Термодинамическая возможность протекания реакции. Энтропия
Возможность самопроизвольного протекания реакции;
Энтропия;
Изобарно - изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса.
Самопроизвольными называются процессы, в результате которых может быть получена полезная работа , несамопроизвольными называются процессы, на которые нужно затратить работу.
Рассмотрим два самопроизвольных процесса – растворение гидроксида натрия и растворение нитрата аммония:
Это самопроизвольные процессы, но один из них сопровождается выделением тепла, а другой – поглощением тепла. Как видим, знак теплового эффекта процесса (энтальпийный фактор) не определяет однозначно возможность самопроизвольного протекания процесса. Существует 2-ой фактор самопроизвольности процесса - энтропийный фактор .
Что же такое энтропия?
Состояние любой системы может быть описано, с одной стороны, по значению измеряемых параметров системы (макросостояний системы), с другой стороны, состояние системы можно описать множеством мгновенных микросостояний, которым соответствуют разные энергетические уровни микрочастиц, составляющих нашу систему.
Число микросостояний, которое соответствует данному макросостоянию вещества, называется термодинамической вероятностью его состояния (W), т. е. W – это число способов, которыми молекулы можно распределить по разным энергетическим уровням.
С термодинамической вероятностью состояния связана функция состояния системы, называемая энтропией(S) .
S = k ln W, где k – постоянная Больцмана, k ≈ 1,38∙10 -23 Дж/K ,
W – термодинамическая вероятность состояния системы.
Для 1 моль вещества:
S = R ln W, где R – универсальная газовая постоянная, здесь S измеряется в .
Вероятность состояния максимальна при максимальной разупорядоченности системы, т. е. энтропия максимальна тогда, когда система находится в наиболее разупорядоченном состоянии. Именно к этому система стремится самопроизвольно.
Любая система стремится перейти в состояние наибольшего беспорядка, т. е. самопроизвольно, любая система стремится к увеличению энтропии. И энтропия является мерой беспорядка в системе. Она увеличивается в таких физических процессах, как плавление, кипение, расширение газов. В химических процессах энтропия увеличивается, если из исходных веществ, взятых в твёрдом или жидком состояниях, получается газообразные продукты реакции, или - если число молекул в ходе реакции увеличивается.
Т. е. энтропия растёт, т. к. увеличивается количество движущихся частиц.
DS < 0 , - энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.
Рассмотрим изменение энтропии в системе при переходе из одного, состояния, характеризуемого объёмом V 1 в другое – с объёмом V 2:
Если V 2 > V 1 , то DS > 0, если V 2 < V 1 , то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.
Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле равна нулю, поэтому можно рассчитать абсолютное значение энтропии для каждого вещества. В таблицах приводится стандартное значение энтропии (S°) при стандартных условиях.
Энтропия – функция состояния вещества, значит, не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Для обратимых изотермических процессов (фазовых переходов ), изменение энтропии равно изменению энтальпии, деленному на температуру:
Энтропия зависит от температуры:
Где С Р – молярная теплоёмкость при постоянном давлении.
Федеральное агентство по образованию
Ангарская государственная техническая академия
Кафедра химии
Курсовая работа
по дисциплине «Химия»
Тема:
Определение термодинамической возможности
протекания химических процессов в реакции:
Исполнитель: *********.
студентка группы ЭУПу-08-10
Руководитель:
доцент кафедры химии
Кузнецова Т.А.
Ангарск 2009
Задание к курсовой работе
1. Привести физико-химическую характеристику всех участников реакции и способов их получения.
4. Определить возможность протекания реакции H 2+ Cl 2=2 HCl при стандартных условиях и при температуре = 1000 К.
5. Используя метод Темкина-Шварцмана рассчитать
при температуре = 1200, =1500. Построив зависимость графически определить температуру, при которой процесс возможен, как самопроизвольный в прямом направлении. = 1200, =1500.
1. Теоретическая часть
1.1 Этанол и его свойства
Этанол – бесцветная подвижная жидкость с характерным запахом и жгучим вкусом.
Таблица 1. Физические свойства этанола
Смешивается с водой, эфиром, ацетоном и многими другими органическими растворителями; легко воспламеняется; с воздухом этанол образует взрывоопасные смеси (3,28-18,95% по объему). Этанол обладает всеми характерными для одноатомных спиртов химическими свойствами, например с щелочными и щелочноземельными металлами образует алкоголяты, с кислотами – сложные эфиры, при окислении этанола – ацетальдегид, при дегидратации – этилен и этиловый эфир. При хлорировании этанола образуется хлораль.
1.2 Способы получения этанола
Существует 2 основных способа получения этанола - микробиологический (брожение и гидролиз ) и синтетический:
Брожение
Известный с давних времён способ получения этанола - спиртовое брожение органических продуктов, содержащих сахар (свёкла и т. п.). Аналогично выглядит переработка крахмала, картофеля, риса, кукурузы, древесины и др. под действием фермента зимазы. Реакция эта довольно сложна, её схему можно выразить уравнением:
C 6 H 12 O 6 → 2C 2 H 5 OH + 2CO 2
В результате брожения получается раствор, содержащий не более 15 % этанола, так как в более концентрированных растворах дрожжи обычно гибнут. Полученный таким образом этанол нуждается в очистке и концентрировании, обычно путем дистилляции.
Промышленное производство спирта из биологического сырья
· Винокуренные заводы
· Гидролизное производство
Для гидролизного производства применяется сырьё, содержащее целлюлозу – древесина, солома.
· Отходами бродильного производства являются барда и сивушные масла
Гидратация этилена
В промышленности, наряду с первым способом, используют гидратацию этилена. Гидратацию можно вести по двум схемам:
· прямая гидратация при температуре 300 °C, давлении 7 МПа, в качестве катализатора применяют ортофосфорную кислоту, нанесённую на силикагель, активированный уголь или асбест:
CH 2 =CH 2 + H 2 O → C 2 H 5 OH
· гидратация через стадию промежуточного эфира серной кислоты, с последующим его гидролизом (при температуре 80-90 °С и давлении 3,5 МПа):
CH 2 =CH 2 + H 2 SO 4 → CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH (этилсерная кислота)
CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH + H 2 O → C 2 H 5 OH + H 2 SO 4
Эта реакция осложняется образованием диэтилового эфира.
Очистка этанола
Этанол, полученный путём гидратации этилена или брожением, представляет собой водно-спиртовую смесь, содержащую примеси. Для его промышленного, пищевого и фармакопейного применения необходима очистка. Фракционная перегонка позволяет получить этанол с концентрацией около 95.6 % об.; эта неразделимая перегонкой азеотропная смесь содержит 4.4 % воды (вес.) и имеет температуру кипения 78.2 °C.
Перегонка освобождает этанол как от легколетучих, так и от тяжёлых фракций органических веществ (кубовый остаток).
Абсолютный спирт
Абсолютный спирт - этиловый спирт, практически не содержащий воды. Кипение при температуре 78,39 °C в то время как спирт спирт-ректификат, содержащий не менее 4,43 % воды кипит при температуре 78,15 °C. Получают перегонкой водного спирта, содержащего бензол, и другими способами.
1.3 Применение
Топливо
Этанол может использоваться как топливо (в т. ч. для ракетных двигателей, двигателей внутреннего сгорания).
Химическая промышленность
· Служит сырьём для получения многих химических веществ, таких, как ацетальдегид, диэтиловый эфир, тетраэтилсвинец, уксусная кислота, хлороформ, этилацетат, этилен и др.;
· Широко применяется как растворитель (в красочной промышленности, в производстве товаров бытовой химии и многих других областях);
· Является компонентом антифриза.
Медицина
Этиловый спирт в первую очередь используется как антисептик
· как обеззараживающее и подсушивающее средств, наружно;
· растворитель для лекарственных средств, для приготовления настоек, экстрактов из растительного сырья и др.;
· консервант настоек и экстрактов (минимальная концентрация 18 %)
Парфюмерия и косметика
Является универсальным растворителем различных душистых веществ и основным компонентом духов, одеколонов и т. п. Входит в состав разнообразных лосьонов.
Пищевая промышленность
Наряду с водой, является необходимым компонентом спиртных напитков (водка, виски, джин и др.). Также в небольших количествах содержится в ряде напитков, получаемых брожением, но не причисляемых к алкогольным (кефир, квас, кумыс, безалкогольное пиво и др.). Содержание этанола в свежем кефире ничтожно (0,12 %), но в долго стоявшем, особенно в тёплом месте, может достичь 1 %. В кумысе содержится 1−3 % этанола (в крепком до 4,5 %), в квасе - от 0,6 до 2,2 %. Растворитель для пищевых ароматизаторов. Применяется как консервант для хлебобулочных изделий, а также в кондитерской промышленности
1.4 Этилен. Физические и химические свойства
Этилен , H2C=CH2 – ненасыщенный углеводород, первый член гомологического ряда олефинов, бесцветный газ со слабым эфирным запахом; практически нерастворим в воде, плохо - в спирте, лучше - в эфире, ацетоне. Горит слабокоптящим пламенем, с воздухом образует взрывоопасные смеси. Этилен весьма реакционноспособен.
Таблица 2. Физические свойства этилена
Введение в физическую и коллоидную химию.
План лекции
1. Введение. Определения и сущность явлений изучаемых физической и коллоидной химией.
2. Введение в химическую термодинамику.
3. Понятия: система, параметры системы, функции состояния системы, термодинамические процессы.
4. Функции системы: внутренняя энергия и энтальпия. Математические выражения для них, их взаимосвязь.
5. 1 закон термодинамики – закон сохранения энергии.
6. 2 закон термодинамики. Однонаправленность процессов.
7. Свободная энергия системы. Самопроизвольные процессы.
Термин «физическая химия» и определение этой науки впервые были даны М.В. Ломоносовым. «Физическая химия есть наука, объясняющая на основании положений и опытов физики то, что происходит в смешанных телах при химических операциях».
Современное определение: Физическая химия – наука, объясняющая химические явления и устанавливающая их закономерности на основе общих принципов физики.
Современная физическая химия изучает много разнообразных явлений и, в свою очередь, разделяется на крупные, практически самостоятельные разделы области науки – электрохимию, фотохимию, химическую термодинамику и т. д. Но и сегодня основной задачей физической химии является изучение взаимосвязи физических и химических явлений.
Физическая химия-это не только теоретическая дисциплина. Знание законов физической химии позволяет понять сущность химических процессов и сознательно выбирать наиболее благоприятные условия для их практического осуществления. В основе многих процессов, протекающих при производстве металлов и их сплавов, получении пластмасс, химических волокон, удобрений, лекарственных препаратов, неорганических веществ, лежат законы физической химии.
Одним из разделов физической химии, который превратился в самостоятельную науку, является коллоидная химия. В коллоидной химии изучаются свойства систем, в которых одно вещество, находящееся в раздробленном (дисперсном) состоянии в виде частиц, состоящих из множества молекул, распределено в какой-либо среде (такие системы называются коллоидными). В коллоидную химию также в виде самостоятельного раздела входит физикохимия высокомолекулярных соединений или полимеров – природных (белка, целлюлозы, каучука и др.) и синтетических, имеющих молекулы очень больших размеров.
Большое значение физколлоидная химия имеет для пищевой технологии. Используемое для пищевой промышленности сырье и получаемые на предприятиях пищевой промышленности продукты питания в большинстве случаев являются или коллоидными системами, или ВМС. Такие распространенные в химии пищевой промышленности технологические операции как уваривание, сепарация, дистилляция, экстракция, кристаллизация и растворение, гидрирование могут быть поняты только на основе законов физической химии. Все биохимические процессы, лежащие в основе ряда пищевых производств, также подчиняются законам физической химии.
На методах физколлоидной химии основан и технохимический контроль пищевых производств: определение кислотности, содержание сахаров, жира, воды, витаминов, белков.
Химическая термодинамика
Термодинамика – раздел физической химии, в то ж время является самостоятельной наукой, которая
1) изучает законы взаимного превращения различных видов энергии при физических и химических процессах
2) определяет зависимость энергетического эффекта этих процессов от условий их протекания
3) позволяет установить принципиальную возможность самопроизвольного течения химической реакции в данных условиях.
В химической термодинамике рассматриваются основные термодинамические законы. Термодинамические законы позволяют предсказать не только принципиальную возможность протекания реакций при данных условиях, но и выход продукта и тепловой эффект реакции. Реакции, протекающие с выделением тепла, могут служить источниками тепловой энергии. Изучение энергетических эффектов дает информацию о строении соединения, межмолекулярных связях и реакционной способности.
Термодинамика использует следующие понятия:
Система – тело (группа тел), выделенное из окружающей среды (фактически или мысленно).
Фаза – совокупность однородных частей системы с одинаковыми свойствами и имеющих поверхность раздела с другими частями системы. Например, система вода-лед имеет один и тот же химический состав, но отличается плотностью, строением, свойствами, следовательно, это двухфазная система.
Системы бывают гомогенные – содержат одну фазу (например, воздух, жидкие растворы – нет поверхности раздела), гетерогенные – содержат несколько фаз.
Химически однородная система – система, все участки объема которой обладают одинаковым составом. Физически однородная система – все участки объема обладают одинаковыми свойствами.
Изолированная система не может обмениваться с окружающей средой веществом или энергией (теплотой или работой), т.е. объем и энергия изолированной системы - постоянны.
Неизолированная система – может обмениваться с окружающей средой веществом ли энергией.
Закрытая система – не обменивается с окружающей средой веществом, но может – энергией, объем системы – непостоянен.
Открытая система – система, свободная от всех ограничений.
Любая система в любой момент может находиться в каком-то определенном состоянии.
Состояние – это совокупность физических и химических свойств, характеризующих данную систему. Свойства могут быть интенсивные - не зависящие от количества вещества (Р,Т), и экстенсивные – зависящие от количества вещества (масса, объем).
При рассмотрении термодинамических свойств системы называют термодинамическими, такие системы характеризуются термодинамическими параметрами : температура, давление, объем, концентрация и др.
Так состояние равновесия в системе устанавливается при некоторых определенных сочетаниях термодинамических параметров. Математическое уравнение, показывающее взаимосвязь этих параметров для данной равновесной системы, называют уравнением состояния:
PV = nRT – Уравнение Менделеева-Клапейрона
Изменение хотя бы одного из параметров означает изменение состояния всей системы.
Термодинамический процесс – это любое изменение в системе, связанное с изменением хотя бы одного из параметров. Если изменение параметра не зависит от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояния системы, такое изменение называют функцией состояния . Процесс не зависит от пути протекания, а определяется начальным и конечным состоянием системы.
Круговой процесс или цикл - процесс, при котором термодинамическая система из начального состояния, претерпев ряд изменений, возвращается в первоначальное состояние. В таком процессе изменение любого параметра равно нулю.
Процессы могут иметь обратимый или необратимый характер.
Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения в исходное первоначальное состояние.
Необратимый процесс – не означает, что этот процесс невозможно провести в обратном направлении. Необратимость означает. Что такое возвращение невозможно при помощи той же работы и энергии, с которыми процесс шел в прямом направлении.
I закон термодинамики:
- В любой изолированной системе сумма всех видов энергии постоянна.
- Разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах
- Вечный двигатель первого рода невозможен. Невозможно построить машину, которая давала бы механическую работу, не затрагивая на это соответствующего количества молекулярной энергии.
Первый закон термодинамики выражает неуничтожимость и эквивалентность различных форм энергии при различных переходах.
1 закон термодинамики представляет собой применение закона сохранения энергии к тепловым явлениям. Учитывая это можно его сформулировать в общем виде: Изменение внутренней энергии системы не зависит от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояния системы .
Математически это означает, что внутренняя энергия является функцией состояния, т.е. однозначные функции ряда переменных определяют это состояние.
Имеется система: газ, заключенный в поршневой цилиндр.
Эта система получает от нагревателя из окружающей среды определенное количество тепла. Часть подведенного тепла к системе будет затрачена на совершение работы против внешнего давления (работа расширения газа). При этом происходит увеличение объема газа. Оставшееся тепло будет затрачено на увеличение внутренней энергии системы – повышение температуры. При этом нив окружающей среде, ни в самой системе количество энергии не изменится.
Следовательно, сумма проведенной системой работы и прироста ее внутренней энергии должны быть равны количеству тепла, поступившего от нагревателя из окружающей среды:
Закон сохранения энергии выражает смысл первого начала термодинамики: Увеличение внутренней энергии системы равно сообщенному системе теплу минус работа, произведенная системой:
∆U = Q – A (2)
Формулы 1 и 2 – математические формулировки первого начала термодинамики.
Внутренняя энергия – это запас энергии системы, независимо от того, в каком состоянии она находится. Внутренняя энергия – общий запас энергии системы, которая складывается из энергии движения молекул, ядер и электронов в молекулах и атомах, энергии межмолекулярного взаимодействия. Из общего запаса энергии следует вычесть кинетическую энергию системы и потенциальную энергию ее положения. Для изолированной системы сумма всех видов энергии постоянная U = const. Обычно говорят об изменении внутренней энергии:
ΔU = U 2 – U 1
Изменение внутренней энергии системы может происходить:
1) в результате хаотического столкновения молекул двух соприкасающихся тел -мерой изменения энергии при этом является теплота
2) в результате совершения работы или самой системой или над системой: перемещение различных масс – поднятие тел в поле тяготения, переход электричеств от большего к меньшему потенциалу, расширение газа. Работа в этом случае также является мерой изменения энергии.
Следовательно, теплота –Q- и работа - A – количественно и качественно характеризуют формы передачи энергии (это меры энергии). U, A, Q – измеряются в одних и тех же единицах – кДж или кДж/моль.
Кроме внутренней существуют другие виды энергии: электромагнитная, электрическая, химическая, тепловая и т.д.
Другой вид энергии, который является также термодинамической функцией состояния–энтальпия –Н. Энтальпия - этомераэнергии,накапливаемая веществом при его образовании, это энергия расширенной системы, это теплосодержание системы . Математическое выражение для энтальпии:
Н = U + А
Т.е. энтальпия определяется внутренней энергией. Энтальпия и внутренняя энергия сильно отличаются друг от друга для газовых систем, но мало отличаются для конденсированных систем: жидких и твердых.
Поскольку энтальпия также является функцией состояния, т.е. всецело определяется начальным и конечным состоянием системы, то правильно говорить об изменении энтальпии системы:
ΔН = Н 2 – Н 1
ΔН = ΔU + А А = PΔV, где
P – давление; А – работа; ΔV – изменение объема.
PΔV – работа расширения
Энтальпия равна теплоте системы с обратным знаком.
Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты реакций, их направление и пределы самопроизвольного протекания.
Объект изучения в химической термодинамике - термодинамическая система (в дальнейшем просто система) - это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или реально обособленная от окружающей среды.
Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы определяется численными значениями термодинамических параметров: температуры, давления, концентраций веществ и пр. При изменении значения хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры происходит изменение состояния системы. Изменение состояния системы называется термодинамическим процессом или просто процессом.
Процессы могут протекать с различными скоростями. В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в химической термодинамике различают несколько типов процессов, простейшими из которых являются изотермический, протекающий при постоянной температуре (Т=соnst), изобарный, протекающий при постоянном давлении (р=соnst), изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=соnst) и адиабатический, который осуществляется без обмена теплотой между системой и окружающей средой (q=соnst). Наиболее часто в химической термодинамике реакции рассматриваются как изобарно-изотермические (р=соnst, Т=соnst) или изохорно-изотермические (V=соnst, Т=соnst) процессы.
Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, притекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ. Вкачестве стандартной принята температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состояние при давлении 101,3 кПа. Если вещество находится в растворе, за стандартное принимается его состояние при концентрации 1 моль/л.
Для характеристики процессов химическая термодинамика оперирует особыми величинами, называемыми функциями состояния: U – внутренняя энергия, Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса и F – энергия Гельмгольца. Количественными характеристиками любого процесса являются изменения функций состояния, которые и определяются методами химической термодинамики: ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔF.
Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции (теплоты реакции). Теплотой реакции, называется количество выделенной или поглощённой теплоты q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота, поглощается, реакция называется эндотермической.
Численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=соnst, теплота реакции q V = ΔU, в изобарном процессе при р = соnst тепловой эффект q p = ΔH. Таким образом, термохимический расчёт заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или энтальпии в ходе реакции. Поскольку подавляющее большинство реакций протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых сосудах, протекающие под атмосферным давлением), при проведении термохимических расчётов практически всегда производится расчёт ΔН. Если ΔН<0, то реакция экзотермическая, если же ΔН>0, то реакция эндотермическая.
Термохимические расчёты производятся, используя следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования реагентов.
Запишем в общем виде уравнение реакции: аА + bВ = сС + dD. Согласно следствию из закона Гесса теплота реакции определяется по формуле:
ΔН = (c ΔН обр, С + d ΔН обр, D) - (а ΔН обр,А + b ΔН обр,В), гдеΔН - теплота реакции; ΔН обр – теплоты (энтальпии) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, а, b – коэффициенты в уравнении реакции, называемые стехиометрическим и коэффициентами.
Базовыми величинами в данной формуле являются теплоты (энтальпии) образования реагентов и продуктов.Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых фазах и модификация . Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г). Размерность теплоты образования – кДж/моль.
В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула приобретает вид: ΔН ° 298 = (cΔН ° 298 обр С + dΔН ° 298 обр D) - (аΔН ° 298 о6р A + bΔН ° 298 обр В), где ΔН° 298 – стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом "О") при температуре 298К, а ΔН° 298 обр. - стандартные теплоты (энтальпии) образования соединений также при температуре 298К. Значения ΔН° 298обр. определены для всех соединений и являются табличными данными.
Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса ΔG при протекании химической реакции. Так как энергия Гиббса системы G = Н – ТS, её изменение в процессе определяется по формуле: ΔG = ΔН – Т ΔS, где Т – абсолютная температура, К.
Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её самопроизвольного протекания при постоянном давлении и температуре (при р=соnst, Т=соnst). Если ΔG < 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при ΔG > 0 самопроизвольное протекание реакции невозможно, если ΔG = 0, система находится в состоянии равновесия.
Для расчёта энергии Гиббса реакции отдельно определяются ΔН и ΔS. При этом в большинстве случаев используется слабая зависимость величин изменения энтальпии ΔН и энтропии ΔS от условий протекания реакции, т.е. пользуются приближениями: ΔН = ΔН° 298 и ΔS = ΔS° 298 .
Стандартную теплоту реакции ΔН° 298 определяют, используя следствие из закона Гесса, а стандартную энтропию реакции аА + bВ = сС + dD рассчитывают по формуле: ΔS° 298 = (сS° 298 обрС + dS° 298, обр D) – (aS° 298 обрА + bS° 298 обр B), где ΔS° 298 – табличные значения абсолютных стандартных энтропии соединений в Дж/(мольК), а ΔS° 298 – стандартная энтропия реакции в Дж/К.
Если реакция протекает в стандартных условиях при температуре 298К, расчёт её энергии Гиббса (стандартной энергии Гиббса реакции) можно производить аналогично расчёту стандартной теплоты реакции по формуле, которая для реакции, выраженной уравнением аА + bВ = сС + dD, имеет вид:
ΔG° 298 =(сΔG° 298 С + dΔG° 298 D) – (аΔG° 298 A + bΔG° 298 B), где ΔG° 298 - стандартная энергия Гиббса образования соединения в кДж/моль (табличные значения) – энергия Гиббса реакции, в которой при температуре 298К образуется 1 моль данного соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, а ΔG° 298 – стандартная энергия Гиббса реакции в кДж.
Задача 1. Для данной реакции 2SO 2 (г)+ O 2 (г) = 2SO 3 (г) рассчитайте изменение энтальпии ΔН 298 , энтропии ΔS 298 и энергии Гиббса ΔG 298 . Рассчитайте температурную область самопроизвольного протекания реакции. Рассчитайте константу равновесия данной реакции при стандартных условиях (таблицы стандартных термодинамических потенциалов приводятся в различных справочниках).
Расчет энтальпии (ΔН 298 °):
Δ Н ° 298 =Σ Δ Н продуктов реакции – Σ Δ Н реагентов
из приложения Таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения Δ Н ° 298 для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:
Δ Н ° 298 =Σ Δ Н продуктов реакции – Σ Δ Н реагентов = 2 ∙ Δ Н 298 ° (SO 3) –(2 ∙ Δ Н 298 ° (SO 2) + Δ Н 298 ° (O 2))= =2 (−395,2) −(2 (−296,9) + 0) = − 197,2 кДж/моль
Расчет энтропии (ΔS ° 298):
ΔS ° 298 =Σ Δ S продуктов реакции – Σ Δ S реагентов
из таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения ΔS ° 298 для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:
ΔS ° 298 =Σ Δ S продуктов реакции – Σ Δ S реагентов = 2∙ ΔS ° 298 (SO 3) -(2∙ΔS ° 298 (SO 2)+ ΔS ° 298 (О 2)) =
=2∙ 256,2 – (2∙248,1 +205) = –188,8 = –0,1888 .
Расчет энергии Гиббса (Δ G ° 298):
Δ G ° 298 = Δ Н ° 298 – T∙ ΔS ° 298
по полученным данным рассчитываем энергию Гиббса (при стандартных условиях Т = 298К):
Δ G ° 298 = Δ Н ° 298 –T∙ΔS ° 298 =−197,2кДж/моль – 298∙(–0,1888) = –140,9 кДж/моль.
Расчет показывает, что окисление диоксида серы кислородом при 25ºC (298K) термодинамически возможный процесс (т.к. ∆G<0). В ходе этой реакции энтропия уменьшается и, следовательно, с ростом температуры уменьшается возможность протекания этой реакции.
Определение температурной области самопроизвольного протекания реакции .
Так как условием самопроизвольного протекания реакции является отрицательность DG (DG<0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению неравенства (DH–TDS)<0 относительно температуры.
Федеральное агентство по образованию
Ангарская государственная техническая академия
Кафедра химии
Курсовая работа
по дисциплине «Химия»
Тема:
Определение термодинамической возможности
протекания химических процессов в реакции:
Исполнитель: *********.
студентка группы ЭУПу-08-10
Руководитель:
доцент кафедры химии
Кузнецова Т.А.
Ангарск 2009
Задание к курсовой работе
1. Привести физико-химическую характеристику всех участников реакции и способов их получения.
4. Определить возможность протекания реакции H 2+ Cl 2=2 HCl при стандартных условиях и при температуре = 1000 К.
5. Используя метод Темкина-Шварцмана рассчитать при температуре = 1200, =1500. Построив зависимость графически определить температуру, при которой процесс возможен, как самопроизвольный в прямом направлении.
1. Теоретическая часть
1.1 Этанол и его свойства
Этанол – бесцветная подвижная жидкость с характерным запахом и жгучим вкусом.
Таблица 1. Физические свойства этанола
Смешивается с водой, эфиром, ацетоном и многими другими органическими растворителями; легко воспламеняется; с воздухом этанол образует взрывоопасные смеси (3,28-18,95% по объему). Этанол обладает всеми характерными для одноатомных спиртов химическими свойствами, например с щелочными и щелочноземельными металлами образует алкоголяты, с кислотами – сложные эфиры, при окислении этанола – ацетальдегид, при дегидратации – этилен и этиловый эфир. При хлорировании этанола образуется хлораль.
1.2 Способы получения этанола
Существует 2 основных способа получения этанола - микробиологический (брожение и гидролиз ) и синтетический:
Брожение
Известный с давних времён способ получения этанола - спиртовое брожение органических продуктов, содержащих сахар (свёкла и т. п.). Аналогично выглядит переработка крахмала, картофеля, риса, кукурузы, древесины и др. под действием фермента зимазы. Реакция эта довольно сложна, её схему можно выразить уравнением:
C 6 H 12 O 6 → 2C 2 H 5 OH + 2CO 2
В результате брожения получается раствор, содержащий не более 15 % этанола, так как в более концентрированных растворах дрожжи обычно гибнут. Полученный таким образом этанол нуждается в очистке и концентрировании, обычно путем дистилляции.
Промышленное производство спирта из биологического сырья
· Винокуренные заводы
· Гидролизное производство
Для гидролизного производства применяется сырьё, содержащее целлюлозу – древесина, солома.
· Отходами бродильного производства являются барда и сивушные масла
Гидратация этилена
В промышленности, наряду с первым способом, используют гидратацию этилена. Гидратацию можно вести по двум схемам:
· прямая гидратация при температуре 300 °C, давлении 7 МПа, в качестве катализатора применяют ортофосфорную кислоту, нанесённую на силикагель, активированный уголь или асбест:
CH 2 =CH 2 + H 2 O → C 2 H 5 OH
· гидратация через стадию промежуточного эфира серной кислоты, с последующим его гидролизом (при температуре 80-90 °С и давлении 3,5 МПа):
CH 2 =CH 2 + H 2 SO 4 → CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH (этилсерная кислота)
CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH + H 2 O → C 2 H 5 OH + H 2 SO 4
Эта реакция осложняется образованием диэтилового эфира.
Очистка этанола
Этанол, полученный путём гидратации этилена или брожением, представляет собой водно-спиртовую смесь, содержащую примеси. Для его промышленного, пищевого и фармакопейного применения необходима очистка. Фракционная перегонка позволяет получить этанол с концентрацией около 95.6 % об.; эта неразделимая перегонкой азеотропная смесь содержит 4.4 % воды (вес.) и имеет температуру кипения 78.2 °C.
Перегонка освобождает этанол как от легколетучих, так и от тяжёлых фракций органических веществ (кубовый остаток).
Абсолютный спирт
Абсолютный спирт - этиловый спирт, практически не содержащий воды. Кипение при температуре 78,39 °C в то время как спирт спирт-ректификат, содержащий не менее 4,43 % воды кипит при температуре 78,15 °C. Получают перегонкой водного спирта, содержащего бензол, и другими способами.
1.3 Применение
Топливо
Этанол может использоваться как топливо (в т. ч. для ракетных двигателей, двигателей внутреннего сгорания).
Химическая промышленность
· Служит сырьём для получения многих химических веществ, таких, как ацетальдегид, диэтиловый эфир, тетраэтилсвинец, уксусная кислота, хлороформ, этилацетат, этилен и др.;
· Широко применяется как растворитель (в красочной промышленности, в производстве товаров бытовой химии и многих других областях);
· Является компонентом антифриза.
Медицина
Этиловый спирт в первую очередь используется как антисептик
· как обеззараживающее и подсушивающее средств, наружно;
· растворитель для лекарственных средств, для приготовления настоек, экстрактов из растительного сырья и др.;
· консервант настоек и экстрактов (минимальная концентрация 18 %)
Парфюмерия и косметика
Является универсальным растворителем различных душистых веществ и основным компонентом духов, одеколонов и т. п. Входит в состав разнообразных лосьонов.
Пищевая промышленность
Наряду с водой, является необходимым компонентом спиртных напитков (водка, виски, джин и др.). Также в небольших количествах содержится в ряде напитков, получаемых брожением, но не причисляемых к алкогольным (кефир, квас, кумыс, безалкогольное пиво и др.). Содержание этанола в свежем кефире ничтожно (0,12 %), но в долго стоявшем, особенно в тёплом месте, может достичь 1 %. В кумысе содержится 1−3 % этанола (в крепком до 4,5 %), в квасе - от 0,6 до 2,2 %. Растворитель для пищевых ароматизаторов. Применяется как консервант для хлебобулочных изделий, а также в кондитерской промышленности
1.4 Этилен. Физические и химические свойства
По итогам проделанной работы можно сделать следующие выводы:
При стандартной температуре = 298К, а также и при Т = 500К, реакция протекает с поглощением теплоты и носит название эндотермической реакции т.к.
При , 
При , 
Опираясь на полученные значения энтропии
При , 
При , 
видно, что:
Из чего следует, что при Т = 1000К система менее упорядочена (атомы и молекулы в веществе двигаются более хаотично), чем при Т = 298К.
Протекание реакции в прямом направлении при стандартной температуре = 298 К невозможно, реакция протекает в обратном направлении т.к. свободная энергия Гиббса
Реакция при температуре = 345 К и выше протекает в прямом направлении, что видно не только благодаря графику, но и подтверждается найденными значениями свободных энергий Гиббса:
1. Гаммет Л. «Основы физической органической химии» М.: Мир 1972г.
2. Гауптман З., Грефе Ю., Ремане Х., «Органическая химия» М.: Мир 1979г.
3. Герасимов Я.И., Древинг В.П., Еремин Е.Н., Кисилев А.В., Лебедев «Курс физической химии» т.1 М.: Химия 1973г.
4. Драго Р. «Физические методы в химии» М.: Мир 1981г.
5. Глинка Н.Л. «Общая химия»
6. Кузнецова Т.А., Воропаева Т.К. «Методические указания к выполнению курсовой работы по химии для студентов специальности – Экономика и управление на предприятиях химической промышленности»
7. Краткий справочник физико-химических величин. Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой – СПб.: «Иван Федоров», 2003.-240с., ил.
8. Интернет источники
| Величины Вещество |
|||||
Приложение 2