Задачи: - углубение, обобщение и систематизация знаний по законам

знаний при решении качественных и расчетных задач;
-установление связи между энтальпийным,

энтропийным факторами и самопроизвольностью прохождения реакций;
-научиться оценивать возможность или невозможность самопроизвольного протекания реакций при данных условиях.

Практическое занятие:«Решение задач по термодинамике»

Цель занятия: закрепить умения решать задачи по химической термодинамике, обобщить знания по теме "Энергетические эффекты и направление течения химических реакций".

1,5 O2 = NH4NO3
№2 NH4NO3 = N2 + 2 H2O

+ 0,5O2

№3 NH4NO3 = N2O + 2 H2O

№4
NH4NO3 = 0,5 NO2 + 0,75N2 + 2H2O

и гетерогенные
простые и сложные
Термодинамический процесс – последовательность состояний системы, ведущих

от одного начального набора термодинамических переменных к другому – конечному.

- энергия Гиббса
Q=ΔU +A
Эндотермическая р-я
Экзотермическая р-я
Закон Гесса:
Тепловой эффект

химической реакции определяется лишь начальным и конечным состояниями системы реагирующих веществ и не зависит от пути ее протекания.

Следствие из закона Гесса?

Тепловой эффект химической реакции:

= 2СОгаз
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г)
Третье начало термодинамики

увеличения энтропии
Энтропия химической реакции
С(графит тв.) + СО2(газ)=2СО(газ)
2Н2(г) + О2(г) =

2Н2О(г) ΔS-?

действуют в противоположных направлениях и общее направление реакции определяется влиянием

преобладающего фактора.
В неизолированных системах критерием является ΔG –энергия Гиббса, ее рассчитывают при разных температурах.

Уравнение энергии Гиббса

Величина и знак ΔG позволяют судить о принципиальной возможности и направлении процесса.

↑
Энтальпию образования глюкозы нельзя
определить прямым экспериментом:
6C + 6H2 +

3O2 = C6H12O6 (∆Hх - ?)
Такая реакция невозможна

6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + 6O2 (∆Hу - ?)
Реакция идет в зеленых листьях, но вместе с другими процессами.

Пользуясь законом Гесса, достаточно скомбинировать три уравнения сжигания:
1) C = CO2 + O2 ∆H1 = -394 кДж
2) H2 + 1/2O2 = H2O (пар) ∆H2 = -242 кДж
3) C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O ∆H 3 = -2816 кДж
D Hх = 6DH1 + 6DH2 - DH3 = 6(-394) + 6(-242) -(-2816) = -1000 кДж/моль
DHу = - D H 3 = +2816 кДж

при температурах 1000 и 3000 К.

Cr2O3 (т) + C (т) = Cr (т) + CO (г)
ΔH298, кДж/моль — 1141 0 0 — 110,6
ΔS298, Дж/(моль×К) 81,2 5,7 23,6 197,7

Задача 1. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
1. FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CО2 (г); ΔH1 = -18,20 кДж;
2. СO (г) + 1/2O2 (г) = СO2 (г) ΔН2 = -283,0 кДж;
3. H2 (г) + ½ O2 (г) = H2O (г) ΔН3 = -241,83 кДж.

Любая реакция при постоянных температуре и давлении протекает самопроизвольно в направлении убыли энергии Гиббса.

CO2(г) = CaCO3(т) в стандартных условиях.
Справочные данные приведены в таблице.

Решите двумя способами! Рассчитайте Т критическую!

Вещество ∆H, кДж/моль ∆S, Дж/мольК ∆G,кДж/моль

практике
Рассчитайте значение ∆G0 по справочным данным и оцените возможность самопроизвольного

прохождения в стандартных условиях реакции:

Рассчитайте количество теплоты, выделяющейся (или поглощающейся) при взаимодействии 1 г оксида меди (II) в стандартных условиях.

для вузов. М.: Высш. шк. Издательский центр «Академия» - 2001.

стр. 175-192
2. Пользуясь термохимическим уравнением 2NH3 + H2O + SO3 = (NH4)2SO4; ΔH =-406,28 кДж, рассчитайте стандартную энтальпию образования сульфата аммония.
3. Пользуясь данными таблиц приложения, установить, какие из перечисленных восстановителей могут восстановить Fe2О3 до свободного металла: а) Zn; б) Ni; в) Н2S.
4. Определите изменение энтропии в стандартных условиях для следующего химического процесса:
Al(к) + Cr2O3(к) → Cr(к) + Al2O3(к).