Előadás kérdései:

1. A kémiai reakciók energetikai hatásai. Belső energia és entalpia.

2. A kémiai termodinamika alapfogalmai. A termodinamika első törvénye;

3. Termokémia. Hőhatások és termokémiai egyenletek. Hess törvénye és annak következménye.

4. Normál állapot. Az entrópia és változása a kémiai reakciókban.

5. Gibbs és Helmholtz energia. A kémiai reakciók spontán lezajlási irányának és határának lehetőségeinek azonosítása termodinamikai paraméterei változásának kiszámításával.

1. kérdés. Ismerjük a kémiai reakciók főbb típusait és a kémiai egyenletek összeállításának szabályait.

Az egyenlet felállításával kémiai reakció, kiszámíthatjuk a reakció termékeinek számát, amelyek a feltétel mellett képződnek teljes átalakulás kiindulási anyagok.

Sok reakció azonban nem fejeződik be, és néhány reakció teljesen lehetetlen adott körülmények között. - Probléma?

Mint ismeretes, az energiamegmaradás törvényének megfelelően számos energiaátalakítás lehetséges: az üzemanyag kémiai energiája hővé, hő mechanikai energiává, mechanikai energiája elektromos energiává, elektromos energia vissza mechanikai energiává, és végül , mechanikai energiát hővé. De a felsorolt ​​átalakulások közül nem mindegyik egyenértékű egymással: a kémiai, mechanikai, elektromos energia teljesen átalakítható más típusú energiává (beleértve a hőt is); meleg nem képes megy teljesen más energiafajtákba. - Miért?

Mindenféle energia kivéve a meleget, energiák a mikrorészecskék rendezett mozgása a test összeállítása, ill maguk a testek rendezett mozgása. (Elektromos energia- ez az elektromos töltések befolyás alatti rendezett mozgása elektromos feszültség; A mechanikai energia a legegyszerűbb mozgás energiája, amely a testek térbeli elrendezésének időbeli változását jelenti).

Hőképviseli véletlenszerű mozgás energiája mikrorészecskék(molekulák, atomok, elektronok stb.) az egyik testből a másikba való átmenet során. A hőnek más típusú energiákká történő teljes átalakulásának lehetetlensége a kaotikus mozgás rendezetté történő teljes átstrukturálásának lehetetlenségével magyarázható.

A kémia kémiai reakciók termikus hatásait vizsgáló ágát ún kémiai termodinamika.

A termodinamika szó a görög „termosz” (hő) és „dinamos” (erő, mozgás) szavakból származik. Szó szerint a mozgás tudománya.

Kémiai termodinamika – a hő és az energia kémiai reakciókban történő kölcsönös átalakulásának tudománya.

Kémiai termodinamikai vizsgálatok 1) kémiai reakciókat kísérő energiahatások;

A kémiai termodinamika törvényeinek ismerete lehetővé teszi :

Megjósolni, hogy bizonyos feltételek mellett elvileg lehetséges-e kémiai kölcsönhatás adott anyagok között;

Megjósolni, milyen mértékben mehet végbe egy reakció, mielőtt adott körülmények között létrejön a kémiai egyensúly;

Válassza ki az optimális folyamatkörülményeket, amelyek biztosítják a kívánt termék maximális hozamát;

Tehát a kémiai termodinamika törvényeinek ismerete lehetővé teszi a termelés és a kutatás számos problémájának megoldását kísérletezés nélkül.

A kémiai termodinamika alapja három törvényen (három alapelv), amelyek sajátossága, hogy nem származtathatók, hanem több évszázados emberi tapasztalat általánosításának eredményei. E törvények helyességét megerősíti, hogy nincs olyan tény, amely ellentmondana ezeknek a törvényeknek.

Mai előadásunkban a termodinamika első főtételéről lesz szó. De mielőtt elkezdené mérlegelni, el kell sajátítania a kémiai termodinamika alapfogalmait.

2. KÉRDÉS. A kémiai termodinamika alapfogalmai. A termodinamika első főtétele.

Egy konkrét példára hivatkozva mutatjuk be a kémiai termodinamika alapfogalmait. Képzeljük el, hogy egy rugalmas és tömített gumitartályban telített sóoldat, fel nem oldott só kristályok formájában és az oldat fölött gőz van (1. ábra, a).

A tartály tartalma a vizsgálat tárgya, általában termodinamikai rendszernek nevezik. Ekkor minden, ami a rendszeren kívül van, alkotja a környezetet.

Rendszer – a környezettől valamilyen módon elkülönült anyagi tárgyak gyűjteménye.

Környezet – ez a tér többi része, benne mindennel.

Termodinamikai rendszer – olyan testek gyűjteménye, amelyek képesek energiát és anyagot cserélni egymással, és különböző módon kölcsönhatásba lépnek egymással környezet.

A vizsgált példában a rendszer csak energiát tud kicserélni a külső környezettel, anyagot nem. Az ilyen rendszereket általában ún zárva, vagy zárva. Például egy lezárt cső, amelyet felváltva meleg és hideg környezetben helyeznek el, energiát kap és bocsát ki, de a cső tartalmának tömege állandó marad.

Nyisd ki egy rendszer anyagot és energiát is cserélhet más rendszerekkel. Például a vízforralóban forraló víz a lángtól kap energiát, de párolgás közben veszít energiájából és tömegéből.

Izolált a rendszer sem anyagot, sem energiát nem cserél a környezettel, és állandó térfogatú (a térfogatváltozás mindig a munkavégzéssel, tehát az energiacserével jár).

Például egy termosz.

A rendszert alkotó vegyi anyagokat ún alkatrészek.

A rendszer ún homogén , ha összetételében, szerkezetében és tulajdonságaiban minden mikrometszetében azonos (gázkeverék, valódi oldat). Azt mondhatjuk, hogy egy fázisból áll.

Fázis- ez a rendszer összes olyan szakaszának gyűjteménye, amelyek összetételében azonosak és szerkezetükben homogének.

A rendszer ún heterogén , ha több interfészekkel határolt fázisból áll.

A fagyos vízben minden jégkristály egy fázist alkot, folyékony víz- egy másik, és párok - egy harmadik. Ez egy egykomponensű (H 2 O) háromfázisú (azaz heterogén) rendszer.

A rendszer állapota tulajdonságok halmaza ( vagy paraméterek) rendszerei vannak jelenleg. Bármely paraméter megváltoztatása a rendszer állapotának megváltoztatását jelenti.

Az állapot főbb paramétereinek a közvetlenül mérhető paramétereket tekintjük. Ezek tartalmazzák hőfok, nyomás, sűrűség, moláris térfogat, koncentráció(az ábra alján írja alá a P 1, T 1 állapotparamétereket, V 1 ).

Mi történik, ha a kannát felmelegítik, pl. energiát szolgáltatni hő formájában?

Először a hőmérséklet T 1-ről T 2-re emelkedik.

A rendszer egy vagy több rendszerparaméter bármilyen változását meghívja termodinamikai folyamat.

A hőmérséklet emelkedése viszont változást okoz a rendszer belső energiája (U ), amely az alkotó részecskéi (molekulák, elektronok, nukleonok) kinetikai és potenciális energiáiból áll.

A belső kinetikus energiát a molekulák termikus kaotikus mozgása okozza, ami közvetlenül összefügg a hőmérséklettel - a testhőmérséklet emelkedésével ennek a mozgásnak az intenzitása növekszik.

A belső potenciális energiát a részecskék egymással való kölcsönhatása (kölcsönös taszítás vagy vonzás) okozza.

A belső energia abszolút értéke sem mérhető, sem nem számítható ki, csak annak változása határozható meg valamilyen folyamat következtében. Figyelembe kell venni, hogy bármely rendszer belső energiájának változása az egyik állapotból a másikba való átmenet során nem függ az átmenet útjától, hanem csak a kezdeti és a végső állapot határozza meg.

Példánkban ez azt jelenti, hogy először felmelegítheti a doboz tartalmát T 3 > T 2 hőmérsékletre. majd ismét lehűtjük a dobozt T2 hőmérsékletre. Ez azt jelenti, hogy a belső energia az állami funkció, azok. nem a folyamat útjától, hanem a rendszer paramétereitől függ.

Tehát a hőmérséklet emelkedése változást okoz a rendszer belső energiájában:

Ne feledje, hogy a tartály felmelegítésekor nemcsak a hőmérséklet változik, hanem az oldat koncentrációja is - a só egy része ráadásul feloldódik, és a gőz mennyisége nő, pl. tömeges újraelosztás történik.

A gőz mennyiségének növekedése miatt a rendszer készít munka kiterjesztések:

A=P V

Ha a külső nyomás állandó, a melegítés V-nyi térfogatnövekedést okoz – a kanna felfújódik, mint egy léggömb.

És így, hőség ( A rendszer által kívülről közölt Q , belső energia növelésére (U), tágulási munkákra (A), egyéb munkákra (X) (esetünkben a rendszerben lévő anyagtömegek újraelosztására) fordítódik. ):

Q =U+A+x

A kapott egyenlet nem más, mint az első kifejezése a termodinamika kezdete, amely az energiamegmaradás egyetemes törvényének része.

A termodinamika első főtétele a következőképpen fogalmazható meg:

A rendszernek kívülről átadott hőt a belső energia növelésére és a tágulási munkákra fordítják.

A termodinamika első főtételének más megfogalmazásai is vannak:

1. Az ENERGIA különböző formái szigorúan egyenértékű, mindig azonos arányban alakulnak át egymásba.

2. Izolált rendszerben teljes készlet Az ENERGIA állandó mennyiség.

3. Lehetetlen az a folyamat, amelyben ENERGIA ráfordítása nélkül MUNKÁ folyna (nem lehetséges a belső égés állandó mozgása).

Fontos megjegyezni, hogy sem a munka, sem a hő nem az állapot függvénye, i.e. a folyamat útjától függ, ahogyan a Moszkvából Petrozsénybe vezető út hossza attól függ, hogy Szentpéterváron vagy Vologdán keresztül haladunk.

A fent tárgyalt függvények mellett a termodinamika olyan mennyiségeket vezet be, amelyek azonosak több termodinamikai paraméter összegével. Ez a csere nagyban leegyszerűsíti a számításokat. Így az állapotfüggvény egyenlő U+PV hívott entalpia (N):

N =U+PVH2-H 1 =H

Tekintsünk két speciális esetet a rendszer állapotában bekövetkezett változásoknak:

1. Izokórikus folyamat -állandó térfogat mellett zajló folyamat. V =const, V =0 A =0, a termodinamika első főtételének matematikai kifejezése a következő alakot ölti:

Q v =U (1)

Így az izochor folyamat összes hője a rendszer belső energiájának növelésére megy el.

2. Izobár folyamat– állandó nyomáson végbemenő folyamat. Р =const, a térfogatváltozás miatti munka egyenlő A=P(V 2 -V 1)=P V .

Figyelembe véve a termodinamika első főtételének kifejezését, egy izobár folyamatra a következőket kapjuk:

Q p = U+A=U 2 - U 1 +PV 2 -PV 1

Q p =(U 2 + PV 2)-(U 1 + PV 1)

Q p = H 2 - H 1 = H (2)

Így az izobár folyamat hőjét az entalpia növelésére fordítják.

Az (1) és (2) összefüggések lehetővé teszik olyan alapvető termodinamikai mennyiségek becslését, mint a belső energia és az entalpia változása, ezek alapján. reakciók termikus hatásainak kísérleti értékei. A kémiai reakciók termikus hatásait a segítségével határozzuk meg hőmennyiségmérő.

A kémiai reakció egy Dewar 1-es lombikban megy végbe - egy üvegedényben, amelynek belsejében kettős falak vannak ezüstözött, és amely közötti térből levegőt pumpálnak ki, aminek következtében az edény falai szinte nem vezetnek hőt. A környezettel való egyenletesebb hőcsere érdekében az edényt egy vízzel teli nagyméretű 2 termosztátba helyezzük (a termosztát hőmérsékletét a kísérlet során állandóan tartjuk). Az edényt három lyukkal ellátott fedél 3 zárja le: hőmérőhöz 4, keverőhöz 5, kémcsőhöz 6.

3. KÉRDÉS Hőhatások és termokémiai egyenletek. Hess törvénye.

ún. termokémia.

A termokémiában termokémiai reakcióegyenleteket használnak, amelyekben fel kell tüntetni az anyag aggregált állapotát, és a reakció termikus hatását tekintjük az egyik kölcsönhatási terméknek.

Például az egyszerű anyagokból víz képződésének reakciója lehet termokémiai egyenlettel kifejezve:

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g) + 242 kJ

Ez azt jelenti, hogy ha 1 mol gáznemű víz képződik, 242 kJ hő szabadul fel. Ebben az esetben az entalpia változása H = -242 kJ.

Minden energiamennyiséget (termikus hatások, belső energia, entalpia) általában joule-ban fejeznek ki, és az anyag egy meghatározott részére vonatkoznak - egy mólra (kJ/mol) vagy grammra (kJ/g).

A H és Q mennyiségek ellentétes előjele azt jelenti Az entalpia jellemzi a rendszer hőváltozásait, a hő pedig a környezetet környezet. (ez arra az esetre igaz, amikor a bővítési munkákon kívül nincs más típusú munka)

A hőkibocsátással járó folyamatokat ún hőtermelő. Bennük Q >0, H<0 (теплосодержание системы уменьшается).

Azokat a folyamatokat, amelyek során a hő elnyelődik, ún endoterm. Q-t tartalmaznak<0, H >0.

Az aggregált állapot figyelembevételének fontosságát az magyarázza, hogy az egyik aggregált állapotból a másikba való átmenet energiaköltségekkel jár, például:

H 2 O (g) = H 2 O (l) + 44 kJ

Következésképpen a folyékony víz képződésének termikus hatása nem a párolgási hő mennyiségében tér el a gáznemű víztől:

H2(g)+? O 2 (g) = H 2 O (l) + 286 kJ

H2(g)+? O 2 (g) = H 2 O (g) + 242 kJ

Egy reakció termikus hatásait nemcsak mérni, hanem kiszámítani is lehet Hess törvénye szerint:

Ha ezekből az anyagokból különböző módon lehet meghatározott termékeket előállítani, akkor a hőhatás minden esetben azonos lesz.

Más szavakkal:

A kémiai reakció termikus hatása nem függ attól, hogy milyen úton halad előre, hanem csak a kiindulási anyagok és reakciótermékek természete és állapota határozza meg.

A Hess a reakció termikus hatásán azt a hőt érti, amely egy állandó térfogaton vagy állandó nyomáson, és a kiindulási anyagok azonos hőmérséklete mellett végbemenő reakció eredményeként elnyelődik vagy felszabadul.

A Hess-törvény jelentése világos az entalpia diagramból:

Az A anyag kétféleképpen alakítható át B anyaggá. 1. mód: közvetlen átalakulás termikus hatással H 1. 2 út: először az A átalakul C(H 2 ), majd a C anyag B(H 3 ) . Hess törvénye szerint:

H1 = H2 + H3

A reakciók termikus hatásainak kiszámításához nagy gyakorlati jelentősége van Hess törvényének következménye:

Egy kémiai reakció hőhatása standard körülmények között (T = 25 0 C (289 K) és p = 1 atm. (101325 Pa)) egyenlő a termékek standard képződéshőinek összegével mínusz a szabvány összege. a kiindulási anyagok képződéshői, figyelembe véve a sztöchiometrikus együtthatókat.

Normál képződéshő (entalpia) ez az egyszerű anyagokból 1 mól vegyület keletkezésének hőhatása, feltéve, hogy a rendszer minden komponense szabványos körülmények között van. Feltételezzük, hogy ebben az esetben az egyszerű anyagok a legstabilabb módosulatukban vannak.

A szokásos képződéshőt jelzik (gyakran egy vagy másik indexet kihagynak). vagy kJ/mol-ban kifejezve.

Az egyszerű anyagok szabványos képződési hője azon aggregációs állapotokhoz, amelyekben ezek az anyagok standard körülmények között stabilak egyenlő nullával. Ha egy egyszerű anyag standard körülmények között több módosítás formájában is létezhet, akkor ez nullával egyenlő a módosítások közül a legstabilabb.Így a grafit a szén stabilabb módosulata, mint a gyémánt, így a grafit nulla, a gyémánt 1,9 kJ. A molekuláris oxigén O 2 az oxigén legstabilabb módosulata: az ózon O 3 és az atomi oxigén O kevésbé stabil, ezért O 2 = 0, O = 247,7 kJ, O 3 = 142,3 kJ/mol.

A képződéshő standard értékei számos anyag esetében megtalálhatók a referencia irodalomban. Ugyanakkor a számítások kényelme érdekében sok esetben kiszámítják és táblázatokba foglalják a szabványos körülmények között instabil (sőt lehetetlen) aggregált állapotú kémiai vegyületek standard képződési hőjét. Például a táblázatok tartalmazzák a vízgőz képződésének entalpiáját normál körülmények között, ami –241,8 kJ/mol, bár ilyen körülmények között folyadékká alakul.

A termokémiai egyenletet, a Hess-törvényt és az abból fakadó következményeket széles körben használják a termelési folyamatok hőmérlegének összeállítására és a technológiai berendezések kiszámítására.

Például, meg kell határozni a nitrogén-monoxid égési entalpiáját, ha a képződés entalpiája ismert:

NEM (g) + ? O 2(g) = NO 2(g), =? KJ

N2(g)+? O 2 (g) = NO (g), = 90,4 kJ

N 2 (g) + O 2 (g) =NO 2 (g), = 33,9 kJ

Az (1) termokémiai egyenlet megszerzéséhez az ismert (2) és (3) egyenletet úgy kell összevonnunk, hogy ennek eredményeként az (1) reakcióban nem részt vevő anyagokat kizárjuk; Ehhez meg kell „fordítania” a (2) egyenletet, és hozzá kell adnia a (3) egyenlethez.

Itt talál példákat a termodinamikai paraméterek, például entalpia, entrópia, kiszámításának problémáira. A folyamat spontán bekövetkezésének lehetőségének meghatározása, valamint termokémiai egyenletek felállítása.

Feladatok a termodinamika alapjai megoldásokkal részhez

1. feladat Számítsa ki egy kémiai reakció standard entalpiáját és standard entrópiáját! Határozza meg, hogy 298 °K-on (közvetlen vagy fordított) milyen irányba megy végbe a reakció. Számítsa ki azt a hőmérsékletet, amelyen a reakció mindkét iránya egyformán valószínű!
Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g)

Δ Hkerületek = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Referencia adatok felhasználásával standard entalpiák anyagokat találjuk:

Δ Hkerületek= 2· Δ H 0 Fe +3 Δ H 0 H2O- Δ H 0 Fe2O3 - 3 Δ H 0 H2 = 2 0 + 3 (-241,82) - (-822,16) - 3 0 = 96,7 kJ/mol

Δ Skerületek=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Referencia adatok felhasználásával standard entrópiák anyagokat találjuk:

Δ Skerületek= 2· Δ S 0 Fe + 3 Δ S 0 H2O- Δ S 0 Fe2O3 - 3 Δ S 0 H2 = 2,27,15 + 3,188,7 - 89,96 - 3,131 = 137,44 J/(mol K)

ΔG = Δ H – TΔS= 96,7 - 298 137,44 /1000 = 55,75 kJ/mol

T=298°K-on, ΔG> 0 – a reakció nem spontán megy végbe, pl. a reakció az ellenkező irányba megy végbe.

ΔG = Δ H – TΔS= 0, Akkor

T= — (ΔG – Δ H) / ΔS= — (0-96,7)/0,137 = 705,83 K

T = 705,83 K hőmérsékleten a reakció egyenlő valószínűséggel megy végbe mind előre, mind hátrafelé.

2. feladat Számítsa ki a Gibbs-energiát, és határozza meg a reakció 1000 és 3000 K hőmérsékleten végbemenő lehetőségét!

A folyékony szén-diszulfid elégetésének reakcióegyenlete a következő:

CS 2 (l) + 3O 2 = CO 2 + 2SO 2

A reakció termikus hatását úgy számítjuk ki, hogy az anyagok standard entalpiájának referenciaadatait behelyettesítjük a kifejezésbe:

Δ Hkerületek = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Δ Hkerületek= 2 · Δ H 0 SO2+ Δ H 0 CO2- Δ H 0 CS2 - 3 Δ H 0 O2 = 2·(-296,9) + 3·(-393,5) – 87 – 3,0 = -1075,1 kJ/mol

Azok. égés közben 1 mol szén-diszulfid szabadul fel 1075,1 kJ hőség

és égés közben x anyajegyek szén-diszulfid szabadul fel 700 kJ hőség

meg fogjuk találni X:

x= 700 1/1075,1 = 0,65 mol

Tehát, ha a reakció eredményeként 700 kJ hő szabadul fel, akkor 0,65 mol CS 2 reagál

4. feladat Számítsa ki a vas(II)-oxid hidrogénnel való redukciós reakciójának termikus hatását az alábbi termokémiai egyenletek alapján!
1. FeO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO 2 (g); ΔH1 = -18,20 kJ;
2. CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g) ΔH2 = -283,0 kJ;
3. H2 (g) + ½ O 2 (g) = H 2O (g) ΔH3 = -241,83 kJ.

A vas(II)-oxid redukciós reakciója hidrogénnel a következő formában történik:

4. FeO (k) + H 2 (g) = Fe (k) + H 2 O (g)

A reakció termikus hatásának kiszámításához alkalmazni kell, pl. A 4. reakciót az 1. és 2. reakció összeadásával és az 1. reakció kivonásával kaphatjuk meg:

Δ Hkerületek= Δ H 1 + Δ H 3 – Δ H 2 = -18,2 – 241,3 + 283 = 23 kJ

És így, a reakció termikus hatása vas(II)-oxid redukciója hidrogénnel egyenlő

Δ Hkerületek= 23 kJ

5. feladat A benzol égési reakcióját a termokémiai egyenlet fejezi ki:
C 6 H 6 (l) + 7½ O 2 (g) = 6 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) – 3135,6 kJ.
Számítsa ki a folyékony benzol képződéshőjét! Határozza meg a folyékony benzol fűtőértékét, feltéve, hogy a standard feltételek egybeesnek a normál feltételekkel!

A reakció hőhatása:

Δ Hkerületek = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

A mi esetünkben Δ Hkerületek= – 3135,6 kJ, nézzük meg a folyékony benzol képződési hőjét:

Δ Hkerületek= 6 · Δ H 0 O2 + 3 · Δ H 0 H2O- Δ H 0 C6 H6 – 7,5 Δ H 0 O2

-Δ H 0 C6 H6 = Δ Hkerületek- 3·(-241,84) + 6·(-393,51) – 7,5·0 = -3135,6 - 3·(-241,84) + 6·(-393,51) - 7, 5 0 = -49,02 kJ/mol

Δ H 0 C6H6 = 49,02 kJ/mol

Fűtőérték A folyékony benzolt a következő képlettel számítjuk ki:

KT= Δ Hkerületek· 1000/M

M(benzol) = 78 g/mol

KT= – 3135,6 1000 / 78 = – 4,02 10 4 kJ/kg

Fűtőérték folyékony benzol K T = - 4,02 10 4 kJ/kg

6. feladat Az etil-alkohol oxidációs reakcióját a következő egyenlet fejezi ki:
C 2H 5OH (l) + 3,0 O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 3H 2O (l).
Határozzuk meg a C 2 H 5 OH képződéshőjét (l), ΔH ch.r ismeretében! = -1366,87 kJ. Írd fel a termokémiai egyenletet! Határozzuk meg a C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) párolgási hőjét, ha ismert a C 2 H 5 OH (g) képződéshője, akkor egyenlő –235,31 kJ mol -1 .

A megadott adatok alapján írunk termokémiai egyenlet:

C 2 H 5 OH (l) + 3O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l) + 1366,87 kJ

Termikus hatás reakciók egyenlő:

Δ Hkerületek = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

A mi esetünkben Δ Hkerületek= – 1366,87 kJ.

Referencia adatok felhasználásával anyagok képződéshői, keressük meg a C 2 H 5 OH képződéshőjét (l):

Δ Hkerületek= 2 · Δ H 0 O2 + 3 · Δ H 0 H2O- Δ H 0 C2 H5 OH(l) – 3 Δ H 0 O2

– 1366,87 =2·(-393,51) + 3·(-285,84)— Δ H 0 C2H5OH – 30

Δ H 0 C2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol

Δ H 0 C2H5OH(g) = Δ H 0 C2H5OH(l)+ Δ H 0 párologtatás

Δ H 0 párologtatás = Δ H 0 C2H5OH(g) — Δ H 0 C2H5OH(l)

Δ H 0 párologtatás= -235,31 + 277,36 = 42,36 kJ/mol

Megállapítottuk, hogy a C 2 H 5 OH képződéshője (l) egyenlő

Δ H 0 C2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol

és a párolgási hő C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) egyenlő

Δ H 0 párologtatás= 42,36 kJ/mol

7. feladat Hogyan magyarázzuk meg, hogy standard körülmények között az exoterm reakció lehetetlen:
CO 2 (g) + H 2 (g) ↔ CO (g) + H 2 O (l) ?
Számítsa ki ennek a reakciónak a ΔG értékét. Milyen hőmérsékleten válik spontánná ez a reakció?

Számoljunk ΔG ebből a reakcióból:

ΔG = Δ H – TΔS

Ehhez először meghatározzuk Δ HÉs ΔS reakciók:

Δ Hkerületek = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Referencia adatok felhasználásával standard entalpiák anyagokat találjuk:

Δ Hkerületek= Δ H 0 H2O(l) + Δ H 0 CO- Δ H 0 CO2 – Δ H 0 H2 = -110,5 + (-285,8) - (393,5) - 0 = -2,8 kJ/mol

Δ Skerületek=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Hasonlóképpen, referenciaadatok felhasználásával standard entrópiák anyagokat találjuk:

Δ Skerületek= Δ S 0 H2O(l) + Δ S 0 CO- Δ S 0 CO2 – Δ S 0 H2 = 197,5 + 70,1 - 213,7 - 130,52 = -76,6 J/(mol K)

meg fogjuk találni Gibbs energia szabványos körülmények között

ΔGkerületek= Δ H – TΔS= -2,8 + 298 76,6 /1000 = 20 kJ/mol> 0,

ezért a reakció spontán nem működik.

Nézzük meg, milyen hőmérsékleten megy végbe ez a reakció spontán.

Egyensúlyi állapotban ΔGkerületek = 0 , Akkor

T = Δ H/ ΔS = -2,8/(-76,6 1000) = 36,6 K

8. feladat A táblázatos adatok alapján ΔG és ΔS kiszámítása után határozza meg a reakció termikus hatását!
2 NO (g) + Cl 2 (g) ↔ 2 NOCl (g).

Állandó hőmérsékleten és nyomáson a változás Gibbs energia

ΔG = Δ H – TΔS

A táblázatos adatok alapján számolunk ΔG és ΔS

ΔG 0 kerületek= Σ ΔG 0 prod — Σ ΔG 0 ref

ΔGkerületek= 2· ΔG 0 NOCl(G) — 2 · ΔG 0 NEM(G) — ΔG 0 Cl2(g)

ΔGkerületek= 2· 66,37 — 2 · 89,69 – 0 = — 40,64 kJ/mol

ΔGkerületek < 0 , Ez azt jelenti, hogy a reakció spontán.

Δ Skerületek=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Δ Skerületek = 2 · ΔS 0 NOCl(G) — 2 · ΔS 0 NEM(G) — ΔS 0 Cl2(g)

Δ Skerületek = 2 · 261,6 — 2 · 210,62 – 223,0 = -121,04 J/(mol K)

meg fogjuk találni Δ H :

Δ H = ΔG + TΔS

Δ H = - 40,64 + 298 (-121,04/1000) = -76,7 kJ/mol

A reakció termikus hatása Δ H = – 76,7 kJ/mol

9. feladat: Mivel lép intenzívebb kölcsönhatásba a hidrogén-klorid gáz (1 mólonként): alumíniummal vagy ónnal? Adja meg a választ mindkét reakció ΔG 0 értékének kiszámításával. A reakciótermékek szilárd só és hidrogéngáz.

Számoljunk ΔG 0 gáznemű hidrogén-klorid (1 mol) alumíniummal való kölcsönhatásának reakciójához

2Al(t) + 6HCl (g) = 2AlCl 3 (t) + 3H 2

ΔG 0 kerületek= Σ ΔG 0 prod — Σ ΔG 0 ref kJ/mol

ΔG 0 kerületek1= 2· ΔG 0 AlCl 3 (t) + 3 ΔG 0 H 2 — 2 · ΔG 0 Al (t) — 6·ΔG 0 HCl(G)

ΔG 0 kerületek1= 2· (-636,8) + 3·0 — 20 — 6·(-95,27) = -701,98 kJ/mol

Ekkor 2 mol Al(t) vesz részt a reakcióban ΔGkerületek1 1 mol Al(t) egyenlő

ΔG 0 kerület 1 = -701,98/2 = -350,99 kJ/mol

Számoljunk ΔG 0 gáz-halmazállapotú hidrogén-klorid (1 mólonként) ónnal való kölcsönhatásának reakciójához:

Sn(s) + 2HCl (g) = SnCl 2 (s) + H 2

ΔG 0 kerületek2 =ΔG 0 SnCl2(t)+ ΔG 0 H 2 — ΔG 0 Sn(t) — 2·ΔG 0 HCl(G)

ΔG 0 kerület 2 = -288,4 + 0-0-2·(-95,27) = -97,86 kJ/mol

Mindkét reakció megvan ΔG 0 <0 , ezért spontán áramlik előrefelé, de a gáz halmazállapotú hidrogén-klorid intenzívebb kölcsönhatásba lép az alumíniummal, mert

ΔG 0 kerület 1˂ ΔG 0 kerület 2

10. feladat: Számítások igénybevétele nélkül határozza meg, mely jelek (>0,<0, ≅0) имеют ΔG, ΔH и ΔS для протекающей в прямом направлении реакции:
4 HBr (g) + O 2 (g) ↔ 2 H 2 O (g) + 2 Br 2 (g)
Hogyan befolyásolja a hőmérséklet emelkedése a kémiai reakció irányát?

Állandó hőmérsékleten és nyomáson Gibbs energiaváltozás az entalpiához és az entrópiához a következő kifejezéssel kapcsolódik:

ΔG = Δ H – TΔS

1.3 TIPUSOS PROBLÉMÁK MEGOLDÁSA A „KÉMIAI TERMODINAMIKA ÉS TERMOKÉMIA” TÉMÁBAN
(nem vegyipari specialitásokhoz)

1. Kiszámítja th azokΔ H o 298 kémiai th reagál ts ii Na 2 O(s) + H 2 O(l)→ 2 NaOH(t)
az anyagok szabványos képződéshőinek értékei szerint (lásd a függelék 1. táblázatát). Adja meg a reakció típusát tsés (exo- vagy endoterm).

Megoldás

Megoldás.

Referencia adatok felhasználásával: S o (NaOH,t) = 64,16 J/(mol· NAK NEK),
S o (Na20,t) = 75,5 J/(mol· NAK NEK), S o (H20, l) = 70 J/(mol· K), számolunk Δ S o 298:

Δ S o 298 = 2 · S o( NaOH, T ) - [ S o (Na 2 O, t) + S o (H 2 O, l )] = 2 · 64,16 - (75,5 + 70) =
= - 17,18 J/K.

Válasz: -17.18 J/K.

4. Kiszámítja th ezek a változások a Gibbs-energiában (Δ G o 298) profinak ts essa
Na 2 O (t) + H 2 O (l)→ 2 NaOH(t) az anyagok képződésének szabványos Gibbs-energiáinak értékei szerint (lásd a függelék 1. táblázatát). Lehetséges-e spontán reakció normál körülmények és 298K mellett?

Megoldás:

Normál körülmények között és T=298KΔ G o 298 a végösszeg különbségeként számítható ki A reakciótermékek képződésének Gibbs-energiájaés a kiindulási anyagok képződésének teljes Gibbs-energiáját. Szükséges referenciaadatok: (NaOH,t) = -381,1 kJ/mol, (Na 2 O) = -378 kJ/mol, (H20, l) = -237 kJ/mol.

Δ G o 298 = 2 · (NaOH, t) - [ (Na 2 O, t) + (H 2 O, l)] = 2· (-381,1) -
- [-378 + (-237)] = -147,2 kJ.

Jelentése Δ G o 298 negatív, így spontán reakció lehetséges.

Válasz: -147,2 kJ;

5. Határozza meg, hogy 95 o C-on lehetséges-e a spontán áramlás! ts essa Na 2 O(t) + H 2 O(l)→ 2NaOH(t) megindoklom a választ th azok, miután kiszámították a Gibbs-energia változásának nagyságát egy adott adottságra th hőfok.

Megoldás:

Váltsuk át a hőmérsékletet Kelvin-skálára: T=273+95=368K. SzámításhozΔ G o 368 Használjuk az egyenletet:

Δ G o 368 = Δ h o-T Δ Így

Használjuk a korábbi feladatokban erre a folyamatra számított entalpia és entrópia változásait. Ebben az esetben az entrópiaváltozás nagyságát J/K-ról kJ/K-ra kell konvertálni, mivel az értékekΔ HÉs Δ Gáltalában kJ-ban mérik.

17.18 J /K = -0,01718 kJ/K

Δ G o 368 = -153,6 - 368 · (-0,01718) = -147,3 kJ.

És így, Δ G o 368 < 0, поэтому самопроизвольное протекание данного процесса при 95 o С возможно.

Válasz: -147,3 kJ;

6. Alkossunk termokémiai egyenletet a Na 2 O(s) és H 2 O(l) reakciójára, ha ez 1 mol NaOH(ok) képződését eredményezi! Válaszában adja meg a termokémiai egyenletben jelzett hőmennyiséget!

Megoldás:

A termokémiai egyenletben szereplő együtthatók mólokat jelentenek. Ezért a tört együttható értékek elfogadhatók. 1/2 mol nátrium-oxidból és 1/2 mol vízből 1 mol nátrium-hidroxid képződhet. Az 1. feladatban (lásd fent) kiszámoljuk, hogy ha 2 mol NaOH keletkezik

A kémia egyik legfontosabb kérdése a kémiai reakció lehetőségének kérdése. Egy kémiai reakció alapvető megvalósíthatóságának kvantitatív kritériuma különösen a rendszer állapotának jellemző függvénye, amelyet Gibbs-energiának (G) nevezünk. Mielőtt rátérnénk ennek a kritériumnak a vizsgálatára, nézzünk meg néhány definíciót.

Spontán folyamatok. Spontán folyamatok azok, amelyek külső forrásból származó energiaellátás nélkül mennek végbe. Sok kémiai folyamatok spontánok, például a cukor vízben való oldódása, a fémek oxidációja a levegőben (korrózió) stb.

Reverzibilis és irreverzibilis folyamatok. Sok kémiai reakció egy irányba megy végbe, amíg a reagensek teljesen el nem merülnek. Az ilyen reakciókat ún kémiailag visszafordíthatatlan. Ilyen például a nátrium és a víz kölcsönhatása.

Más reakciók először előre, majd a reakciótermékek kölcsönhatása miatt előre és hátrafelé mennek végbe. Ennek eredményeként a kiindulási anyagokat és a reakciótermékeket egyaránt tartalmazó keverék képződik. Az ilyen reakciókat ún kémiailag reverzibilis. Egy kémiailag reverzibilis folyamat eredményeként valódi (stabil) kémiai egyensúly, amelyet a következő tulajdonságok jellemeznek:

1) külső hatások hiányában a rendszer állapota korlátlanul változatlan marad;

2) a külső körülmények bármilyen változása a rendszer állapotának megváltozásához vezet;

3) az egyensúlyi állapot nem függ attól, hogy melyik oldalról érjük el.

Példa a valódi egyensúlyi állapotban lévő rendszerre az ekvimolekuláris keverék

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g).

Bármilyen hőmérséklet- vagy egyéb körülmény változás egyensúlyi eltolódást okoz, pl. a rendszer összetételének megváltoztatása.

A valódi egyensúlyok mellett nagyon gyakran léteznek látszólagos (hamis, gátolt) egyensúlyok, amikor a rendszer állapota az idő múlásával nagyon hosszú ideig fennáll, de a rendszerre gyakorolt ​​csekély hatás erős állapotváltozáshoz vezethet. Példa erre a hidrogén és oxigén keveréke, amely szobahőmérsékleten külső hatások hiányában korlátlan ideig változatlan maradhat. Elegendő azonban platinizált azbesztet (katalizátort) bevinni ebbe a keverékbe, és megindul az erőteljes reakció.

H 2 (g) + O 2 (g) = H 2 O (l),

ami a kiindulási anyagok teljes kimerüléséhez vezet.

Ha ugyanazt a katalizátort ugyanolyan körülmények között viszi be folyékony vízbe, akkor lehetetlen az eredeti keveréket előállítani.

Entrópia. Bármely rendszer állapota jellemezhető a közvetlenül mért paraméterek értékeivel (p, T stb.). Ez a rendszer makroállapotára jellemző. A rendszer állapota a rendszer egyes részecskéinek (atomnak, molekulának) jellemzőivel is leírható: koordináta, rezgésfrekvencia, forgási frekvencia stb. Ez a rendszer mikroállapotára jellemző. A rendszerek nagyon sok részecskéből állnak, így egy makroállapot rengeteg különböző mikroállapotnak felel meg. Ezt a számot az állapot termodinamikai valószínűségének nevezzük, és így jelöljük W.

A termodinamikai valószínűség az anyag egy másik tulajdonságához kapcsolódik - entrópia (S, J/(mol. K)) – Boltzmann képlete

ahol R az univerzális gázállandó, N A pedig Avogadro-állandó.

Az entrópia fizikai jelentése a következő gondolatkísérlettel magyarázható. Le kell hűteni egy anyag ideális kristályát, például a nátrium-kloridot abszolút nulla hőmérsékletre. Ilyen körülmények között a kristályt alkotó nátrium- és klórionok gyakorlatilag mozdulatlanná válnak, és ezt a makroszkopikus állapotot egyetlen mikroállapot jellemzi, pl. W=1, és a (3.13) szerint S=0. A hőmérséklet emelkedésével az ionok elkezdenek oszcillálni a kristályrács egyensúlyi helyzetei körül, nő az egy makroállapotnak megfelelő mikroállapotok száma, és ezért S>0.

És így, Az entrópia egy rendszer rendezetlen állapotának mértéke. A rendszer entrópiája minden folyamatban növekszik, ami a sorrend csökkenésével jár együtt (hevítés, oldódás, párolgás, bomlási reakciók stb.). A növekvő rend mellett fellépő folyamatok (lehűlés, kristályosodás, kompresszió stb.) az entrópia csökkenéséhez vezetnek.

Az entrópia az állapot függvénye, de a legtöbb termodinamikai függvénytől eltérően kísérleti úton is meg lehet határozni egy anyag entrópiájának abszolút értékét. Ez a lehetőség M. Planck posztulátumán alapul, amely szerint abszolút nullán az ideális kristály entrópiája nulla(a termodinamika harmadik főtétele).

Egy anyag entrópiájának hőmérsékletfüggését kvalitatívan mutatja be az ábra. 3.1.

ábrán. 3.1 világos, hogy 0 K hőmérsékleten az anyag entrópiája nulla. A hőmérséklet emelkedésével az entrópia egyenletesen növekszik, a fázisátalakulások pontjain pedig hirtelen megnövekszik az entrópia, amit a kapcsolat határozza meg.

(3.14)

ahol Δ f.p S, Δ f.p N és T f.p az entrópia, az entalpia és a fázisátalakulási hőmérséklet változásai.

A B anyag entrópiáját standard állapotban jelöljük. Sok anyag esetében a standard entrópiák abszolút értékeit referencia kiadványokban határozzák meg és adják meg.

Az entrópia a belső energiához és az entalpiához hasonlóan állapotfüggvény, ezért a rendszer entrópiájának változása egy folyamatban nem függ annak útjától, és csak a rendszer kezdeti és végső állapota határozza meg. A kémiai reakció során bekövetkező entrópiaváltozás (3.10) a reakciótermékek entrópiáinak összege és a kiindulási anyagok entrópiáinak összege közötti különbségként kereshető:

Az egyik megfogalmazásban az entrópia fogalmát használják termodinamika második főtétele: izolált rendszerekben spontán módon csak az entrópia növekedésével (ΔS>0) bekövetkező folyamatok következhetnek be. Az izolált rendszereken olyan rendszereket értünk, amelyek nem cserélnek sem anyagot, sem energiát a környezettel. Azok a rendszerek, amelyekben kémiai folyamatok zajlanak, nem tekinthetők elszigetelt rendszernek, mert energiát cserélnek a környezettel (a reakció termikus hatása), és az ilyen rendszerekben entrópia csökkenésével lejátszódhatnak folyamatok.

SO 2 (g) + 2H 2 S (g) = 3S (s) + 2H 2 O (l), ha a kén-oxid (IV), a hidrogén-szulfid, a kén és a víz standard entrópiája 248,1; 205,64; 31,88 és 69,96 J/(mol K).

Megoldás. A (3.15) egyenlet alapján felírhatjuk:

Ebben a reakcióban az entrópia csökken, ami a gáznemű anyagokból szilárd és folyékony termékek képződéséhez kapcsolódik.

Példa 3.8. Számítások elvégzése nélkül határozza meg az entrópia változásának előjelét a következő reakciókban:

1) NH 4 NO 3 (k) = N 2 O (g) + 2H 2 O (g),

2) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2O (g),

3) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2O (1).

Megoldás. Az (1) reakcióban 1 mol NH 4 NO 3 kristályos állapotban 3 mol gázt képez, ezért D r S 1 >0.

A (2) és (3) reakcióban mind az összes mólszám, mind a gáznemű anyagok móljainak száma csökken. Ezért D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).

Gibbs energia(izobár-izoterm potenciál). A természetben sok esetben potenciálkülönbség jelenlétében spontán folyamatok mennek végbe, például az elektromos potenciálkülönbség töltésátvitelt, a gravitációs potenciálkülönbség pedig egy test leesését okozza. Ezek a folyamatok a minimális potenciál elérésekor véget érnek. Az állandó nyomáson és hőmérsékleten végbemenő kémiai folyamatok hajtóereje az izobár-izoterm potenciál, az ún Gibbs energiaés kijelölték G. A Gibbs-energia változását egy kémiai folyamatban az összefüggés határozza meg

ΔG = ΔH – TΔS, (3.16)

ahol ΔG a kémiai folyamat Gibbs-energiájának változása; ΔH – a kémiai folyamat entalpiájának változása; ΔS – a kémiai folyamat entrópiájának változása; T – hőmérséklet, K.

A (3.16) egyenlet a következőképpen ábrázolható:

ΔH = ΔG + TΔS. (3,17)

A (3.17) egyenlet jelentése az, hogy a reakció termikus hatásának egy részét munkavégzésre fordítják (ΔG), egy része pedig a környezetbe kerül (TΔS).

A Gibbs-energia a spontán reakció alapvető lehetőségének kritériuma. Ha egy reakció során a Gibbs-energia csökken, akkor a folyamat spontán módon mehet végbe az alábbi feltételek mellett:

ΔG< 0. (3.18)

Az eljárás ilyen körülmények között nem kivitelezhető, ha

ΔG > 0. (3.19)

A (3.18) és (3.19) kifejezések egyidejűleg azt jelentik, hogy a fordított reakció nem (3.18) vagy (3.19) nem léphet fel spontán módon.

A reakció reverzibilis, azaz. előre és hátrafelé is áramolhat, ha

A (3.20) egyenlet a kémiai egyensúly termodinamikai feltétele.

A (3.18)–(3.20) relációk a fázisegyensúlyokra is vonatkoznak, pl. olyan esetekre, amikor ugyanannak az anyagnak két fázisa (aggregált állapota) egyensúlyban van, például jég és folyékony víz.

Entalpia és entrópia tényezők. A (3.16) és (3.18) egyenletekből következik, hogy a folyamatok spontán módon is létrejöhetnek (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Ha a rendszer entalpiája nő (ΔH>0), és az entrópia csökken (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). A ΔS és ΔH egyéb jelei esetén a folyamat bekövetkezésének alapvető lehetőségét az entalpia (ΔH) és entrópia (ТΔS) tényezők aránya határozza meg.

Ha ΔH>0 és ΔS>0, pl. Mivel az entalpiakomponens ellentétes, az entrópiakomponens pedig kedvez a folyamatnak, a reakció az entrópiakomponens miatt spontán módon is lezajlik, feltéve, hogy |ΔH|<|TΔS|.

Ha az entalpiakomponens kedvez, és az entrópiakomponens ellenzi a folyamatot, akkor a reakció az entalpiakomponens miatt spontán módon lezajlik, feltéve, hogy |ΔH|>|TΔS|.

A hőmérséklet hatása a reakció irányára. A hőmérséklet befolyásolja a Gibbs-energia entalpia- és entrópiakomponenseit, amihez társulhat ezen reakciók Gibbs-energiájának előjelének változása, és ebből következően a reakciók iránya is. Annak a hőmérsékletnek a durva becsléséhez, amelyen a Gibbs-energia előjele megváltozik, figyelmen kívül hagyhatjuk a ΔH és ΔS hőmérséklettől való függését. Ekkor a (3.16) egyenletből az következik, hogy a Gibbs-energia előjele változik a hőmérsékleten

Nyilvánvaló, hogy a Gibbs-energia előjelének változása a hőmérséklet változásával csak két esetben lehetséges: 1) ΔН>0 és ΔS>0 és 2) ΔН<0 и ΔS<0.

A standard Gibbs-energia képződési energia a Gibbs-energiájának változása annak a reakciónak a hatására, hogy 1 mól vegyület képződik egyszerű anyagokból, amelyek standard körülmények között stabilak. Feltételezzük, hogy az egyszerű anyagok képződésének Gibbs-energiája nulla. Az anyagok képződésének szabványos Gibbs-energiái megtalálhatók a megfelelő referenciakönyvekben.

Egy kémiai reakció Gibbs-energiája. A Gibbs-energia az állapot függvénye, azaz. a folyamatban bekövetkezett változása nem az előfordulásának útjától függ, hanem a rendszer kezdeti és végső állapota határozza meg. Következésképpen a (3.10) kémiai reakció Gibbs-energiája kiszámítható a képlet segítségével

Vegyük észre, hogy a Δ r G értéke alapján a reakció bekövetkezésének alapvető lehetőségére vonatkozó következtetések csak azokra a feltételekre vonatkoznak, amelyekre a reakció Gibbs-energiájának változását számítjuk. Ha a feltételek eltérnek a szabványos feltételektől, akkor az egyenlet segítségével Δ r G kereshető van't Hoff izotermák, amelyet a (3.10) gázok közötti reakcióra így írunk

(3.23)

és az oldott anyagok között -

(3.24)

hol vannak a megfelelő anyagok parciális nyomásai; с А, с В, с D, с E – a megfelelő oldott anyagok koncentrációi; a, b, d, e – megfelelő sztöchiometrikus együtthatók.

Ha a reagensek standard állapotban vannak, akkor a (3.23) és (3.24) egyenlet lesz az egyenlet

Példa 3.9. Határozza meg az NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (k) reakció lehetőségét standard körülmények között, 298,15 K hőmérsékleten, felhasználva a standard képződésentalpiákra és entrópiákra vonatkozó adatokat.

Megoldás. A Hess-törvény első következménye alapján megtaláljuk a reakció standard entalpiáját:

; a reakció exoterm, ezért az entalpiakomponens kedvez a reakciónak.

Számítsuk ki a reakció entrópiájának változását az egyenlet segítségével!

A reakciót az entrópia csökkenése kíséri, ami azt jelenti, hogy az entrópiakomponens ellensúlyozza a reakciót.

Határozzuk meg a folyamat Gibbs-energiájának változását a (3.16) egyenlet segítségével:

Így ez a reakció standard körülmények között spontán végbemehet.

3.10. példa. A képződés standard entalpiáira és entrópiáira vonatkozó adatok felhasználásával határozza meg, hogy az N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) rendszerben milyen hőmérsékleti egyensúly jön létre.

Megoldás. A rendszer egyensúlyi feltétele ΔG=0. Ehhez a (3.21) összefüggés segítségével megkeressük azt a hőmérsékletet, amelyen ΔG=0. Számítsuk ki a reakció standard entalpiáját és entrópiáját:

Az entalpiakomponens kedvez, az entrópiakomponens pedig ellenzi a reakciót, ami azt jelenti, hogy bizonyos hőmérsékleten a Gibbs-energia előjelének változása, azaz a reakció irányának változása lehetséges.

Az egyensúlyi feltételt a következőképpen írjuk le:

ΔG = ΔH – TΔS,

vagy számértékeket helyettesítve azt kapjuk

0 = -92,38 - T(-198,3) 10 -3.

Ezért a reakció hőmérsékleten egyensúlyban lesz

NAK NEK.

Ez alatt a hőmérséklet alatt a reakció előrefelé, e felett pedig az ellenkező irányba megy végbe.

Példa 3.11. Egy bizonyos T hőmérsékleten az A® B endoterm reakció gyakorlatilag befejeződik. Határozzuk meg: a) a D r S reakció előjelét; b) a DG B® A reakció jele T hőmérsékleten; c) annak lehetősége, hogy a B® A reakció alacsony hőmérsékleten játszódik le.

Megoldás. a) Az A ® B reakció spontán bekövetkezése azt jelzi, hogy a DG<0. Поскольку DН>0, majd az egyenletből.
DG = DH - TDS ebből következik, hogy DS>0; fordított reakcióhoz B ® A DS<0.

b) Az A ® B reakcióhoz DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

c) Az A® B reakció endoterm (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.

Példa 3.12. Számítsa ki a Gibbs-energiát, és határozza meg, hogy lehetséges-e a CO + Cl 2 ÛCOCl 2 reakció 700 K hőmérsékleten, ha a reakció egyensúlyi állandója ezen a hőmérsékleten 10,83 atm -1 és az összes komponens parciális nyomása azonos és egyenlő az egységhez.

Megoldás. Az A + B Û C + D reakció D r G 0 és K r közötti összefüggését a (3.22) izoterma egyenlet adja meg.

Normál körülmények között, amikor az egyes reagensek parciális nyomása 1 atm, ez az összefüggés a formát ölti

Következésképpen a reakció T = 700 K hőmérsékleten spontán módon előrehaladhat.

Kérdések és feladatok az önálló tanuláshoz

1. Adja meg a nyomás és a hőmérséklet számszerű értékeit a nemzetközi mértékegységrendszerben, valamint légkörben, higanymilliméterben és Celsius-fokban, a szabványos és normál feltételeknek megfelelően.

2. Milyen feltételnek tesznek eleget az állapotfüggvények? Mi határozza meg az állapotfüggvény értékének változását egy folyamatban?

3. Milyen paramétereket jellemez az izobár-izoterm és izochor-izoterm folyamatok állandósága?

4. Fogalmazza meg a termodinamika első főtételét!

5. Milyen feltételek mellett lesz a folyamat termikus hatása: a) egyenlő e folyamat entalpiájának változásával; b) egyenlő a folyamat belső energiájának változásával?

6. A kémiai reakció zárt reaktorban megy végbe. Melyik állapotfüggvény változása határozza meg a reakció termikus hatását?

7. Kémiai reakció során a rendszer hőmérséklete megemelkedik. Ez a folyamat exoterm vagy endoterm? Milyen előjele (+) vagy (-) van ennek a folyamatnak az entalpiájában?

8. Fogalmazd meg a Hess-törvényt!

9. Határozza meg az „egy anyag képződésének standard entalpiája” fogalmát.

10. Melyek a molekuláris klór és a 298 K hőmérsékleten stabil α-Fe vas módosulat standard képződési entalpiái?

11. A fehér foszfor képződésének standard entalpiája nulla, a vörös foszforé (-18,41) kJ/mol. Melyik allotróp módosulat stabilabb 25 o C hőmérsékleten?

12. Fogalmazd meg a Hess-törvény 1. következményét!

13. Határozza meg az „anyag standard égési entalpiája” fogalmát.

14. Hogyan viszonyul egymáshoz a T = 298 K hőmérsékleten stabil szén-dioxid képződési entalpia és a szénmódosulás, a grafit standard égési entalpiája?

15. Mondjon 3 példát a spontán lezajló kémiai folyamatokra!

16. Sorolja fel a kémiai (igazi) egyensúly jeleit!

17. Mondjon példákat olyan folyamatokra, amelyekhez: a) az entrópia növekedése társul; b) az entrópia csökkenése.

18. Milyen előjelű legyen egy spontán lezajló reakció entrópiaváltozása, ha Δ r H = 0?

19. Milyen előjelű legyen a kalcium-karbonát hőbomlási reakciójának entrópiája? Miért? Írd fel a reakcióegyenletet!

20. A reakcióban résztvevők milyen termodinamikai tulajdonságait kell ismerni ahhoz, hogy eldöntsük a reakció bekövetkezésének lehetőségét?

21. A gázok közötti exoterm reakció térfogatnövekedéssel jár. Mit lehet mondani egy ilyen reakció előfordulásának lehetőségéről?

22. Az alábbi esetek közül melyikben lehetséges a reakció irányváltoztatása a hőmérséklet változásával: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?

23. Határozza meg a gáznemű kén(IV)-oxid oxigénnel gáznemű kén(VI)-oxiddá történő oxidációs reakciójának standard entalpiáját! SO 2 – (-297 kJ/mol) és SO 3 – (-395 kJ/mol) képződésének standard entalpiája.

Válasz: -196 kJ.

24. Adja meg az entrópia változásának előjelét a következő reakciókban!

a) CO (G) + H 2 (G) = C (T) + H 2O (G);

b) CO 2 (G) + C (T) = 2 CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) = Fe (T) + CO 2 (G);

d) H20 (F) = H20 (G);

Válasz: a)(-); b)(+); in)(~0); d) (+);e)(-).

25. Határozza meg a gáznemű kén(IV)-oxid oxigénnel történő oxidációjának standard entrópiáját gáznemű kén(VI)-oxiddá! A SO 2 képződésének standard entrópiái – (248 J/(mol K), SO 3 – (256 J/(mol K)), O 2 – (205 J/(mol K).

Válasz: -189 J/K.

26. Határozza meg a benzol acetilénből történő szintézise reakciójának entalpiáját, ha a benzol égési entalpiája (-3302 kJ/mol), az acetiléné pedig (-1300 kJ/mol)!

Válasz: - 598 kJ.

27. Határozza meg a nátrium-hidrogén-karbonát bomlási reakciójának standard Gibbs-energiáját! Lehetséges, hogy ilyen körülmények között a reakció spontán lezajlik?

Válasz: 30,88 kJ.

28. Határozza meg a 2Fe (T) + 3H 2 O (G) = Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) reakció (szénacél korróziójának reakciója vízgőzzel) Gibbs-energiáját! Lehetséges, hogy ilyen körülmények között a reakció spontán lezajlik?

Válasz: -54,45 kJ.

29. Milyen hőmérsékleten áll be a kémiai egyensúly a 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g) rendszerben?

Válasz: 777 K.

30. Határozza meg 1 g víz párolgási folyamatának termikus hatását (fajlagos párolgási hő) 298 K hőmérsékleten, ha a H 2 O (l) standard képződési entalpiája (-285,84 kJ/mol)! és gázhalmazállapotú (-241,84 kJ/mol).

Válasz: 2,44 kJ/g.

3.4.Feladatok az aktuális és közbenső vezérlésekhez

I. szakasz

1. A szén-dioxid képződése a grafit oxigénben történő elégetésekor kétféleképpen mehet végbe:

I. 2C (g) + O 2 (g) = 2CO (g); 2CO (g) + O 2 = 2CO 2 (g), D r Н° = -566 kJ.

II. C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r Н° = -393 kJ.

Keresse meg a D f H°(CO) értéket.

Válasz: -110 kJ/mol.

2. Számítsa ki a szén-monoxid (CO) képződési és égési entalpiáját az alábbi reakciók alapján:

I. 2С (g) + O 2 (g) = 2СО (g), D r Н° = -220 kJ.

II. 2СО (g) + О 2 (g) = 2СО 2 (g), D r Н° = -566 kJ.

Válasz: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.

3. Határozza meg a nátrium-szulfit képződésének standard entalpiáját a termokémiai egyenletből!

4Na 2 SO 3 (cr) = 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) – 181,1 kJ,

Ha kJ/mol és kJ/mol.

Válasz: -1090 kJ/mol.

4. Határozza meg a metán égésének standard entalpiáját a CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r Н° = -802 kJ reakció alapján.

Válasz: -802 kJ/mol.

5. Jósold meg, hogy pozitív vagy negatív lesz.

a rendszer entrópiájának változása reakciókban:

a) H 2 O (g) ® H 2 O (d) (25 °C hőmérsékleten);

b) CaCO 3 (t)® CaO (t) + CO 2 (g);

c) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g);

d) N2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g);

e) Ag + (oldat) + Cl - (oldat) = AgCl (s).

Adjon magyarázatot számítások elvégzése nélkül.

Válasz: a) +; b) +; V) -; d) ~0; d) -.

6. Jósolja meg a DS rendszer előjelét a következőkben

folyamatok:

a) 1 mol CCl 4(l) bepárlása;

b) Br2(g) → Br2(l);

c) AgCl(ek) kicsapása NaCl(aq) és AgNO 3 (aq) összekeverésével.

Adj magyarázatot.

Válasz: a) +; b) -; V)-.

7. Hasonlítsa össze az anyagok abszolút entrópiáinak standard feltételek melletti abszolút értékeinek (S°) táblázatos értékeit 298 K hőmérsékleten a felsorolt ​​párok mindegyikében. lent:

a) 02(g) és 03(g);

b) C (gyémánt) és C (grafit);

c) NaCl (t) és MgCl 2 (t).

Magyarázza meg minden esetben az S° eltérés okát!

8. Számítsa ki a reakciók D r S°-át!

a) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) ,

az anyagok abszolút entrópiájának táblázatos értékeit használva standard körülmények között.

Válasz: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.

9. Az abszolút en-

trópium (S°), számítsa ki a D r S°-ot a következő folyamatokra:

a) CO (g) + 2H 2 (g) = CH3OH (g);

b) 2HCl (g) + Br2 (g) = 2HBr (g) + Cl2 (g);

c) 2NO 2 (g) = N 2O 4 (g).

Minden esetben megegyezik-e a D r S° értékének előjele azzal, amit a minőségi elképzelések alapján elvárni kell? Magyarázza meg válaszait.

Válasz: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.

10. A CO képződésének standard entalpiája (g) -110,5 kJ/mol. 2 mol CO (g) elégetésekor 566 kJ hő szabadult fel. Kiszámítja

Válasz: -393,5 kJ/mol.

11. Határozza meg 100 kg mész vízzel történő oltásakor felszabaduló hőmennyiséget: CaO (k) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (k), ha a szabványos képződéshők CaO (k), H20(l), Ca(OH)2(k) értéke rendre -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.

Válasz: -1165357,2 kJ.

12. Határozza meg a hidrogén-peroxid (H 2 O 2) vízzé és oxigénné bomlásának entalpiáját az alábbi adatok segítségével!

SnCl 2 (p) + 2НCl (p) + H 2 O 2 (p) = SnCl 4 (p) + 2H 2 O (l), D r Н° = -393,3 kJ;

SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + 1/2O 2 (g) = SnCl 4 (p) + H 2 O (l), D r Н° = -296,6 kJ.

Válasz: - 96,7 kJ.

13. Számítsa ki a napi 10 6 kg ammónia előállítása során felszabaduló hőmennyiséget, ha

Válasz: -2.7. 10 9 kJ.

14. Határozza meg a következő adatok alapján:

P 4(cr) + 6Cl 2(g) = 4PCl 3(l), D r Н° = -1272,0 kJ;

PCl 3(l) + Cl 2(g) = PCl 5(cr), D r Н° = -137,2 kJ.

Válasz: -455,2 kJ/mol.

15. Számítsa ki a reakció entalpia változását standard körülmények között: H 2 (g) + 1/3O 3 (g) = H 2 O (g), a következő adatok alapján!

2O 3 (g) = 3O 2 (g), D r Н° = -288,9 kJ,

kJ/mol.

Válasz: -289,95 kJ.

16. Számítsa ki a PbO képződés reakciójának standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával!

1) 2Pb (cr) + O 2 (g) = 2PbO 2 (cr) – 553,2 kJ;

2) 2PbO 2 (cr) = 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117,48 kJ.

Válasz: -217,86 kJ/mol.

17. Számítsa ki a CuCl képződési reakció standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával!

1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) – 63,5 kJ;

2) Cu (cr) + Cl 2 (g) = CuCl 2 (cr) – 205,9 kJ.

Válasz: 134,7 kJ/mol.

18. Számítsa ki a folyékony halmazállapotú metil-alkohol Δ f H°-át az alábbi adatok ismeretében!

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2O (l), D r° = -285,8 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r° = -393,7 kJ;

CH 3OH (l) + 3/2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l), D r° = -715,0 kJ.

Válasz: -250,3 kJ/mol.

19. A benzol és az acetilén standard égési entalpiája -3270, illetve -1302 kJ/mol. Határozzuk meg a D r H°-ot az acetilén benzollá való átalakulásához: 3C 2 H 2 (g) = C 6 H 6 (g).

Válasz: -636 kJ.

20. Határozza meg a vas(III)-oxid képződésének standard entalpiáját, ha 20 g vas oxidációja során 146,8 kJ hő szabadul fel!

Válasz: -822 kJ/mol.

21. Számítsa ki 22,4 liter ammónia (sz.) előállításánál felszabaduló hőmennyiséget, ha

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g), D r° = -92 kJ.

Válasz: -46 kJ.

22. Határozza meg a Δ f H° etilént a következő adatok felhasználásával

C 2H 4 (g) + 3O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 2H 2O (g) -1323 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) -393,7 kJ;

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2O (g) -241,8 kJ.

Válasz: 52 kJ/mol.

23. Számítsa ki az F (g) + Li (g) = F - (g) + Li + (g) reakció entalpiáját!

ha F(g)+e=F-(g) -322 kJ/mol;

Li (g) = Li + (g) + e +520 kJ/mol.

Válasz: 198 kJ.

24. Számítsa ki a Hg 2 Br 2 képződési reakció standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával!

1) HgBr 2 (cr) + Hg (l) = Hg 2 Br 2 (cr) – 37,32 kJ;

2) HgBr 2 (cr) = Hg (l) + Br 2 (l) +169,45 kJ.

Válasz: -206,77 kJ/mol.

25. Számítsa ki a nátrium-hidrogén-karbonát képződési reakciójának standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával!

2NaНSO 3 (cr) = Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,

Ha kJ/mol;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ; H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2O (g) -241,8 kJ.

Válasz: -947,4 kJ/mol.

26. Számítsa ki a CaCO 3 képződési reakció standard entalpiáját (cr) a következő adatok felhasználásával!

Ca(OH) 2(k) + CO 2(g) = CaCO 3(cr) +173,9 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ;

kJ/mol.

Válasz: -1206 kJ/mol.

27. Határozza meg a vas(III)-oxid képződésének standard entalpiáját, ha a reakció!

2Fe + Al 2 O 3 = Fe 2 O 3 + 2Al

minden 80 g Fe 2 O 3-ra 426,5 kJ hő nyelődik el, kJ/mol.

Válasz: -823 kJ/mol.

28. Mekkora hőmennyiséget kell felhasználni 11,2 kg vas előállításához, ha a termokémiai egyenlet szerint FeO (s) + H 2 (g) = Fe (s) + H 2 O (g) + 23 kJ .

Válasz: 4600 kJ.

29. Határozza meg a gyémánt égéshőjét, ha a grafit szabványos égéshője -393,51 kJ/mol, és a hő -

a fázisátalakulás C(grafit) ® C(gyémánt) az

1,88 kJ/mol.

Válasz: -395,39 kJ/mol.

30. Mekkora hő szabadul fel 1 kg vörösfoszfor átalakulásakor feketefoszforrá, ha ismert

hogy a vörös és fekete foszfor képződésének standard entalpiája -18,41 és -43,20 kJ/mol.

Válasz: -800 kJ.

II

Számítsa ki egy kémiai reakció Gibbs-energiájának standard változását 25 °C hőmérsékleten a standard képződési entalpiák és a kémiai vegyületek abszolút entrópiájának értékei alapján, és állapítsa meg a spontán reakció lehetőségét:

1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2O g.

Válasz: -955,24 kJ; reakció lehetséges.

2. SO 2g + 2H 2 S g = 3S k + 2H 2 O l.

Válasz: -107,25 kJ; reakció lehetséges.

3. 2H 2S g + 3O 2 g = 2H 2 O g + 2SO 2 g.

Válasz: -990,48 kJ; reakció lehetséges.

4. 2NO g + O 3 g + H 2 O l = 2HNO 3 l.

Válasz: - 260,94 kJ; reakció lehetséges.

5. 3Fe 2 O 3k + CO g = 2Fe 3 O 4k + CO 2 g.

Válasz: - 64,51 kJ; reakció lehetséges.

6. 2CH 3OH g + 3O 2g = 4H 2O g + 2CO 2g.

Válasz: - 1370,46 kJ; reakció lehetséges.

7. CH 4g + 3CO 2g = 4CO g + 2H 2 O g.

Válasz: 228,13 kJ; reakció lehetetlen.

8. Fe 2 O 3k + 3CO g = 2Fe k + 3CO 2g.

Válasz: -31,3 kJ; reakció lehetséges.

9. C 2H 4g + 3O 2g = 2CO 2g + 2H 2O g.

Válasz: -1313,9 kJ; reakció lehetséges.

10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H2Og + 2N 2g.

Válasz: -1305,69 kJ; reakció lehetséges.

11. 4NO 2g + O 2g + 2H 2 O l = 4HNO 3 l.

Válasz: -55,08 kJ; reakció lehetséges.

12. 2HNO 3g + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.

Válasz: -7,71 kJ; reakció lehetséges.

13. 2C 2H 2g + 5O 2g = 4CO 2g + 2H 2O g.

Válasz: -2452,81 kJ; reakció lehetséges.

14. Fe 3 O 4k + 4H 2g = 3Fe k + 4H 2 O g.

Válasz: 99,7 kJ; reakció lehetetlen.

15. 2Fe 2 O 3k + 3C k = 4Fe k + 3CO 2g.

Válasz: 297,7 kJ; reakció lehetetlen.

16. Fe 3 O 4k + 4CO g = 3Fe k + 4CO 2g.

Válasz: -14,88 kJ; reakció lehetséges.

17. 2H 2S g + O 2g = 2H 2O l + 2S c.

Válasz: -407,4 kJ; reakció lehetséges.

18. Fe 2 O 3k + 3H 2g = 2Fe c + 3H 2 O g.

Válasz: 54,47 kJ; reakció lehetetlen.

Számítsa ki egy kémiai reakció Gibbs-energiájának standard változását 25 °C hőmérsékleten a standard képződési entalpiák és a kémiai vegyületek abszolút entrópiájának értékei alapján, és határozza meg, hogy milyen hőmérsékleti egyensúly jön létre a rendszerben.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O l.

Válasz: -93,1 kJ; ~552 K.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2k + 2HCl g.

Válasz: -194,0 kJ; ~1632 K.

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S k.

Válasz: -214,24 kJ; ~1462 K.

22. CH 4g + 2H 2 O g ↔ CO 2g + 4H 2g.

Válasz: 113,8 kJ; ~959 K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.

Válasz: -142,36 kJ; ~963 K.

Számítsa ki egy kémiai reakció Gibbs-energiájának változását 350 °C hőmérsékleten a standard képződési entalpiák és a kémiai vegyületek abszolút entrópiáinak segítségével. Hagyja figyelmen kívül a D f H° és S° hőmérsékletfüggését. Határozza meg a spontán reakciók lehetőségét:

24. 2РН 3г + 4О 2г = Р 2 О 5к + 3Н 2 О g.

Válasz: 1910,47 kJ; reakció lehetséges.

25. Cl 2 g + SO 2 g + 2H 2 O l = H 2 SO 4 l + 2HCl g.

Válasz: -80,0 kJ; reakció lehetséges.

26. P 2 O 5k + 5C k = 2P k + 5СО g.

Válasz: 860,0 kJ; reakció lehetetlen.

27. 2CO g + SO 2g = S - + 2CO 2g.

Válasz: -154,4 kJ; reakció lehetséges.

28. CO 2g + 4H 2g = CH 4g + 2H 2O g.

Válasz: -57,9 kJ; reakció lehetséges.

29. NO g + O 3g = O 2g + NO 2g.

Válasz: -196,83 kJ; reakció lehetséges.

30. CH 4g + 2O 2g = CO 2g + 2H 2O g.

Válasz: -798,8 kJ; reakció lehetséges.

Az anyagok entalpiája, mint főként a molekulák belső szerkezetével összefüggő tulajdonság gyakorlatilag független a nyomástól, ami általában mindig jóval kisebb, mint az intramolekuláris kölcsönhatás. Kivételt képeznek az ultramagas nyomáson végrehajtott eljárások, például a gyémántok szintézise során. Ekkor figyelembe kell venni az entalpia nyomástól való függését.

A szilárd és folyékony testek, amelyek az erős intermolekuláris kölcsönhatások miatt kondenzált állapotban vannak, ésszerű nyomáson gyakorlatilag összenyomhatatlanok. Ezért a tag R d V termodinamikai mennyiségekben kondenzált testeknél általában kicsi. Ez ahhoz vezet szilárd és folyékony anyagokhoz nem lehet különbséget tenni az állandó nyomású hőkapacitások és a térfogat között a belső energia és az entalpia között

A gyakorlati összenyomhatatlanság miatt feltételezhetjük, hogy a kondenzált testek S entrópiája nem függ a nyomástól: túl kevés többletenergia kerül befelé a nyomáson ( R d V), ahhoz képest, amivel a szervezet már rendelkezik az intramolekuláris és intermolekuláris kölcsönhatások miatt.

De gázokhoz, ahol az intermolekuláris kölcsönhatás nagyon kicsi , az entrópia jelentősen függ a rendszer nyomásától és térfogatától. Valójában tekintsük az izoterm nyomásváltozás folyamatát a kezdeti értékről R 0 egyeseknek R egyidejű hangerő-változással. Ezután a testen végzett munkához az ideális gáz állapotegyenletével ( PV=RT) kapunk:

Mivel izoterm folyamatról van szó, a belső energia változásai U nem fordul elő a rendszerben: a felszabaduló vagy elnyelt hőt a környezetből adják vagy kapják, ami kompenzálja a belső energia átmeneti változását. Ezért a munka és a kapott hő összege nulla:

Azaz a gáz entrópiájának abszolút értéke a kezdeti nyomástól eltérő nyomáson egyenlő:

(1.32)

1. Kémiai reakció termikus hatása

Kiindulási adatok a reakció termikus hatásának kiszámításához

(1.33)

képződési hőként szolgálnak (
 éna reakcióban résztvevő anyagok:

(1.34)

Ha a szóban forgó hőmérséklet-tartományon belül a reakció egy vagy több komponense fázisátalakuláson megy keresztül, a hőmérséklet-intervallum több részre oszlik:

Az átalakulás hője  N A Pr-t saját vagy ellentétes előjellel vesszük, attól függően, hogy a reakciótermékekhez vagy a kiindulási anyagokhoz tartozik.

A reakció entrópiája hőmérsékleten T képlettel számítjuk ki

(1.36)

Fázisátmenetek jelenlétében az integrációs intervallum külön szakaszokra oszlik:

Feltéve, hogy a hőkapacitást egy polinom alakú polinom írja le
azt megkaphatod

1. Egy reakció termodinamikai lehetőségének felmérése

Egy kémiai reakció tipikus körülményeihez ( T= állandó, R= const) a reakció termodinamikai lehetőségét a Gibbs energiaérték változásának előjele határozza meg G rendszer a reakció során. A reakció akkor következik be, ha  G< 0.

Az anyagok termodinamikai tulajdonságairól szóló referenciakönyvekben megadott adatok (standard képződéshő (entalpia), hőkapacitás entrópiája vagy csökkentett potenciálok) segítségével könnyen kiszámítható a standard Gibbs-potenciál változása, ha a kezdeti állapot a feltétele, hogy minden kezdeti nyomás egyenlő 1 atm

. (1.40)

Elvileg ez a jellemző felhasználható egy reakció termodinamikai valószínűségének becslésére. Az ilyen értékelést azonban óvatosan kell megközelíteni, mert a valós rendszerek kezdeti nyomása ritkán egyenlő 1 atm.

Abszolút megbízható tetszőleges kezdeti körülmények között bekövetkező reakció lehetőségének jellemzője a Gibbs-potenciál valódi változása a standard potenciál változásával együtt kémiai reakció izoterma egyenlete:

Ahol K p – a reakció egyensúlyi állandója és a parciális nyomások p" én a reakciótermékekhez tartoznak, és p én - a reagensekhez.

Általában a jel
nem egyezik a jellel
.

A standard Gibbs-energia pozitív változása nem a reakció abszolút lehetetlenségét jelzi, hanem csak a standard állapotú termékek jelentéktelen vagy nagyon csekély hozamát. A második tag jelenléte az izoterma egyenlet jobb oldalán azt jelzi, hogy jelentős termékhozam érhető el még a standard Gibbs-energia változásának pozitív értékeivel is. Ez annak köszönhető, hogy a rendszerben létrejön egy bizonyos arány a reakcióban résztvevők nyomása között.

Termodinamikai képesség egy reakció lefolyását meg kell különböztetni attól gyakorlati lehetőség , ez alatt azt értjük, hogy a reakció észrevehető sebességgel megy végbe. A kinetikai akadályok jelenléte akadályozhatja a reakció kívánt sebességű végrehajtását. A reakció termodinamikai lehetősége tehát csak a reakció alapvető megvalósíthatóságát, spontán bekövetkezésének lehetőségét jelenti a vizsgált körülmények között, de nem garantálja a kiindulási anyagok termékké való átalakulásának végső sebességét.