поо. Занятие 11. Семинар № 2. Основы химической термодинамики.. Семинар Основы химической термодинамики Энергия Е) способность системы производить работу (Дж, кДж)
 Скачать 307.43 Kb.
|
|
Семинар № 2 . Основы химической термодинамики Энергия Е) - способность системы производить работу (Дж, кДж) Виды энергии теплота, свет, химическая, и др. Типы энергии кинетическая и потенциальная Кинетическая энергия – энергия движущегося тела до достижения им покоя. Потенциальная энергия – энергия, которая определяется взаимным расположением взаимодействующих тел или частей тела одного итого же тела. Теплота ( Q ) - вид кинетической энергии - связана сдвижением атомов и молекул, (Дж, кДж) Энергия химических связей - вид потенциальной энергии, возникающей из-за расположения атомов или молекул относительно друг друга Элементы химической термодинамики. Термохимические уравнения. Закон Гесса. Первый закон термодинамики Энергия может переходить из одного видав другой, ноне может исчезать или возникать Внутренняя энергия ( U ) - сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело (Дж, кДж) Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов) при условии, что система не совершила работы над окружающей средой + B = C + D + Q ∆U˃0, то Q˂0 – эндотермический процесс (реакции разложения) CaCO 3(кр.) → кр+ г 178 кДж, то Q˃0 - экзотермический процесс (реакции соединения, горения) CH 4(г.) + г г+ г+ 847 кДж Энтальпия Энтальпия - H – мера теплосодержания системы, кДж H = -Если Δ H = H 2 – H 1 <0, то реакция экзотермическая. Если Δ H = H 2 – H 1 >0, то реакция эндотермическая. Стандартная энтальпия образования Δ H о обр – теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моля вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях, кДж/моль p = 1 атм = 101325 Па, Т 298 К, с 1 моль/л ∆ Н ◦ простого вещества 0 кДж/моль Закон Гесса: Стандартная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции Стандартная энтальпия реакции Δ о- изменение энтальпии входе химической реакции : Энтропия Энтропия - S - физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы, Дж/К D S о - стандартная энтропия образования 1 моля вещества, Дж/моль Ко- изменение стандартной энтропии входе реакции: если о, беспорядок системы растет, если ото беспорядок системы уменьшается. для процессов, в которых число частиц растет, мы имеем о. для процессов, в которых число частиц уменьшается, мы имеем о. ж го (г+ 3H 2 (г 2NH 3 го Энергия Гиббса Энергия Гиббса - G – это свободная энергия системы, кДж. Стандартная энергия Гиббса Δ G о обр – изменение энергии Гиббса при образовании 1 моля вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях, кДж/моль ∆ G о простого вещества 0 кДж/моль Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии Δ Ни с увеличением энтропии Δ Энергия Гиббса G = Δ H - T Δ S Δ G <0 - реакции идут самопроизвольно G >0 - реакции самопроизвольно не идут 1. При растворении 7,02 г алюминия в соляной кислоте выделилось 21,1 кДж теплоты. Определить энтальпию реакции (кДж. Присоединении г железа с серой выделилось 3,77 кДж теплоты. Рассчитать теплоту образования сульфида железа. Вычислите тепловой эффект реакции PCl 3 +Cl 2 = PCl 5 , если известны теплоты образования и С, которые равны и -454,8 кДж/моль соответственно. Исходя из теплот образования оксидов кальция и фосфора, равных DН о (СаО)= – 635,5 кДж/моль и DН о (Р 2 О 5 ) = – 1492 кДж/моль, а также теплового эффекта реакции Но – 739 кДж, определить теплоту образования ортофосфата кальция. 3СаО + РО Са 3 (РО 4 ) 2 5. 6. |