Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях равны нулю.

Энтальпией образования сложного вещества (∆Н_f, кДж/моль) называют энтальпию реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ.

Докажем это положение, взяв за основу реакцию образования аммиака из простых веществ при стандартных условиях:

¹/₂N₂ + ³/₂H₂ = NH₃;

По данным представленным в справочнике термодинамических величин:

∆Н⁰_f, NH₃ = - 46 кДж/моль; ∆Н⁰_f, N₂ = ∆Н⁰_f, H₂= 0

(N₂ и H₂ - простые вещества)

В соответствии с первым следствием, вытекающим из закона Гесса, тепловой эффект этой реакции (∆Н) равен:

∆Н⁰= ∆Н⁰_f, NH₃ – (∆Н⁰_f, N₂ + ∆Н⁰_f, H₂)

После подстановки значений, при стандартных условиях имеем:

∆Н⁰= ∆Н_f⁰,NH₃ = - 46 кДж/моль,

т.е. энтальпия реакции (∆Н) равна энтальпии образования аммиака (∆Н _f, NH₃), что и требовалось доказать.

В то же время для реакции образования гидроксида кальция по уравнению:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

энтальпия реакции (∆Н) не равна теплоте образования гидроксида кальция (∆Н_f, Са(ОН)₂), так как 1 моль Са(ОН)₂ в этой реакции образуется из сложных веществ, что противоречит определению.

Для закрепления материала решим задачу:

Определить при стандартных условиях тепловой эффект (энтальпию) реакции:

NH₄NO_3(к) → N₂O_(г) + 2H₂O

Решение:

· Запишем стандартные энтальпии образования участников реакции в таблицу:

· Согласно следствию из закона Гесса:

∆Н⁰ = ∆Н⁰_обр, N₂O_(Г) + 2∆Н⁰_обр, H₂O_(Ж) - ∆Н⁰_обр, NH₄NO_3(К) =

= 82.0 + 2·(-285.8) – (-365.4) = -124.2 кДж

Вывод: разложение нитрата аммония является экзотермической реакцией.

Аналогичным образом можно рассчитать изменение и других термодинамических функций – энтропии (∆S), свободной энергии Гиббса (∆G).

Энтропия

Энтропия (S) - количественная мера характеризующая степень упорядоченности системы. Размерность – Дж/(моль·К).

Чем более упорядочена система, тем меньше значение ее энтропии. Так для одного и того же вещества, например воды, в зависимости от ее агрегатного состояния энтропия возрастает в ряду лед-жидкость-пар. Т.е. минимуму энтропии отвечает наиболее упорядоченное, с точки зрения структуры воды, состояние.

Энтропия характеризует вероятность достижения того или иного состояния: из двух возможных состояний то более вероятно, которое характеризуется максимумом энтропии. Состоянию с большим значением энтропии отвечает большее число возможностей (степеней свободы) для его достижения. Так из двух известных природных аллотропных модификаций углерода - аморфной сажи (не имеющей кристаллической структуры, т.е. разупорядоченной системы и как следствие обладающей большим значением энтропии) и алмаза (характеризующегося намного меньшим значением энтропии, как обладающим совершенной тетраэдрической структурой), в количественном отношении, не случайно в природе преобладает сажа, а не алмазы.

Значения энтропий веществ при стандартных условиях приведены в справочниках термодинамических величин. Стандартная энтропия простых веществ не равна нулю. За ноль принимают энтропию совершенного кристалла любого вещества при абсолютном нуле температуры.

Физические процессы (нагревание, расширение, кипение, плавление) и химические реакции (растворение твердого, образование газообразных продуктов) сопровождающиеся разупорядочиванием (с позиций их структуры) систем, увеличением количества продуктов по отношению к реагентам сопровождаются увеличением энтропии. И наоборот процессы, связанные с уменьшением беспорядка в системе, приводят к уменьшению энтропии: охлаждение, конденсация, сжатие, кристаллизация, реакции, сопровождающиеся уменьшением количества газообразных веществ.

Для примера определим изменение энтропии в результате развития следующей химической реакции:

С_{(графит)} + СО_2(Г) ⇄ 2СО_(Г).

Согласно вышеизложенного, энтропия должна возрастать по мере протекания реакции, что связано с увеличением числа молей продуктов (2 моля диоксида углерода) по отношению к исходным веществам (1 моль оксида углерода).

Последнее доказывается и численными расчетами на основе термодинамических данных, которые для участников реакции (при стандартных условиях) представлены в таблице:

По определению:

энтропия реакции ( ∆S) равна разности между суммой энтропий продуктов реакции и суммой энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении.

∆S = ∑n_прод S_прод - ∑n_исхS_исх, (13)

где, n_исх, n_прод – стехиометрические коэффициенты реагентов и продуктов;

S _исх, S_прод –энтропии исходных веществ и продуктов

Тогда:

∆S⁰ = 2S⁰СО - (S⁰CO₂ + S⁰_C) = 2·47.3 – (51.06 + 1.36) = 42.18 Дж/(моль·К).

Расчеты подтверждают, что энтропия системы действительно возрастает.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: