Processing math: 100%
Справочник от Автор24
Найди эксперта для помощи в учебе
Найти эксперта
+2

Термодинамика химических превращений

Применение главного уравнения термодинамики в кислотно - основных взаимодействиях

Мерой кислоты или основания являются константа кислотности pKa(AH) или константа основности pKa(BH+). Со свободной энергией кислотно - основного равновесия они связаны соотношением:

где GT0 -- изменение стандартной свободной энергии при переходе от реагентов к продуктам при температуре T для водных растворов.

При температуре 298 К 2,3RT=1,36 ккал/моль, поэтому

Свободная энергия кислотно -- основной реакции при заданной температуре, изменение стандартной энтальпии (H0) и стандартной энтропии (S0) характеризуются главным уравнением термодинамики:

Для химического применения наиболее удобны величины (H0) и (S0).

Чтобы узнать, будет ли протекать реакция в нужном направлении, необходимо определить G для реакции «реагенты -- продукты» или «начальное состояние -- конечное состояние»:

G=GпродуктыGреагенты.

Если G имеет отрицательное значение, то реакция протекает самостоятельно и смещается в сторону образовавшихся веществ. При положительном G прямая реакция, в отличие от обратной, самопроизвольно протекать не может.

Энтальпия

Энтальпия (теплосодержание) соединения (H). В случае протекания реакции говорят об изменении энтальпии (H):

  • если $\triangle H

  • если H>0, то реакция эндотермическая, энергия поглощается.

Значения энтропии могут служить характеристиками для энтальпии реакции:

  1. Если изменение величины энтропии S невелико для каждой отдельной реакции из серии реакций, и изменение свободной энергии приблизительно равно величине изменения энтальпии G H, то изменение энтальпии характеризует скорость и направление реакции.

  2. Если изменение энтальпии велико по абсолютной величине, но для каждой отдельной реакции из серии реакций S одинаковы, то изменение энтальпии характеризует легкость протекания каждой из реакций.

  3. Если S 0 или S const, то в качестве «движущей силы» реакции применяют степень эндотермичности или экзотермичности процесса.

«Термодинамика химических превращений» 👇
Помощь эксперта по теме работы
Найти эксперта
Решение задач от ИИ за 2 минуты
Решить задачу
Помощь с рефератом от нейросети
Написать ИИ

Изменение энтальпии измеряется инструментально при помощи калориметра. Так же можно получить следующие данные:

  • теплоты образования соединений из элементов Hобр;

  • теплоты сгорания Hсгор.;

  • энергии диссоциации связей в молекулах (D) и др.

Используя табличные значения теплоты образования соединений, теплоты сгорания и др., можно рассчитать энтальпии разных фазовых превращений и химических процессов.

Согласно закону Гесса, тепловой эффект процесса зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое.

Закон Гесса имеет свои следствия:

  • Тепловой эффект разложения соединения равен по абсолютной величине и противоположен по знаку тепловому эффекту его образования.

  • Для двух реакций, приводящих из разных начальных состояний к одинаковым конечным, разность тепловых эффектов данных реакций равна тепловому эффекту перехода одного начального состояния в другое.

Пример 1

C(графит)+O2=CO2+393,77 кДж

C(алмаз)+O2=CO2+395,65 кДж

Вычитая первое уравнение из второго, получаем

C(графит)C(алмаз)=1,88 кДж.

Таким образом, 1,88 кДж представляет собой тепловой эффект перехода одного начального состояния в другое.

  • Для двух реакций, приводящих из одинаковых начальных состояний к разным конечным, разность тепловых эффектов данных реакций равна тепловому эффекту перехода одного конечного состояния в другое.
Пример 2

C+O2=CO2+393,8 кДж

C+12O2=CO+110,6 кДж

Вычитая второе уравнение из первого, получаем

12O2=CO2CO+283,2 кДж или

CO+12O2=CO2+283,2 кДж

Величина 283,2 кДж является тепловым эффектом перехода из одного конечного состояния в другое (Рис. 1)

  • Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.

    Н=ΣНобр.конΣНобр.исх
  • Тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции.

    Н=ΣНсгор. исхΣНсгор.кон

Диаграмма энтальпии взаимодействия углерода с кислородом

Рисунок 1. Диаграмма энтальпии взаимодействия углерода с кислородом

Энтропия

Возможность системы самостоятельно переходить из упорядоченного состояния к хаотичному характеризует энтропия (S). Энтропия служит мерой беспорядка системы. Изменения энтропии обуславливают возможность осуществления эндотермических процессов. Это обусловлено способностью процессов протекать самостоятельно в изолированных системах, при этом энтропия будет увеличиваться.

При заданной температуре энтропия является величиной постоянной.

Энтропия зависит от:

  • агрегатного состояния вещества, она увеличивается при превращениях твердого вещества в жидкое и, особенно, в газообразное;

  • молекулярной массы однотипных соединений (CH4,C2H6,HC4H10);

  • строения молекулы;

  • изотопного состава;

  • аллотропической формы соединения (алмаз, карбид, графит);

  • температуры

Изменение энтропии зависит от состояния системы в начале и конце химического процесса:

Энтропия любого элемента, кристалла, молекулы и т.д. в основном электронном состоянии может быть представлена суммой слагаемых:

S=Sпост+Sвращ+Sкол,

где Sпост -- энтропия, характеризующая поступательное движение молекул;

Sвращ -- энтропия, связанная с вращением всей молекулы как волчка и с внутренним вращением вокруг σ- связей в молекуле;

Sкол -- энтропия, характеризующая колебания атомов в молекуле (деформационные колебания, растяжение и сжатие связей и др.).

Дата последнего обновления статьи: 11.05.2024
Получи помощь с рефератом от ИИ-шки
ИИ ответит за 2 минуты
Все самое важное и интересное в Telegram

Все сервисы Справочника в твоем телефоне! Просто напиши Боту, что ты ищешь и он быстро найдет нужную статью, лекцию или пособие для тебя!

Перейти в Telegram Bot

Изучаешь тему "Термодинамика химических превращений"? Могу объяснить сложные моменты или помочь составить план для домашнего задания!

AI Assistant