Химия как раздел естествознания Основные задачи современной химии (стр. 31 из 68)

Пусть, например, требуется вычислить энтальпию образования бензола C₆H_6(ж) из простых веществ, если известна его теплота сгорания при Т= 298К и Р=1,0133∙10^-5 Па (-3267,7 кДж/моль), продуктами сгорания являются диоксид углерода CO_2(г) и вода H₂O_(ж), а теплоты сгорания углерода С и водорода Н₂ соответственно равны:

С_{(графит)} + О₂(г) = СО_2(г); – 393,51 кДж/моль

Н_{2 (г)} + 1/2О_{2 (г)} = Н₂О_(ж); H – 285,84 кДж/моль.

Образование бензола из простых веществ осуществляется по уравнению:

6С _{(графит)} + 3Н_2(г) = C₆H_6(ж) ; H⁰ =? (8.9)

бр

Составим следующий цикл Гесса:

6С_{(графит)} + 6О_2(г) = 6СО_2(г); Нх.р.= 6∙(-393,51) кДж/моль (8.10) 3Н_{2 (г)} + 3/2О_{2 (г)} = 3Н₂О_(ж); Нх.р. = 3∙ (-285,84) кДж/моль (8.11)

C₆H_6(ж) + ¹⁵О_2(г) = 6CO_2(г) + 3H₂O_(ж); Нх.р. = -3267,7 кДж/моль (8.12) 2

Сложим (8.10) и (8.11) и вычтем из суммы (8.12):

6С(графит) + 6О2(г) + 3Н2 (г) + 3/2О2 (г) - C6H6(ж) - 15

О2(г) = 6СО2(г) +

2

3Н2О(ж) - 6CO2(г) -3H2O(ж);

Нх.р. = {6∙(-393,51) + 3∙ (-285,84) – (-3267,7)} кДж/моль, или:

6С (графит) + 3Н2(г) = C6H6(ж);

Нх._р. = {6∙(-393,51) + 3∙ (-285,84) – (-3267,7)} кДж/моль (8.13)

Проанализировав (8.13), видим, что энтальпия реакции (в данном случае это энтальпия образования жидкого бензола) равна разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания продуктов реакции, с учетом количества моль каждого вещества, или:

Hобр0 C6H6 = 6 HсгорС + 3 HсгорН2 - Hсгор C6H6 (8.14)

Подставляя в (8.14) значения теплот сгорания веществ, участвующих в реакции, получаем:

H_обр⁰ C₆H₆ = 6∙(– 393,51) + 3∙(– 285,84) – (-3267,7) = +49,12 кДж/моль;

Энтальпию не только этой, но и любой другой реакции можно определить как сумму теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции, с учѐтом количества моль каждого вещества. Это следствие из закона Гесса применительно к теплоте образования.

Величины теплоты образования важны не только для энергетических расчетов, но и для соблюдения техники безопасности. В приведенном выше примере энтальпия образования бензола – величина положительная. Вещества, у которых энтальпия образования – положительная величина, неустойчивы, так как для того, чтобы их получить, энергию пришлось затратить. Вещества, у которых энтальпия образования – большая положительная величина, поскольку при разложении их на простые вещества теплота, затраченная на их образование, выделится обратно. Это, например, ацетилен (+227 кДж/моль), йодистый азот (+230 кДж/моль), нитроглицерин (+1430 кДж/моль), тротил (тол, или тринитротолуол) (+980 кДж/моль) и т.д.

8.5. Вопросы и задания

1. Откуда берется теплота при химических реакциях?

2. Что такое теплота стандартная энтальпия образования вещества?

3.

Сколько литров метана нужно сжечь при нормальных условиях, чтобы получить 500 кДж теплоты? Реакция сгорания метана: CH₄ (г)+ 2O₂(г) = CO₂(г) + 2 H₂O; H -890,31 кДж/моль.

4. Сколько теплоты выделяется при получении 2 моль этанола в термохимическом процессе:

С₂Н₄(г)+Н₂О(ж)→С₂Н₅ОН(ж); H -44 Дж/моль?

5.

Определите энтальпию реакции: 2 S + 3 O₂ = 2 SO_3, если известны энтальпии реакций: а) S + O₂ = SO₂; H -297 кДж/моль; и б) SO₂ + 0,5 O₂ = SO₃; H -396 кДж/моль

6. Вычислите стандартную энтальпию образования (∆Н обр.) анилина C₆H₇N_(ж), если известна его теплота сгорания (∆Н сгор.) при Т= 298К и Р=1,0133∙10^-5 Па (-3396,2 кДж/моль). Продуктами сгорания являются CO_2(г) , H₂O_(ж) и N_2г). Теплоты сгорания С и Н₂ и N₂ соответственно равны:

С(граф) + О₂ = СО₂(г); H_сгор – 393,51 кДж/моль

Н₂ + 1/2О₂ = Н₂О(ж); H_сгор – 285,84 кДж/моль

1/2N₂ + 1/2О₂ = NО(г); H_сгор +90,3 кДж/моль

7. Газообразный этиловый спирт С₂Н₅ОН(г) можно получить при взаимодействии этилена С₂Н₄(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее энтальпию. Стандартные энтальпии образования газообразного этилового спирта, этилена и воды равны соответственно –235,31; +52,28 и –241,83 кДж/моль.

8. При сгорании 9,3 фосфора выделяется 229,5 кДж теплоты. Определите энтальпию образования оксида фосфора Р₂О₅.

9. Чем тепловой эффект отличается от энтальпии?

10. Можно ли, исходя из энтальпии образования, определить, взрывоопасно ли вещество?

Лекция 9. Химическое и фазовое равновесие

9.1. Химическое равновесие

Все химические процессы можно разбить на две группы – это обратимые и необратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца, то есть до полного израсходования исходных веществ, только в одном направлении^[13]. Обратимые реакции идут не до конца, так как они могут протекать и в прямом, и в обратном направлении.

Накопление продуктов реакции повышает возможность соударения их молекул между собой и разложение их на исходные вещества.

Рассмотрим, например, реакцию образования йодистого водорода.

H₂ +I₂ = 2HI;

Скорость прямой реакции по закону действия масс равна:

V₁ = k₁[H₂][I₂];

Скорость обратной реакции тоже описывается законом действия масс:

V₂ = k₂[HI]²

По истечении некоторого времени скорости прямой и обратной реакции сравняются.

V₁ = V₂; или k₁[H₂][I₂] = k₂[HI]²

Разделив обе части на k₂[H₂][I₂], получаем

k₁ [HI]²

Kp (9.1)

k2 [H2] [I2]

9.2. Константа равновесия

Величину K_рназывают константой химического равновесия. В правой части уравнения стоят те концентрации взаимодействующих веществ, которые устанавливаются при равновесии.

Дальнейшие непрекращающиеся переходы исходных веществ в продукты реакции, и, наоборот, к изменению концентраций всех компонентов смеси приводить не будут. Следовательно, при равновесии система реагирующих веществ характеризуется постоянством макроскопических свойств (например, неизменными равновесными концентрациями всех компонентов системы), а равновесие в системе является динамическим, подвижным.

В случае гетерогенных реакций в выражение для константы равновесия, так же, как и в законе действия масс, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе.

Например, для обратимой реакции:

СО₂(г) + С(тв) ↔ 2СО(г)

выражение для константы равновесия имеет вид: [CO]²

K (9.2)

[CO₂ ]

Для реакций, протекающих в газовой фазе, при вычислении константы равновесия удобно пользоваться парциальными давлениями

реагирующих веществ. Например, для реакции: 2СО_2(г)↔2СО_(г)+О_2(г) Выражение для константы равновесия имеет вид:

PCO2 PO2

K_р PCO₂ 2 (9.3)

Где Р – парциальное давление каждого газообразного компонента смеси.

На практике абсолютно необратимых реакций не бывает, любая реакция всегда протекает как в прямом, так и в обратном направлении. Поэтому равновесие устанавливается и в «необратимых» реакциях, хотя в таких случаях оно очень сильно сдвинуто влево, в сторону исходных веществ.