Методические указания и контрольные задания для учащихся заочников по специальности 2 48 01 35 «Переработка нефти и газа» Новополоцк (стр. 4 из 15)

Тепловой эффект реакции имеет обратный знак:

= - 206,19

Пример 4: Пользуясь табличными значениями энтальпий сгорания, определите изменение энтальпий и тепловой эффект реакции в стандартных условиях.

С₂Н₂ = 2Н₂ = С₂Н₆

Используем данные таблицы 3

Решение:

Используем II следствие из закона Гесса:

DН

= DН - DН

DН

= DН + 2 DН - DН ; DН = - 1299,63 + 2 · (-285,84) – (-1559,88) = = - 311,43

Внимание! Теплота сгорания Н₂ равна теплоте образования жидкой воды. Тепловой эффект реакции имеет обратный знак:

= 311,43

Пример 5: Пользуясь табличными значениями энергии связи, определите тепловой эффект реакции:

С₂Н₄ + Н₂О = С₂Н₅ОН

Решение:

Записываем структурные формулы веществ, участвующих в реакции:

Н – С = С – Н + Н – О – Н =

Н Н

Н Н

= Н – С – С – О – Н

Н Н

Тепловой эффект реакции равен сумме энергий связи продуктов минус сумму энергий связи исходных веществ.

В молекуле этилового спирта С₂Н₅ОН имеется пять связей С-Н; одна связь С-С, одна связь О-Н; в молекулах исходных веществ одна связь С = С, четыре связи С-Н; две связи О-Н (в воде).

Пользуясь данными таблицы 4, имеем:

_реакц = 5·358,2 + 262,8 + 374,0 + 418,4 – 425,0 – 4·358,2 – 2·460,0 =

= 68,4 кДж/моль.

Пример 6: Определите средние молярную, удельную и объемную теплоемкости газовой смеси состава (в % объемных):

Н₂ – 25; N₂ – 10; О₂ – 3; СО₂ – 28; СО – 34 при 25 ºС

Решение:

Пользуясь таблицей 3, находим молярные теплоемкости компонентов смеси при Т = 25 + 273 = 298 К.

С учетом процентного состава смеси молярная теплоемкость равна:

С_мольн =

=

=

= 31,31

Находим среднюю молярную массу смеси:

М_ср =

= 26,1

Удельная теплоемкость смеси:

·100 = 1200

Объемная теплоемкость смеси:

·1000 = 1398

Пример 7: Вычислите теплоту сгорания пентана С₅Н₁₂

при 25 ºС по формуле Д.П.Коновалова.

Решение:

С₅Н₁₂ + 8 О₂ = 5 СО₂ + 6 Н₂О(ж)

По формуле Д.П.Коновалова тепловой эффект равен:

= 204,2h + 44,4m + х, где

h - число атомов кислорода, требующихся для полного сгорания I моля данного вещества;

m – число молей воды, образующихся при сгорании;

х – термическая характеристика, определяется по таблице 5.

Для предельных углеводородов х = 0.

Для равной реакции = 16; m =6.

= 204,2·16+44,4·6 = 3267,2 + 266,4 = 3533,6 кДж/моль

Теплоту сгорания рассчитываем по формуле:

= = - DhRТ

При подсчете изменения числа молей Dh учитываем только газообразные вещества: Dh = 5 – 9 = -4.

= 3533,6 + 4·8,314·10^-3·298 = 3533,6 + 9,9 = 3543,5

Пример 8: При охлаждении 12 л кислорода от 200 до -40 ºС одновременно повышается давление от 10⁵ до 6·10⁶ Па. Рассчитайте изменение энтропии, если С

= 29,2 Дж/(моль·К). (Считать кислород идеальным газом).

Решение: Рассчитаем число молей кислорода из уравнения состояния идеального газа (1.15):

n =

= 0,3052

Используем формулу (11.47):

S₂ – S₁ = 0,3052·2,303 (8,314 lg

+ 29,2 lg ) = - 16,77 Дж/К.

При охлаждении газа энтропия уменьшается (S₁ > S₂).

Вопросы для самоконтроля:

1. Дайте определения основным термодинамическим понятиям: система, процесс, функция состояния.

2. Приведите формулировки первого закона термодинамики.

3. Дайте определения понятий: теплоемкость; молярная, удельная и объемная и теплоемкость веществ; изохорная и изобарная теплоемкость. Покажите связь между различными видами теплоемкости.

4. Приведите формулу для расчета теплоемкости газовой смеси.

5. Дайте определение понятиям: тепловой эффект химической реакции и стандартный тепловой эффект реакции.

6. Сформулируйте закон Гесса и приведите следствия, вытекающие из него.

7. Сформулируйте закон Кирхгофа и изобразите его математически.

8. Дайте определения понятиям: стандартная энтальпия образования вещества, теплота горения, растворения и нейтрализации.

9. Приведите формулировки второго закона термодинамики.

10. Приведите статистическое толкование энтропии.

11. Объясните, к какому виду процессов следует отнести растворение кислорода в воде (самопроизвольные или несамопроизвольные), если известно, что он протекает с убылью гиббсовой энергии.

12. Охарактеризуйте влажный и сухой насыщенный пар, перегретый пар.

13. Объясните термодинамику влажного газа.

Тема 1.3 Химическое равновесие

Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия. Связь между К_р и К_с. Изменение энергии Гиббса. Максимальная работа обратимого процесса. Термодинамические потенциалы. Уравнения изохоры и изобары реакции. Факторы, влияющие на положение равновесия. Принцип Ле- Шателье, его практическое применение.

Практическая работа № 4

Вычисление констант равновесия, величин химического сродства. Определение направленности протекания химических реакций.

Методические указания к теме 1.3

Понятие химического равновесия и основные положения этой темы известны учащимся по курсам общей химии. Поэтому основной задачей является научиться на основании термохимических данных, рассчитывая термодинамический потенциал реакции определять температуру, при которой устанавливается состояние равновесия, для простейших реакций находить состав смеси в момент равновесия, рассчитывать выход продукта при изменении температуры реакции. Техник-технолог должен уметь на основании принципа Ле-Шателье и кинетических закономерностей подбирать оптимальные условии проведения химического процесса, знать методы управления ими.

Примерные решения задач к теме 1.3