Вычисления по термохимическим уравнениям реакций

Рассмотрим еще один пример применения закона Гесса. Вычислим тепловой эффект реакции сгорания метана СН4, зная энтальпии образования. метана (—74,9 кДж/моль) и продуктов его сгорания — диоксида углерода (-393,5 кДж/моль) и воды (-285,8 кДж/моль). Для вычисления запишем реакцию горения метана сначала непосредственно, а затем разбив на стадии. Соответствующие термохимические уравнения будут иметь вид [c.177]

Важнейшим законом, лежащим в основе термохимических вычислений, является закон суммы тепловых эффектов, открытый и экспериментально проверенный Г. И. Гессом, Закон Гесса утверждает, что тепловой эффект реакции зависит не от пути ее, т. е. не от промежуточных стадий реакции, а лишь от ее начального и конечного состояния. Это означает, что тепловой эффект окисления графита в СОа будет одинаковым независимо от того, произойдет ли это окисление непосредственно или через промежуточное образование окиси углерода. В самом деле, теплота образования окиси углерода АЯ1° =—110,5 кДж, а тепловой эффект окисления СО в СОа = —283 кДж. Алгебраическая сумма тепловых эффектов этих двух стадий АЯ° равна тепловому эффекту реакции прямого окисления углерода в СОа. Полное уравнение реакции может быть представлено в виде алгебраической суммы ее отдельных стадий, а именно [c.75]

При термохимических вычислениях используют законы термохимии, важнейшим из которых является закон Гесса. Решая задачи такого типа, алгебраические уравнения составляют на основе термохимических уравнений реакций. [c.57]

Очевидно, что термохимические уравнения, в которых под химическими символами веществ обычно подразумевают энтальпии, можно в том же их начертании считать пригодными для полных термодинамических потенциалов реагирующих веществ (при каких-то заданных значениях Т и ро). Тогда в этих уравнениях место теплового эффекта займет убыль термодинамического потенциала системы, т. е. химическое сродство Ат,р . Далее, скла-, дывая алгебраически эти уравнения, чтобы образовалась запись интересующей нас реакции, мы получаем сродство для этой реакции как алгебраическую сумму величин сродства слагаемых реакций. Но когда при одинаковых Т и ро мы складываем величины Ат,р , то константы равновесия, поскольку они стоят под знаком логарифма, перемножаются. Такой прием вычисления констант равновесия прост и удобен, и естественно поэтому, что он применяется всегда, когда это возможно. [c.325]

С экспериментальными наблюдениями образований газов с высоким содержанием ацетилена (при разложении в электрических разрядах индивидуальных ароматических углеводородов и технического сырья ароматического характера) согласуются и теоретические расчеты содержания в газе водорода и ацетилена, соответствующие идеальному уравнению реакции распада. Получение ацетилена из ароматических соединений является также более выгодным на основании термохимических вычислений энергии, требующейся на получение ацетилена из различных органических соединений (табл. 13). [c.111]

Если легко и точно находятся равновесные концентрации веществ и, следовательно, константа равновесия, то уравнение (IX.9) используется для вычисления стандартных изобарных потенциалов реакций. Комбинирование реакций с известными АС° в циклах, подобных термохимическим циклам, позволяет находить ДО" для экспериментально не изученных реакций, в том числе стандартные потенциалы образования веществ AG (см. 7 этой главы). Таким образом, изучение химических равновесий — один из источников пополнения таблиц стандартных термодинамических величин для химических соединений. [c.138]

Нередко приходится встречаться и с обратной задачей, когда по экспериментально измеренным константам равновесия химических реакций надо найти термохимические величины АС, АН или А5 реакции. Для подобных вычислений также можно воспользоваться уравнениями (69) и (70). Энтальпию реакции нетрудно вычислить из констант равновесия, пользуясь известным уравнением [c.240]

Эффективность вышеописанного метода вычисления термодинамических потенциалов проявляется особенно ярко в тех задачах, где возникают большие системы уравнений, для решения которых требуется применение электронно-вычислительных машин. При использовании данных по нескольким термохимическим циклам для нескольких путей проведения реакций на выбранной совокупности молекулярных составляющих число уравнений, из которых определяется, например, АЯ° или АС реакции образования какого-либо соединения, быстро растет, причем получающиеся системы уравнений, как правило, оказываются переопределенными. При этом возникает задача определения такого значения АЯ или АС образования того или иного соединения, которое можно было бы считать наиболее достоверным, причем степень достоверности его должна определяться соответствующими статистическими критериями. [c.229]

Обратимые и необратимые реакции. Термохимические уравнения реакций являются количественным выражением закона сохранения массы-энергии и [юзволяют глубже проанализировать характер химических превращений, чем это доступно при использовании уравнений баланса массы веществ, вступающих в реакцию и образующихся после нее. По величине и знаку теплового эффекта реакции, вычисленного по таблицам, можно, не проводя опыта, установить, будет ли идти при обычной температуре тот или иной процесс. [c.49]

Величина Е и дЕ/дТ могут быть определены экспериментально и известны в настоящее время с большой точностью. Изменение энтальпии при протекании реакции в аккумуляторе можно рассчитать по термохимическим данным. Если уравнение реакции действительно отражает химический процесс в свинцовом аккумуляторе, то значения энтальпии, найденные из уравнения Гиббса — Гельмгольца и вычисленные из термохимических данных, должны совпадать. Это совпадение видно в табл. 12.4, где приведены АЯрас, и ДЯ эксп для широкого диапэзона коН" [c.419]

Методы определения АЯобр путем прямого синтеза (или разложения) бинарных соединений, а также солей в калориметрической бомбе имеют определенные преимущества перед методами, оспованными на использовании закона Гесса. В случае бинарных соединений эти последние методы заключаются обычно в сожжении или растворении в подходящем растворителе как соединения, так и соответствующей смеси простых веществ. При этом небольшая величина — энтальпия образования соединения — получается как разность двух больших величин АЯ реакций, в которые вступает соединение, с одной стороны, и смесь простых веществ, — с другой (при образовании одних и тех же конечных продуктов). В случае солей кислородных кислот (вольфраматы, цирконаты) измеряемая величина АЯ бр намного больше, чем АЯобр бинарных соединений, но и в этом случае метод синтеза более экономен, так как при вычислении АЯобр по закону Гесса приходится пользоваться системами термохимических уравнений, требующими знания АЯ нескольких (а иногда и многих) реакций. В некоторых случаях измерение АЯреакций, протекающих в твердой фазе, позволяет определить АЯ бр таких соединений, которые трудно исследовать другими калориметрическими методами [100]. [c.323]

Ряд реакций вообще нельзя провести в калориметре, потому что для этого реакция должна обладать определенной быстротой и итти при комнатной температуре. Закон Гесса позволяет при помощи рационального подбора уравнений реакций, для которых тепловой эффект уже определен, дать теплоту термохимически неизученного процесса. Способ этот вполне строг — он базируется на первом начале термодинамики. Точность его до настоящего времени не подвергается сомнению. Источниками неточностей могут служить лишь ошибки, сделанные в определении теплот тех реакций, с которыми мы оперируем в наших термохимических расчетах. При этом, как и всегда в подобных случаях, чем большее число термохимических уравнений привлечено для вычислений, тем больше шансов внести более крупную ошибку благодаря суммированию ошибок, имевших место при определении теплот этих реакций. [c.70]

Из этих примеров ясно, что термохимические расчеты для реакций в растворах целесообразно проводить не по теплотам образования нейтральных молекул, а по тепло-там образования отдельных ионов. Измерить их не представляется возможным, так как ионам одного знака всегда сопутствуют ионы противоположного знака. Однако подобно тому, как для всех элементов и простых веществ величина теплоты образования ЛЯо р условно считается равной нулю (стр. 12), так и для ионов можно ввести начало отсчета, приняв АЯоор одного из них за нуль. Нулевой условились считать теплоту образования иона Н (р). Это допущение, не отражаясь на правильности результатов вычисления, так как во все расчеты входят разности величин, вместе с тем позволяет создать систему значений ДЯобр ионов. Так, сочетая уравнения (VI) и [c.18]

Если известны кинетические характеристики (энергия активации, скорость предвзрывной реакции), термохимические данные (теплота реакции), физические характеристики смеси (теплопроводность), то для сосуда данной формы и размера становится принципиально возможным вычисление предельной температуры воспламенения для данного давления (которым определяется в уравнении (1.24) величина предэкспоненциальиого множителя /с). Приведенные в [17] расчеты для ряда реакций дали удовлетворительное совпадение с опытными значениями температуры воспламенения. В качестве примеров использования стационарной теории теплового взрыва укажем па расчет критических условий воспламенения газов от искры Постом (см. 15 стр. 219), а также на расчет критических условий воспламенения и предвзрывного разогрева Ванне (см. 2). [c.15]

Величины Е и дЕ дТ могут быть измерены экспериментально и известны в настоящее время с большой точностью. Изменение энтальпии при протекании реакции (70) может быть рассчитано по термохимическим данным. Если реакция (70) действительно выражает химический процесс в свинцовом аккумуляторе, то значения энтальпии, найденные экспериментально ДЯэксп из уравнения (71) и вычисленные из термохимических данных ДЯрасч должны совпадать. Суммарное изменение энтальпии при образовании 2 молей РЬ 804 по реакции (70) составляет [c.47]

В чем бы ни состояло правильное объяснение этих и других столь же противоречивых, но здесь не упомянутых результатов [36], бесспорно, что ни один из полученных таким образом потенциалов не связан термодинамичесю1 с написанной выше реакцией (уравнение 24). Этот факт был окончательно установлен в очень тщательном исследовании Борсука, Эллиса и Хаффмана [37], определявших термохимически все данные, необходимые для вычисления истинного термодинамического потенциала реакции, изображаемой уравнением 24. Найденная ими величина потенциала не находилась в согласии ни с одним из результатов предыдущих исследователей. Эти противоречивые данные сопоставлены в табл. 4. Максимальная ошибка термохимических данных составляет 43 милливольта. [c.281]

Расчет равновесия реакции С2Н4 НаО = С2Н5ОН под давлением был проведен А. А. Введенским и Л. Ф. Фельдманом [49], а также В. В. Коробовым и А. В. Фростом [6] (с использованием величины Kf, вычисленной по новейшим спектроскопическим и термохимическим данным). Расчет проводился по уравнению (I. 42) с использованием графиков коэффициентов летучести. Результаты расчета Коробова и Фроста приведены в табл. 9. [c.36]