В какой реакции энтропия продуктов больше энтропии исходных веществ

Мерой неупорядоченного состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии.

Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т. е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях. Число микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W. Так как число частиц в системе огромно (например, в 1 моль имеется 6,02-1023 частиц), то термодинамическая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодинамической вероятности lnW. Величина, равная klnW = S, где к- постоянная Больцмана, а S – энтропия системы. Энтропия, отнесенная к одному молю вещества, имеет единицу величины Дж/(моль×К). Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией вещества S°.

В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение энтропии, но и ее абсолютное значение. Это вытекает из высказанного в 1911 г. М Планком постулата, согласно которому «при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю». Этот постулат получил название третьего закона термодинамики.

По мере повышения температуры растет скорость различных движений частиц, т. е. число их микросостояний и, соответственно, термодинамическая вероятность и энтропия вещества.

При переходе вещества из твердого состояния в жидкое значительно увеличивается неупорядоченность, а следовательно, и энтропия вещества (S0пл). Особенно резко растет неупорядоченность вещества при его переходе из жидкого состояния в газообразное (S°кип). Энтропия увеличивается при переходе вещества из кристаллического состояния в аморфное. Энтропия простых веществ является периодической функцией порядкового номера элемента. Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии.

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (DrS°) (энтропия реакции) равно сумме энтропии продуктов реакции за вычетом суммы энтропии исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. В результате протекания химической реакции (2.13) происходит изменение энтропии системы (энтропия реакции).

DrS° = lS0L+mS0M-dS0D-bS0B (2.15)

Пример 4. Рассчитайте энтропию реакции CH4 + Н2О = СО + ЗН2 при стандартных состояниях реагентов и продуктов процесса. Решение. В соответствии с уравнением (2.15) запишем:

DrS°= S0CO+3S0H2-S0CH4-S0H2O® = 1 моль• 197,54 Дж/моль • К + 3 моль • 130,58 Дж/моль • К -1 моль • 186,19 Дж/моль • К -1 моль • 188,7 Дж/моль • К = 214,39Дж/К.

Ответ: DrS° = 214,39 Дж/К.

Как видно, изменение энтропии системы в результате реакции возросло (энтропия реакции положительная) DrS°> 0. Энтропия процесса будет возрастать, если в ходе реакции объем системы будет увеличиваться. Газообразные вещества называют «носителями энтропии».

Итак, энтропия характеризует число микросостояний и является мерой беспорядка в системе. Ее увеличение говорит о переходе системы в результате термодинамического процесса от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному.

Второй закон термодинамики для изолированных систем: в изолированных системах самопроизвольно протекают только процессы, сопровождающиеся возрастанием энтропии: DrS0>0.

Системы, в которых протекают химические реакции, не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутренней энергии (тепловым эффектом реакции), т. е. обмениваются энергией с окружающей средой. Химические реакции могут протекать самопроизвольно и без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды. Например, химические реакции в организме любого существа сопровождаются уменьшением энтропии (происходит упорядочение системы). Однако организм получает энергию из окружающей среды (пища, воздух). Получение пищевых продуктов сопровождается возрастанием энтропии окружающей среды, т. е. жизнь каждого существа связана с возрастанием энтропии.

Химические реакции обычно сопровождаются изменением как энтропии, так энтальпии.

Энтальпийный и энтропийный факторы изобарно-изотермических процессов. Из предыдущих рассуждений следует, что в химических процессах проявляются две тенденции: а) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, сопровождающееся понижением энергии системы; б) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемое возрастанием энтропии. Первая тенденция в изобарно-изотермических условиях характеризуется энтальпийным фактором процесса и количественно выражается через DrS° (кДж/моль). Вторая тенденция характеризуется энтропийным фактором и количественно выражается произведением абсолютной температуры на энтропию процесса, т. е. TDrS° (кДж/моль).

Источник

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1

« ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

Работу выполнил______________ Работу принял__________________

Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________

Основные понятия.

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.

По характеру энерго- и массообмена с окружающей средой системы подразделяются на изолированные, закрытые и открытые: изолированные системы не обмениваются с окружающей средой ни массой (Δm = 0), ни энергией (ΔU = 0); в закрытых системах имеет место только энергообмен ((Δm = 0, ΔU≠0); открытые системы обмениваются с окружающей средой и массой (Δm≠0) и энергией (ΔU≠ 0).

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).

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 (T=const), изобарный, протекающий при постоянном давлении (p=const) и изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=const). Изотермический процесс называется изобарно-изотермическим, если он протекает при постоянном давлении (p=const, T=const), и изохорно-изотермическим, если в ходе процесса неизменным остаётся объём (V=const, T=const).

Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, протекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ.В качестве 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.

Химическая термодинамика изучает не свойства термодинамических систем, а термодинамические процессы. 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. В любом процессе происходит изменение всех функций состояния. Поэтомузадачей химической термодинамики является не определение значений функций состояния для каждого конкретного состояния системы, а определение их изменения в термодинамическом процессе: ΔU, ΔН, ΔS, ΔG, ΔF.

2. Теплота реакции и термохимические расчёты.

Теплотой реакции (тепловым эффектом реакции) называется количество выделенной или поглощённой теплоты Q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота поглощается, реакция называется эндотермической.

Теплота реакции определяется, исходя из первого закона (начала) термодинамики, математическим выражением которого в его наиболее простой форме для химических реакций является уравнение:

Q = ΔU + рΔV (2.1)

где Q – теплота реакции, ΔU – изменение внутренней энергии, р -давление, ΔV – изменение объёма.

Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции. В соответствии с уравнением (2.1) численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=const, теплота реакции QV=ΔU, в изобарном процессе при p=const тепловой эффект QP =ΔH. Таким образом, термохимический расчёт заключаетсяв 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 при атмосферном давлении), при приведении термохимических расчётов практическивсегда производится расчёт ΔН. ЕслиΔН<0, то реакция экзотермическая, если жеΔН>0, то реакция эндотермическая.

Термохимические расчёты производятся, используя или закон Гесса, согласно которому тепловой эффект процесса не зависит от его пути, а определяется лишь природой и состоянием исходных веществ и продуктов процесса, или,чаще всего, следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий ) образования продуктов за вычетом суммы теплот ( энтальпий ) образования реагентов.

В расчётах по закону Гесса используются уравнения вспомогательных реакций, тепловые эффекты которых известны. Суть операций при расчётах по закону Гесса заключается в том, что над уравнениями вспомогательных реакций производят такие алгебраические действия, которые приводят к уравнению реакции с неизвестным тепловым эффектом.

Пример 2.1. Определение теплоты реакции: 2СО + O2 = 2СO2 ΔН – ?

В качестве вспомогательных используем реакции: 1)С + О2 = С02; ΔН1= -393,51 кДж и 2)2С + О2 = 2СО; ΔН2 = -220,1 кДж, где ΔН/ и ΔН2 – тепловые эффекты вспомогательных реакций. Используя уравнения этих реакций, можно получить уравнение заданной реакции, если вспомогательное уравнение 1) умножить на два и из полученного результата вычесть уравнение 2). Поэтому неизвестная теплота заданной реакции равна:

ΔН = 2ΔH1 – ΔН2 = 2(-393,51) – (-220,1) = -566,92 кДж.

Если в термохимическом расчёте используется следствие из закона Гесса, то для реакции, выраженной уравнением aA+bB=cC+dD, пользуются соотношением:

ΔН =( сΔНобр,с + dΔHoбpD) – (аΔНобрA + bΔНобр,в) (2.2)

где ΔН – теплота реакции ; ΔНoбр – теплоты ( энтальпии ) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b – стехиометрические коэффициенты.

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 модификациях1*.Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н2(г)+ О2(г)= 2Н2О(г).Размерность теплоты образования – кДж/моль.

В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.2) приобретает вид:

ΔН°298 = (сΔН°298,обр,С+ dΔH°298,o6p,D) – (аΔН°298,обрA + bΔН°298,обр,в)(2.3)

где ΔН°298 – стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом “0” ) при температуре 298К, а ΔН°298,обР – стандартные теплоты (энтальпии) образования также при температуре 298К.Значения ΔН°298.обР.определены для всех соединений и являются табличными данными.2* – см. таблицу приложения.

Пример 2.2. Расчёт стандартной теплоты реакции, выраженной уравнением:

4NH3(r) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6Н2О(г).

Согласно следствию из закона Гесса записываем 3*:

ΔН0298=( 4ΔН0298.oбp.No + 6ΔH0298. одр.Н20 ) – 4ΔH0298 обр.NHз. Подставив табличные значения стандартных теплот образования соединений, представленных в уравнении, получим: ΔН°298 = (4(90,37) + 6(-241,84)) – 4(-46,19) = – 904,8 кДж.

Отрицательный знак теплоты реакции указывает на экзотермичность процесса.

В термохимии тепловые эффекты принято указывать в уравнениях реакций. Такиеуравнения с обозначенным тепловым эффектом называются термохимическими. Например, термохимическое уравнение рассмотренной в примере 2.2 реакции записывается:

4NH3(г) + 502(г) = 4NО(г) + 6Н20(г); ΔН°298 = – 904,8 кДж.

Если условия отличаются от стандартных, в практических термохимических расчётах допускается использование приближения:ΔН ≈ΔН°298 (2.4)Выражение(2.4) отражает слабую зависимость величины теплоты реакции от условий её протекания.

Энтропия реакции.

Энтропией реакции называется изменение энтропии ΔS, сопутствующее превращению реагентов в продукты реакции. Энтропию реакции аА + ЬВ = сС + dD рассчитывают по формуле:

ΔS = (cSС + dSD) – (aSA + bSB) (3.1)

где ΔS – энтропия реакции ; S – абсолютные значения энтропий продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b – стехиометрические коэффициенты.

Энтропия S – единственная функция состояния, абсолютное значение которой можно определить для любого состояния системы. Для 1 моля вещества абсолютное значение энтропии определяется по формуле:S = RlnW (3.2) где R = 8,314 Дж/(мольК) – универсальная газовая постоянная; W – термодинамическая вероятность рассматриваемого состояния – безразмерная величина.

В термодинамических расчётах обычно определяют стандартные энтропии реакцийΔS0298.Для реакции аА + bВ = сС + dD значение стандартной энтропии рассчитывают по формуле:

ΔS°298 = (cS°298.C+ dS°298,D) – (aS0298.А + bS°298,B) (3.3)

где S°298— табличные значения абсолютных стандартных энтропий соединений в Дж/(моль К) – см. таблицу приложения, a ΔS°298– стандартная энтропия реакции в Дж/К.

Если условия отличаются от стандартных, в практических термодинамических расчётах допускается использование приближения: ΔS ≈ ΔS°298 (3.4) Выражение (3.4) отражает слабую зависимость величины энтропии реакции от условий её проведения.

Пример 3.1.. Расчёт энтропии реакции, выраженной уравнением

4NH 3(г) + 5O2 (г) = 4NO(г) + + 6Н2O(г), при давлении 202.6 кПа и температуре 500°С (773К).

Согласно условию, реакция протекает при практически реальных значениях давления и температуры, при которых допустимо приближение (3.4), т.е ΔS773≈ΔS0298 . Значение стандартной энтропии реакции, рассчитанной по формуле (3.3), равно:

ΔS773 ≈ ΔS0298 = (4S0298.no + 6S°298.H2O) – (4S0298.nh3 + 5S0298.02) = (4*210,62 + 6*188.74) – (4*192,5 + 5*205,03) = 179,77Дж/К

__________________________________

1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) – кристаллическое, (т) – твёрдое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворённое.

2* По определению,ΔН0298обр простых веществ равны нулю.

3* ΔH0298обрО2. в формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.

Посколькуэнтропия характеризует степень неупорядоченности системы (её хаотичность)знак изменения энтропии (знак ΔS) можно оценить по уравнению реакции. В рассмотренном примере 3.1 увеличение энтропии (ΔS>0) происходит в связи с увеличением числа молей газа: согласно уравнению реакции из 9 молей реагирующих газов образуется 10 молей газообразных продуктов.

Date: 2015-05-08; view: 1028; Нарушение авторских прав

Источник

Расчет энтальпии и энтропии реакции горения ацетилена

Задача 1.
Реакция горения ацетилена протекает по уравнению: С2Н2(г) + 5/2О2(г) = 2СО2(г) + Н2О(ж).
Вычислите изменение энтропии системы в стандартных условиях и объясните причины её уменьшения.
Решение.
Согласно следствию из закона Гесса, изменение энтропии определяется как разность сумм энтропий продуктов и реагентов процесса с учетом стехиометрических коэффициентов реакции. Тогда

∆S0х.р. = [2·S0обрСО2(г) + S0обрН2О(ж)] – [S0обрС2Н2(г) + (5/2)·S0обрО2(г)].

По табличным данным найдем значения энтропии для требуемых веществ:

S0обрСО2(г) = 213,65Дж/моль·К;
S0обрН2О(ж) = 69,94Дж/моль·К;
S0обрС2Н2(г) = 219,45Дж/моль·К;
S0обрО2(г) = 205,03Дж/моль·К.

Подставив эти значения в уравнение изменения энтропии процесса, и произведя расчеты, получим:

∆S0х.р. = (2·213,65 + 69,94 – 219,45 – (5/2)·205,03)Дж/моль·К = -234,79 Дж/моль·К.

Уменьшение энтропии процесса объясняется ростом упорядоченности системы, так как количество вещества газов в продуктах реакции в 2,7 раза меньше, чем в реагентах (5,5/2).

Ответ: ∆S0х.р. = -234,79 Дж/моль·К; ∆S0х.р < 0 т.к. ∆n(г) < 0.

Расчет энтальпии и энтропии реакции разложения нитрата магния

Задача 2.
Реакция разложения магния нитрата по уравнению:2Mg(NO3)2(т) = 2MgO(т) + 4NO2(г) + O2(г) сопровождается увеличением энтропии системы на 891 Дж/К и изменением энтальпии на 510 кДж. Рассчитайте стандартную энтальпию образования и энтропию образования магния нитрата. Определите, какой из факторов – энтальпийный или энтропийный – способствует самопроизвольному протеканию этого процесса.
Решение:
Расчеты ∆H0обр[Mg(NO3)2(т)] и S0обр[Mg(NO3)2(т)] произведем на основании 3-го следствия из закона Гесса, согласно которому:

а) ∆H0х.р. = 2·∆H0обр[MgO(т)] + 4·∆H0обр[NO2(г)] – 2·∆H0обр[Mg(NO3)2(т)]

отсюда

∆H0обр[Mg(NO3)2(т)] = ∆H0обр[MgO(т)] + 2·∆H0обр[NO2(г)] -1/2∆H0х.р.

б) ∆S0х.р. = 2·S0обр[MgO(т)] + 4·S0обр[NO2(г)] + S0обр[O2(г)] – 2·S0обр[Mg(NO3)2(т)],

отсюда

S0обр[Mg(NO3)2(т)] = S0обр[MgO(т)] + 2·S0обр[NO2(г)] + 1/2S0обр[O2(г)] – 1/2∆S0х.р.

Используя данные таблицы, найдем значения энтальпий образования и энтропий продуктов реакции:

∆H0обр[MgO(т)] = -601,24 кДж/моль;
∆H0обр[NO2(г)] = 33,50 кДж/моль;
S0обр[MgO(т)] = 26,94 Дж/моль·К;
S0обр[NO2(г)] = 240,45 Дж/моль·К;
S0обр[O2(г)] = 205,04 Дж/моль·К.

Подставив найденные значения в уравнения а) и б), рассчитаем искомые величины:

∆H0обр[Mg(NO3)2(т)] = 1моль·(-601,24кДж/моль) +
+ [2 моль·33,50кДж/моль – ∆(510кДж)] = -789,24 кДж;

S0обр[Mg(NO3)2(т)] = (1моль·26,94Дж/моль·К + 2моль·240,45Дж/моль·К) +
+ [(1/2моль·205,04 Дж/моль·К – (1/2)·891 Дж/К)] = -164,87 Дж/К.

Как известно, самопроизвольному протеканию реакции способствует уменьшение её энтальпийного фактора (∆H0х.р.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·∆S0х.р. > 0). Согласно данным условия задачи, энтропия во время процесса возрастает, и, следовательно, возрастает и произведение Т·∆S0х.р., что способствует его самопроизвольному протеканию. С другой стороны, возрастает и энтальпия реакции, что не способствует самопроизвольности процесса в прямом направлении.

Ответ: ∆H0обр[Mg(NO3)2(т)] = – 789,24 кДж; S0обр[Mg(NO3)2(т)] = -164,87 Дж/К. Самопроизвольности процесса разложения магния нитрата способствует энтропийный фактор этой реакции.

Источник

КАТЕГОРИИ:

Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Направленность химических реакций

В большинстве химических процессов одновременно происходит два явления: передача энергии и изменение в упорядоченном расположении частиц относительно друг друга. Все частицы (молекулы, атомы, ионы) стремятся к беспорядочному движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное. Количественной мерой беспорядка (хаотичности, неупорядоченности) системы является энтропия S. Например, если баллон с газом соединить с пустым сосудом, то газ из баллона распределится по всему объему сосуда. Система из более упорядоченного состояния перейдет с менее упорядоченное, значит, энтропия при этом увеличится (ΔS > 0).

Энтропия всегда возрастает (ΔS > 0) при переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное: при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при повышении температуры, при растворении и диссоциации кристаллического вещества и т.д.

При переходе системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное энтропия системы уменьшается (ΔS < 0), например при конденсации, кристаллизации, понижении температуры и т.д.

В термодинамике изменение энтропии связано с теплотой выражением:

dS = δQ/T или ΔS=ΔH / T

Энтропии веществ, как и их энтальпии образования относят к стандартным условиям. Стандартная энтропия 1 моль обозначается S0298, это справочная величина, измеряется в Дж/(К·моль) (Прил.2).

Например, стандартная энтропия

льда……………..S0298 = 39,7 Дж/(К·моль);

воды…………….S0298 = 70,08 Дж/(К·моль);

водяного пара…..S0298 = 188,72 Дж/(К·моль),

т.е. энтропия возрастает – степень беспорядка вещества в газообразном состоянии больше.

У графита S0298 = 5,74 Дж/(К·моль), у алмаза S0298 = 2,36 Дж/(К·моль), так как у веществ с аморфной структурой энтропия больше, чем с кристаллической.

Энтропия S0298, Дж/(К·моль) растет с усложнением молекул, например:

вещество	NO(г)	NO2(г)	N2O4(г)
S0298 Дж/(К·моль)	210,6	240,5	304,5

Или:

вещество	O(г)	O2(г)	O3(г)
S0298 Дж/(К·моль)	160,95	205,04	238,80

В ходе химических реакций энтропия также изменяется, так, при увеличении числа молекул газообразных веществ энтропия системы возрастает, при уменьшении - понижается.

Изменение энтропии системы в результате протекания процессов определяется по уравнению:

ΔS0 = ∑ ΔS0прод. – ∑ ΔS0исх.

Например: в реакции

С(графит) + СО2(г) = 2СО(г); ΔS0298 = 87,8 Дж/К

В левой части уравнения 1 моль газообразного вещества СО2(г), а в правой – 2 моль газообразного вещества 2СО(г), значит, объем системы увеличивается и энтропия возрастает (ΔS > 0).

С увеличением энтропии (ΔS > 0) протекают также реакции:

2 Н2О(г) = 2 Н2(г) + О2(г)

2 Н2О2(ж)= 2 Н2О(ж) + О2(г)

СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г) , ΔS0298 = 160,48 Дж/К

В реакции образования аммиака

N2(г) + 3 H2(г) = 2 NH3(г) ; ΔS0298 = – 103,1 Дж/К

Объем системы уменьшается, поэтому и энтропия понижается (ΔS < 0).

С уменьшением энтропии (ΔS < 0) протекают реакции:

3 H2(г) + N2(г) = 2 NH3(г)

2 H2(г) + О2(г) = 2 H2O(ж)

В реакциях между твердыми веществами и в процессах, в которых количество газообразных веществ не меняется, энтропия практически не меняется и ее изменение определяется структурой молекул или структурой кристаллической решетки, например:

С(графит) + О2(г) = СО2(г), ΔS0298 = 2,9 Дж/К

Al(к) + Sb(к) = AlSb (к), ΔS0298 = – 5,01 Дж/К

Пример №1.Рассчитайте и объясните изменение энтропии для процесса

2SO2(г) + O2(г) = 2SO2(г)

Решение.Выпишем из Прил. 2 значения стандартных энтропий веществ

соединение	SO2(г)	O2(г)	SO3г)
S0 , Дж/(К·моль)	248,1	205,04	256,23

Согласно следствию из закона Гесса,

ΔS0 = 2 S0SO3(г) – ( 2 S0SO2(г)+ S0O2(г) ) = 2 · 256,23 – (2 · 248,1 + 205,04) = – 188,78 Дж/К.

Так как ΔS < 0, энтропия уменьшается вследствии уменьшения объема системы, т.е. уменьшения числа молей газообразных веществ (в левой части 3 моль газообразных веществ, в правой – 2 моль).

Пример №2.Рассчитайте и объясните изменение энтропии для процесса:

Сu2S(к) + 2 O2(г) = 2 CuO(к) + SO2(г)

Решение.Выпишем из Прил. 2 значения стандартных энтропий веществ

соединение	Cu2S(к)	O2(г)	CuO(к)	SO2(г)
S0 , Дж/(К·моль)	119,24	205,04	42,64	248,1

Согласно следствию из закона Гесса,

ΔS0 = ( 2 S0CuO (к) + S0SO2(г)) – (S0Cu2S(к)+ 2 S0O2(г) ) = (2 · 42,64 + 248,1) – (119,24 + 205,04) = 9,1 Дж/К.

Энтропия незначительно увеличивается, это объясняется усложнением структуры молекулы SO2(г) по сравнению с молекулой O2(г).

Пример №3.Определить изменение энтропии для процесса:

С(графит) + О2(г) = СО2(г)

Решение:Выпишем из Прил. 2 значения стандартных энтропий

соединение	С(графит)	O2(г)	СO2(г)
S0 , Дж/(К·моль)	5,7	205,04	213,7

Тогда

ΔS0 = S0СО2(г) – (S0С(г)+ S0О2(г)) = 213,68 – (5,74+ 205,04) = 2,9 Дж/К.

Так как ΔS > 0, энтропия в процессе реакции незначительно увеличивается. Объем системы не изменяется, но энтропия растет вследствие усложнения структуры молекулы СО2 по сравнению с молекулой О2.

Дата добавления: 2014-10-23; Просмотров: 6528; Нарушение авторских прав?

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Рекомендуемые страницы:

Источник