ·10-3 · 5002 – 20,42 ·10-6 · 5003 -

- 8,86 ·105/500 = 85446,37 Дж/моль.

8. Определим насколько при температуре Т отличается pQ от VQ .

p VQ Q nRT = 8,314 ·500 = 4157 Дж/моль, где n - число моль продуктов реакции минус число моль исходных веществ в газообразном состоянии; n = 2 – 3 = 1 моль.

Решение

1. Записываем уравнение реакции своего варианта.

__________________________________________________ Реакция протекает при ______ К. Данные из справочных таблиц (табл. П1, П2) заносим в табл.4.

Таблица 4 Термохимические величины вещества

a 310b с 10-5 с 106 Вещество

6298,

0 10 fН , кДж/моль Дж/(моль·К)

12

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

0298Н = _______________________________________________________

= _________________________________________________________ кДж/моль. 3. Определяем 0Н в общем виде. Принимаем Т = 0.

298298

3)298(

2298 32

298ссвaНH o

.

4. Вычисляем свa ,, и с .

прод исхa a a ______________________________________ Дж/моль·К.

12 2 прод исхв в в 1/2(____________________________________) 10-3 =

= _______ ·10-3 Дж/моль ·К.

13 3 прод исхс с с 1/3(___________________) ·10-6 =

=________ ·10-6 Дж/моль ·К.

с (_______________________________) ·105 = _________·105 Дж/моль ·К. 5. Вычисляем .0Н

0Н = ___________________________________________________________ = = ______________ Дж/моль. 6. Определяем теоретическую зависимость теплового эффекта реакции от температуры

13

0ТН = _____________________________________________________________

7. Вычисляем тепловой эффект при Т = _______ К.

0500Н = ________________________________________________________

= _______________ Дж/моль.

8. Определим насколько при температуре Т отличается pQ от VQ .

n = __________________= __ моль.

p VQ Q nRT = _________________________ =__________________ Дж/моль.

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ ПО ТЕМЕ 2.1. «ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМРДИНАМИКИ. ЭНТРОПИЯ»

2.1.1. Расчеты изменения энтропии при нагревании и

фазовых переходах Изменение энтропии S при фазовых переходах (T = const) определяется по формуле

THnS

, (11)

где ∆H - теплота фазового перехода (кипение, испарение, возгонка, плавление); n – число моль вещества, переходящего из одной фазы в другую; n = g/M, где g – масса вещества, M – его молярная масса. Изменение энтропии ∆S при нагревании.

а) Пусть p = const, тогда dTCQ p , TdTC

dS p . (12)

Если Cр = const, тогда ∆S = Cр ln1

2

TT , (13)

где Т1 и Т2 – температуры начала и окончания нагревания вещества.

Пусть Cр выражается в Дж/моль· К, тогда ∆S = n Cр ln1

2

TT . (14)

Пусть Cp выражается в Дж/г ·К, тогда ∆S = g Cр ln1

2

TT . (15)

Если Cp зависит от температуры, т.е. Cр = f (T), тогда

14

2

1

)( 22T

T TdTТсcTbTadS . (16)

б) Пусть V = const, тогда 1

2lnTT

CdS V . (17)

Для расчёта абсолютного значения энтропии S вещество нагревается от абсолютного нуля до данной температуры (p = const).

Для твёрдого тела при температуре T

2 7 3

( ) ( )T

pd TS т C тT

. (18)

Для жидкости при температуре T

273

( ) ( ) ( ) .пл

пл

T Tпл

p pпл T

HdT dTS ж C т C жT T T

(19)

Для газа при температуре T

273

( ) ( ) ( ) ( ) .пл кип

пл кип

T T Tпл исп

p p pпл кипT T

H HdT dT dTS г C т C ж C гT T T T T

(20)

Задача 4 Найти изменение энтропии g кг вещества при нагревании (охлаждении) в интервале температур от Т1 до Т2, если известны температуры плавления и кипения, средние теплоемкости, теплоты плавления и испарения. Условия задачи по вариантам приведены в табл. 5.

П р и м е р р е ш е н и я

Дано вещество – вода Н2О(г) в количестве 2,7 кг. Таблица 6 Термодинамические величины для воды

Плавление Испарение Удельная теплоемкость, Дж/кг·К Т1, К Т2,К

Тпл, К 310 ,плН Дж/моль

Тисп..

(Ткип.),К

310,плН Дж/моль

3( ) 10pС т 3р 10)ж(С

3( ) 10pС г

253 379 273,2 6,138 373,2 45,069 0,570 4,187 1,919

15

Представим процесс нагревания вещества от Т1 и Т2 по стадиям: 1 стадия. Твердое вещество (при Т1) пл1 Т от Т от

нагревание

1

31

1

( ) 273, 2( ) 2,303 lg 2,7 0,570 10 2,303 lg253

плTр пл

рТ

С т dT TS g g С тT Т

=118,39 Дж·К-1. 2 стадия. Твердое вещество (при Тпл.) плавление

.2 3

.

2,7 6,13818 10 273,2

пл

пл

НgSм Т

= 3370 Дж·К-1.

3 стадия. Жидкость (при Тпл.) киппл Т от Т от нагревание

. .3

.

( )( ) 2,303 lg

кип

пл

Tр кип исп

рплТ

С ж dT T ТS g g С жT Т

= 2,7·4,187·103·2,303·lg (373,2/273,2) = 3526,8 Дж·К-1.

4 стадия. Жидкость (при Ткип.) испарение (кипение)

3

.4 3

.

2,7 45,069 10 18114,518 10 273, 2

исп

исп

НgSм Т

Дж·К-1.

5 стадия. Пар (при Ткип.) 2кrип Т от Т от Пар (при Т2)

нагревание

2

.

325

.

( ) 379( ) 2,303 lg 2,7 1,919 10 2,303 lg373, 2

кип

Tр

ркипТ

С г dT TS g g С гT Т

= 79,9 Дж·К-1.

15

Таблица 5

Исходные данные для расчета изменения энтропии вещества

Плавление Испарение Удельная теплоемкость, Дж/(кг·К)

Вариант Вещество (т)

g, кг Т1, К

Т2, К

Тпл, К ΔНпл·10-3, Дж/моль

Ткип, К ΔНкип·10-3, Дж/моль

3р 10)m(С

3р 10)ж(С

3р 10)г(С

1 Вr 20 240 350 265,9 10,551 332,2 20,733 0,674 0,461 0,225 2 Н2О 27 260 400 273,2 6,138 373,2 45,069 0,570 4,187 1,919 3 Нg 50 220 650 234,3 2,332 620,2 63,642 0,137 0,139 0,104 4 CCl4 15 250,3 370 250,3 2,512 349,9 30,021 - 0,846 0,543 5 НСООН 20 260 400 281,5 12,687 373,7 23,112 1,620 2,135 1,058 6 СН3ОН 25 175,3 400 175,3 3,170 337,9 35,296 - 2,512 1,371 7 СН3СООН 30 260 430 289,8 11,724 391,4 24,410 2,039 2,057 1,197 8 СНСl3 20 209,7 350 209,7 9,211 334,4 29,323 - 0,963 0,545 9 (СН3)2СО 25 160 350 178,6 5,719 329,2 31,886 2,261 2,177 1,129 10 (С2Н5)2О 20 140 350 156,9 7,537 307,2 26,713 1,256 2,215 1,934 11 Н-С5Н12 40 143,5 330 143,5 8,421 309,3 25,813 - 2,261 1,667 12 С6Н6 25 260 400 278,7 9,836 353,3 30,774 1,468 1,842 1,046 13 Н-С6Н14 30 177,8 350 177,8 13,038 341,9 28,890 - 2,248 1,162 14 С6Н5СН3 50 160 400 178,2 6,624 383,8 33,538 0,921 1,884 1,281 15 С6Н12 40 260 400 279,7 2,679 354,2 30,733 1,507 1,842 1,233 16 С10Н8 50 300 550 353,5 19,302 491,2 43,541 1,612 2,094 1,023 17 С6Н5С2Н5 25 286,5 450 286,5 17,125 411,4 36,691 - 1,964 1,891 18 С8Н10

О-ксилол 30 277,9 450 277,9 11,282 419,2 36,720 - 1,717 1,226

18

19

Находим изменение энтропии при нагревании вещества от Т 1 до Т2.

1 2 3 4 5S S S S S S = 25209,59 Дж·К-1.

S = 25,5 кДж·К-1.

Решение 1. Записываем химическую формулу вещества своего варианта и его количество. ___________________________________________________________ Значения термодинамических величин для вещества заносим в табл.6. Таблица 6 Термодинамические величины вещества

Плавление Испарение Удельная теплоемкость,

Дж/кг·К

Т1,

К

Т2,К

Тпл,

К

310 ,плН

Дж/моль Тисп..

(Ткип.),К

310,плН

Дж/моль

3( ) 10pС т 3р 10)ж(С

3( ) 10pС г

2. Рассчитываем значение величины изменения энтропии при нагревании вещества от Т1 и Т2 .

1

11

( )( ) 2,303 lg

плTр пл

рТ

С т dT TS g g С тT Т

____________________________=

=___________ Дж·К-1. 3. Рассчитываем значение величины изменения энтропии при плавлении вещества (при Тпл.) .

.2

.

пл

пл

НgSм Т

_______________________________= ________ Дж·К-1.

4. Рассчитываем значение величины изменения энтропии при нагревании вещества от Тпл и Ткип .

20

. .3

.

( )( ) 2,303 lg

кип

пл

Tр кип исп

рплТ

С ж dT T ТS g g С жT Т

= ______________________________________________= ___________ Дж·К-1.

5. Рассчитываем значение величины изменения энтропии при кипении (испарении) вещества (при Ткип.).

.

4.

исп

исп

НgSм Т

____________________________________________ Дж·К-1.

6. Рассчитываем значение величины изменения энтропии при нагревании вещества от Ткип до Т2.

2

.

25

.

( )( ) 2,303 lg

кип

Tр

ркипТ

С г dT TS g g С гT Т

__________________________=

= _________ Дж·К-1. 7. Рассчитываем изменение энтропии при нагревании вещества от Т 1 до Т2.

1 2 3 4 5S S S S S S = __________________ Дж·К-1.

S = ___________кДж·К-1.

21

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ НА ТЕМУ 2.3. «ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ»

2.3.1. Расчеты изменения изобарного потенциала химических реакций по

значениям стандартных энтальпий и энтропий

Изменение изобарного потенциала химической реакции можно подсчитать с использованием стандартных таблиц по уравнениям:

0 0 0G H T S , (21)

где 0 0 0

прод исхH H Н , (22) и 0 0 0

прод исхS S S . (23)

Задача 5 Вычислить стандартные изменения изобарного потенциала химической реакции при 25 0С по стандартным значениям энтальпий образования и абсолютных энтропий, воспользовавшись таблицами стандартных величин. Сделать вывод о возможности протекания химической реакции. Все реакции проводятся между чистыми твердыми, жидкими и газообразными веществами (не в растворе). Уравнение химической реакции для каждого варианта приведено в табл. 7.

П р и м е р

Уравнение реакции:

Cd (т) + 2AgCl (т) = 2Ag (т) + CdCl2 (т)

Изменение изобарного потенциала рассчитывается по уравнениям (21),

(22), (23). Стандартные значения изменений энтальпии и энтропии находим в табл. П3.

0CdS = 51,76 Дж/(моль·К); 0

AgClS = 96,07 Дж/(моль·К);

0AgS = 42,60 Дж/(моль·К); 0

2CdClS = 115,3 Дж/(моль·К);

22

Таблица 7 Уравнения химических реакций для расчетов изобарного потенциала

0 0;CdH 0

AgClH = -126,8 кДж/моль; 0 0;AgH 02СdClH = -389,0 кДж/моль;

0 0 0 0 02

2 2Ag Cd AgClCdClH H H H H

2 0 389,0 0 2 126,8 135,4 кДж

0 0 0 0 0

22 2Ag Cd AgClCdClS S S S S

2 42,69 115,3 51,76 2 96,07 43,22 Дж/К;

0 0 0 3135,4 298 10 43,22 122,52G H T S кДж.

Вариант Уравнение реакции 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

ZnO (т) + CO (г) =Zn (т) + CO2 (г)

ZnS (т) + H2 (г) = Zn (т) + H2S (г)

CO (г) + H2O (ж) = CO2 (г) + H2 (г)

CO (г) + 2H2 (г) = CH3OH (ж)

NH3 (г) + HCl (г) = NH4Cl (т)

CO2 (г) + 4H2 (г) = CH4 (г) + 2H2O (ж)

SO2 (г) + Cl2 (г) = SO2Cl2 (г)

CO (г) + Cl2 (г) = COCl2 (г)

CH3COOH (г) + 2H2 (г) = 2CH3OH (г)

H2 (г) + HCOH (г) = CH3OH (г)

Ca(OH)2 (т) = CaO (т) + H2O (ж)

PCl5 (г) = PCl3 (г) + Cl2 (г)

H2S (г) + COS (г) = H2O (г) + CS2 (г)

H2S (г) + CO2 (г) = H2O (г) + COS (г)

C2H5OH (ж) = C2H4 (г) + H2O (ж)

CH4 (г) + 2H2S (г) = CS2 (ж) + 4H2 (г)

2AgNO3 (т) = 2Ag (т) + 2NO2 (г) + O2 (г)

4CO (г) + 2SO2 (г) = S2 (г) + 4CO2 (г)

2NaHCO3 (т) = Na2CO3 (т) + H2O (г) + CO2 (г)

MgCO3 (т) = MgO (т) + CO2 (г)

23

Решение 1. Записываем уравнение реакции своего варианта.

_________________________________________________________

Стандартные значения изменений энтальпии и энтропии выписываем из табл. П3.

0S = _________ Дж/(моль·К); 0S = _________ Дж/(моль·К);

0S = _________ Дж/(моль·К); 0S = _________ Дж/(моль·К);

0H = __________ кДж/моль; 0H = __________ кДж/моль;

0H = __________ кДж/моль; 0H = __________ кДж/моль; 2. Рассчитываем изменение изобарного потенциала.

0H = _________________________________________________ =

=_____________________________________________кДж/моль;

0S = ___________________________________________________ =

=_____________________________________________ Дж/(моль·К);

0 0 0G H T S _________________________________________кДж/моль.

24

Библиографический список 1. Стромберг А.Г. Физическая химия: Учеб. /А.Г. Стромберг, Д.П. Семченко. – М.: Высш. шк., 2006. – 527 с. 2. Физическая химия. В 2-х кн. Кн.1. Строение вещества. Термодинамика: Учеб. / К.С. Краснов, Воробьев, И.Н. Годнев и др.; Под ред. К.С. Краснова. – М.: Высш. шк., 2007. -512 с. 3. Хомич В.А. Химическая термодинамика: Конспект лекций для студентов спец. 240502 «Технология переработки пластических масс и эластомеров». – Омск: изд-во филиала ГОУ ВПО «РосЗИТЛП», 2008. – 47 с. 4. Кудряшов И.В.Сборник примеров и задач по физической химии /Кудряшов И.В., Каретников Г.С. – М.: Высш. шк., 1991. 5. Картушинская А.И. Сборник задач по химической термодинамике: Учеб. пособие для химико-технологич. вузов / Картушинская А.И., Лельчук Х.А., Стромберг А.Г.; под ред А.Г.Стромберга А.Г. – М.: «Высш. шк.», 1973 – 222с. 6. Краткмй справочник физико-химических величин / Под ред. А.А.Равделя, А.М. Пономаревой. – СПб.: Химия, 2002. – 200 с.

25

ПРИЛОЖЕНИЕ А Таблица П1

Термохимические величины для простых и неорганических веществ Теплоемкость, Дж/моль·К

)Т(fΔС0р

№ п/п

Вещество 298

0f ,ΔН ,

кДж/ моль а b·103 c´·10-5

0р, 298ΔС

1 Cl2 (г) 0 36,69 1,05 -2,52 33,84 2 Н2 (г) 0 27,28 3,26 0,502 28,83 3 N2 (г) 0 27,87 4,27 - 29,10 4 О2 (г) 0 31,46 3,39 -3,77 29,36 5 S2 (г) 129,1 36,11 1,09 -3,52 32,47 6 СО (г) -110,5 28,41 4,10 -0,46 29,15 7 СО2 (г) -393,51 44,14 9,04 -8,53 37,13 8 СОСl2 (г) -223,0 67,16 12,11 -9,03 60,67 9 СаСО3 (т) -1206 104,5 21,92 -25,94 81,85

10 СаО (т) -635,1 49,63 4,52 -6,95 42,80 11 Са(ОН)2 (т) -986,2 105,2 12,0 -19,0 87,5 12 НСl (г) -92,30 26,53 4,60 1,09 29,16 13 Н2О(г) -241,84 30,00 10,71 0,33 33,56 14 МgО (т) -601,24 42,59 7,28 -6,19 37,41 15 Мg(ОН)2 (т) -924,66 54,56 66,11 - 76,99 16 NН3 (г) -46,19 29,80 25,48 -1,67 35,65 17 NН4Сl (т) -315,39 49,37 133,89 - 84,10 18 NО (г) 90,37 29,58 3,85 -0,59 29,83 19 NО2 (г) 33,89 42,93 8,54 -6,74 37,11 20 N2О4 (г) 9,37 83,89 39,75 -14,9 78,99 21 SО2 (г) -296,9 42,55 12,55 -5,65 39,87 22 SО2Сl2 (г) -358,7 53,72 79,50 - 77,4 23 SО3 (г) -395,2 57,32 26,86 -13,05 50,63

Таблица П2

Термохимические величины для органических веществ Теплоемкость, Дж/моль·К

)Т(fΔС0р

Вещество 298

0f ,ΔН ,

кДж/ моль а b·103 c·106

0р, 298ΔС ,

Дж/моль·К СН4 (г) -74,85 17,45 60,46 -1,117 35,79 СН3ОН (г) -201,2 15,28 105,2 -31,04 43,9 СН3СОСН3(г) -216,40 22,47 201,80 -63,50 74,90

26

ПРИЛОЖЕНИЕ Б Таблица П3

Значения величин энтальпий и энтропий веществ № п/п

Вещество 298

0f ,ΔН ,

кДж/ моль

0298ΔS ,

Дж/моль·К № п/п

Вещество 298

0f ,ΔН ,

кДж/ моль

0298ΔS ,

Дж/моль·К

1 Ag (т) 0 42,69 30 Н2О (ж) -285,84 69,96 2 Сd (т) 0 51,76 31 Н2S (г) -20,15 205,64 3 Сl2 (г) 0 223,0 32 MgCО3 (т) -1096,21 65,69 4 Fe (т) 0 27,15 33 МgО (т) -601,24 26,94 5 Н2 (г) 0 130,6 34 NН3 (г) -46,19 192,50 6 I2 (г) 62,24 260,58 35 NН4Сl (т) -315,39 94,56 7 О2 (г) 0 205,03 36 NО (г) 90,37 210,62 8 О3(г) 142,3 238,8 37 NО2 (г) 33,89 240,45 9 S (т) 0,30 32,55 38 N2О5 (г) 12,5 - 10 S2 (г) 129,1 227,7 39 NaНСО3 (т) -947,4 102,1 11 Zn (т) 0 41,59 40 NaNО3 (т) -466,5 116,3 12 AgCl (т) -126,8 96,07 41 Na2СО3 (т) -1129 136,0 13 AgNО3 (т) -120,7 140,9 42 РCl3 (г) -277,0 311,7 14 СО (г) -110,5 197,4 43 РCl5 (г) -369,45 362,9 15 СО2 (г) -393,51 213,6 44 SO2 (г) -296,9 248,1 16 СОСl2 (г) -223,0 289,2 45 SO2Сl2 (г) -358,7 311,3 17 СОS (г) -137,2 231,5 46 ZnO (т) -349,0 43,5 18 СS2 (ж) 87,8 151,0 47 ZnS (т) -201 57,7 19 СS2 (г) 115,3 237,8 48 CH4 (г) -74,85 186,19 20 СаСО3 (т) -1206 92,9 49 C2H4 (г) 52,28 219,4 21 СаО (т) -635,1 39,7 50 C6H6 (г) 82,93 269,2 22 Са(ОН)2 (т) -986,2 (83,4) 51 C10H8 (т) 75,44 167,4 23 Са3(РО4)2 (т) -4125 240,9 52 C14H10 (т) 113 211,7 24 СdСl2 (т) -389,0 115,3 53 НCОH (г) -115,9 218,8 25 FeO (т) -263,68 58,79 54 СН3ОН (ж) -238,7 126,7 26 Fe3O4 (т) -1117,71 151,46 55 СН3ОН (г) -201,2 239,7 27 НСl (г) -92,30 186,70 56 СН3СООН (ж) -484,9 159,8 28 HI (г) 25,94 206,30 57 С2Н5ОН (ж) -277,6 160,7 29 Н2О (г) -241,84 188,74 58 С2Н5ОН (г) -235,3 282,0