1 Ćwiczenie 3 Funkcje termodynamiczne reakcji chemicznych I
Transkrypt
1 Ćwiczenie 3 Funkcje termodynamiczne reakcji chemicznych I
Ćwiczenie 3 Funkcje termodynamiczne reakcji chemicznych I. Entalpia Jeśli rozpatrywać procesy izobaryczne wygodnie posługiwać się entalpią H: H = U + pV U – energia wewnętrzna, p – ciśnienie, V – objętość. Entalpia H jest funkcja stanu moŜna, więc zapisać: dH = cpdT + Vdp + Qr,pdξ gdzie Qr,p jest ciepłem reakcji chemicznej przy stałym ciśnieniu i temperaturze, a ξ liczbą postępu reakcji . II. Ciepło reakcji chemicznej W warunkach izobaryczno-izotermicznych efekt cieplny reakcji chemicznej wyraŜa się następująco: Qr,p = ∆Hr Efekt cieplny reakcji zwykło się wyznaczać w warunkach standardowych i oznaczać symbolem 0 (p0 = 1013,3 hPa). Efekt cieplny reakcji wylicza się na podstawie entalpii tworzenia czystych związków: ∆H0r = Σνi ∗ ∆H0tw,i gdzie νi – współczynniki stechiometryczne: νi = dni/dξ (ξ - liczba postępu reakcji) (przyjmuje się dla substratów reakcji νi < 0, a dla produktów reakcji νi > 0), ∆H0tw,i – entalpia tworzenia danego związku. II.1. ZaleŜność efektu cieplnego reakcji chemicznej od temperatury Efekt cieplny reakcji zaleŜy od temperatury, poniewaŜ z temperatura zmienia się pojemność właściwa substancji cp (dH/dTp = cp). ZaleŜność efektu cieplnego reakcji chemicznej od temperatury wyraŜa się następująco: ∆H0r,T2 = ∆H0r,T1 + T1 1 ST2 Σνi ∗cp,idT III. Entropia Entropia S procesu elementarnego jest definiowana następująco: dS = Qel/T , J/K gdzie Qel jest energią wymienianą przez układ z otoczeniem na sposób ciepła. Entropia jest funkcją stanu i dla gazu doskonałego moŜna ja wyrazić następującymi formułami: S= Scv/TdT + nRlnV + const S= Scp/TdT + nRlnp + const n – liczba moli. Wartości standardowej entropii ϕ0 (p0 = 1013,3 hPa, T =298 K) czystych związków dane są w tablicach fizykochemicznych. III.1. Przykład Obliczyć entropię molową CO w temperaturze 473 K, pod ciśnieniem 101,33 hPa, wiedząc, Ŝe ϕ0298 = 197,4 J/(Kmol), a standardowa molowa pojemność cieplna wyraŜa się wzorem: cp,CO = 28,42 + 4,10∗10-3T , J/(K mol) Rozwiązanie: ∆ϕ = ϕ 473,10E4 - ϕ298,10E5 = 298 S473 (28,42 + 4,10∗10-3T)/T dT – Rln101,33/1013,3 ϕ 473,10E4 = ϕ298,10E5 + 32,836 = 230,2 J/(K mol) IV. Entalpia swobodna G Entalpię swobodną definiuje się jako: G = H – ST RóŜniczka zupełna G wyraŜa się następująco: dG = -SdT + Vdp + Σνi µi gdzie µi jest potencjałem chemicznym substancji i zdefiniowanym: µi = (∂G/∂ni)T,p,nj (j≠i) IV.1 Obliczyć zmianę entalpię swobodną 1 mola CO2 w temperaturze 600 K G600 = H298 - S600T600 = H298 + ∆H – (S298 + ∆S)T600 gdzie H298 I S298 są dane w tablicach, ∆H i ∆S oblicza się na z formuł ∆H = 298 S600cpdT, ∆S = 298 2 S600 cp/TdT V. Obliczyć funkcje termodynamiczne wybranych związków zaleŜnie od temperatury Korzystać naleŜy z tablic danych dla warunków standardowych: p = 0,1 MPa, T = 298 K. Wartość Funkcja Jednostka Temperatura, K 298 Entalpia, H Entropia, S Entalpia swobodna, G Literatura [1] J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, PWN, W-wa, 1984 (i wydania późniejsze, np. z 1997 i 2003 r., BW-9 asygn. 313915/31 i 32) [2] J. Szargut, Termodynamika Techniczna, WN PWN, W-wa, 1991. [3] S. Kucharski, Podstawy obliczeń projektowych w technologii chemicznej. [4] M.J. Sienko, R. A. Plane, Chemia: podstawy i zastosowania, WT, W-wa, 1999. 3