Движущая сила и направление химических реакций

 

Пример 1. Определение изменения энтропии в химической реакции.

Определить изменение энтропии в стандартных условиях для следующей химической реакции:

,

если энтропии веществ, участвующих в химической реакции, равны:

 

(см. табл. 7, приложения)

Решение

S – энтропия, является мерой неупорядоченности («беспорядка») системы; относится к 1 молю вещества, зависит от температуры, при стандартных усло-виях (Т=298 К, р=101, 32 кПа) обозначается ; для простых веществ не равна нулю. Энтропия имеет размерность – Дж/моль·К.

Изменение энтропии  в ходе химической реакции равно разности между суммой энтропий продуктов реакции и суммой энтропий реагирующих ве-ществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

 =  - (2  + 3 ) =

= 229, 5 – (2× 5, 7) – (3× 130, 5) = – 173, 4 Дж/К.

Итак, < 0, т.е. в результате реакции упорядоченность системы возрастает. В этом можно было убедиться, не производя вычислений, так как в результате реакции уменьшается как общее число молей, так и число молей газо образных веществ, которые являются «носителями» энтропии.

Пример 2. Вычисление изменения энергии Гиббса в химической реакции по значениям теплот образования и энтропий реагирующих веществ и продуктов реакции.

Определить возможность протекания реакции дегидрирования этана  до этилена :

 =  +

при 300 и 1200 К по следующим справочным данным:

Вещество                              

            -84, 6       52, 3            0

         229, 5     219, 4          130, 5.

(см. табл.7, приложения).

Решение

Движущая сила химической реакции определяется изменением энергии Гиббса (свободной энергии системы)  в ходе реакции, которое связано с изменением энтальпии  и энтропии  следующим соотношением:

 =  -

При постоянной температуре и давлении химическая реакция может само-произвольно протекать только в том направлении, при котором энергия Гиббса уменьшается: < 0.

Если > 0, то возможен обратный процесс при данных условиях.

Если =0, то в системе устанавливается состояние химического равновесия.

Влияние знаков  и  на направленность самопроизвольного протекания реакции показано в таблице 5.1. Причем пример реакции, приведенный в данном задании, вставлен в содержание таблицы.

Итак, прежде всего вычислим изменение энтальпии (тепловой эффект реакции) в ходе прямой (→ ) реакции при стандартных условиях (см. п.5.1)_:

 =  - = 52, 3 – (– 84, 6) = 136, 9 кДж.

Аналогично рассчитываем изменение энтропии:

 =  +  –  =

                     = 219, 4 + 130, 5 – 229, 5 = 120, 4 Дж/К.

А теперь найдем для прямой реакции изменение энергии Гиббса  и  для 300 и 1200 К соответственно:

 =  – Т  = 136, 9 – (300× 120, 4× 10^-3) = 100, 8 кДж;

 = – Т  = 136, 9 – (1200× 120, 4× 10^-3) = – 7, 6 кДж.

Таким образом, прямая реакция (®) при 1200 К сопровождается убылью свободной энергии ( < 0) и может протекать самопроизвольно, а при 300 К - термодинамически маловероятна ( > 0). Однако при 300 К самопроизвольно может протекать обратная реакция (), так как она сопровождается убылью свободной энергии на 100, 8 кДж (см. табл. 5.1).

Пример 3. Вычисление изменения энергии Гиббса в химической реакции по значениям энергий Гиббса образования веществ.

Определить возможность протекания реакции дегидрирования этана  до этилена  при стандартных условиях.

Решение

Находим в табл. 7, приложения значения стандартных энергий образования Гиббса веществ для данной реакции:

 =  +

( ) = – 32, 9 кДж/моль;

( ) = 68, 1 кДж/моль;

 ( ) = 0.

В табл. 7 приложения приведены энергии Гиббса образования 1 моля сложных веществ из простых при стандартных условиях (Т=298 К;                р=101, 32 кПа). Подобно энтальпии образования ( )  простых веществ приняты равными нулю.

Вычислить изменение свободной энергии системы ( ) и тем самым оценить термодинамическую вероятность протекания и движущую силу данной реакции можно подобно расчету энтальпии реакции ( ) согласно следствию из закона Гесса:

 = (  )_кон - (  )_исх

с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Таким образом:

 = ( ( ) +  ( )) - ( ) =

= 68, 1 + 0 – (– 32, 9) = 101, 0 кДж.

Сравним результат, полученный при стандартных условиях (298 К):  = 101, 0 кДж, со значением  для той же реакции, рассчитанным в примере 2 (100, 8 кДж) и соответствующим 300 К. Результаты близки, так как близки тем-пературы.

 Следовательно, вывод будет тот же:   > 0, поэтому реакция дегидриро-вания этана в стандартных условиях (и условиях, близких к стандартным) не-возможна.

Пример 4. Определение температуры, которой соответствует состояние равновесия в системе.

Определить, при какой температуре в системе:

 «  +  + 136, 9 кДж

                                            ^{этан                       этилен}

наступает состояние химического равновесия.

Решение

Решение примера 2 наглядно показало влияние температуры на сдвиг хи-мического равновесия: при низких температурах (300 К) самопроизвольно про-текает обратная реакция (), идущая с выделением тепла (с уменьшением эн-тальпии); при высоких температурах (1200 К) протекает прямая реакция (®), в которой энтропия возрастает (возрастает степень беспорядка).

Условием химического равновесия является равенство нулю изменения свободной энергии прямой и обратной реакции (табл.5):

 =  = 0.

Отсюда следует, что при этой температуре энтальпийный ( ) и энтропийный ( ) факторы станут равны, так как:

 =  –  ,

а если  = 0, то 0 =  - , отсюда:  = .

Поэтому, используя результаты, полученные в примере 2, находим темпера-туру Т, при которой наступает химическое равновесие в данной системе:

136900 = 120, 4 Т или

Т =  1137 К (864 ^оС).

Таким образом, при Т = 1137 К исходная газовая смесь является равновесной смесью и при этом не наблюдается процесса взаимодействия компонентов. При Т > 1137 К (например, 1200 К) химическое равновесие нарушается и реакция протекает в прямом направлении, так как при этом >  и  < 0; а при Т < 1137 К (например, 300 К) равновесие смещается в сторону обратной реакции, так как при этом  >  и  > 0, а соответственно < 0.

Сделанные выводы соответствуют результатам расчетов в примере 2 и отражены в табл. 2.1.

 

 

Задачи для самостоятельного решения

5-1. Выделением или поглощением тепла сопровождается термическое разложение хлорида аммония?        (+175, 8 кДж)

5-2. Стандартная теплота образования  и  равна соответственно –46, 2 и +5, 0 кДж/моль. Какой следует сделать вывод из этих данных об относительной устойчивости молекул  и ?

5-3. Стандартная теплота образования MgO _(к) и СО_2(г) соответственно равна –601, 8 и –393, 7 кДж/моль. Теплота разложения MgCO ₃ на MgO и СО₂ равна D H_r= +100, 7 кДж/моль. Используя эти данные, найти теплоту образования MgCO_3(к).         (–1096, 2 кДж/моль) 

5-4. Тепловой эффект при сжигании 2, 42 г графита до оксида углерода (IV) равен D H_r = – 79, 35 кДж. Вычислить теплоту образования СО₂. (– 393, 7 кДж/моль)

5-5. При сгорании 9, 3 г фосфора выделяется 223, 8 кДж теплоты. Рассчитать D H_f^o оксида фосфора (V). (– 1492, 0 кДж/моль)

5-6. Вычислить теплоту образования газообразного бензола С₆Н₆, если теплота его сгорания равна = – 3302, 5 кДж/моль, а  = – 393, 7 и =– 285, 8 кДж/моль.        (82, 9 кДж/моль)

5-7. Исходя из теплового эффекта приведенной реакции:

, равного D H_r= – 27, 6кДж,

вычислить теплоту образования оксида железа (III). (– 822, 0 кДж/моль)

5-8. Найти теплоту образования NH_3(г), зная, что окисление NH₃ протекает по термохимическому уравнению:

 (– 46, 2кДж/моль)

5-9. Определить теплоту образования сероводорода CS₂, если известно, что:

 (87, 5 кДж/моль)

5-10. Вычислить теплоту образования Fe₂O₃, если в реакции

на каждые 80 г  поглощается 427, 5 кДж теплоты. (– 822, 0 кДж/моль)

5-11. При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется 40, 25 кДж теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия с водой выделяется 36, 46 кДж теплоты. Рассчитать D H_f^o(Na₂O_(k)).                                                                                      (– 430, 0 кДж/моль)

5-12. При растворении 16 г CaC₂ в воде выделяется 31, 3 кДж теплоты. Определить стандартную теплоту образования Ca(OH)₂.                                                       (– 986, 3 кДж/моль)

5-13. Окисление аммиака протекает по уравнению:

Определить стандартную теплоту образования NH_3(г) и NH₄OH_(ж), если теплота растворения NH_3(г) в воде равна –34, 65кДж. (– 46, 7 кДж/моль;

– 367, 1 кДж/моль)

5-14. Рассчитать D H_f^o (ZnSO_4(k)), если известно, что:

5-15. Восстановление оксида свинца (IV) водородом протекает по уравнению:

Определить стандартную теплоту образования .  (– 277, 1 кДж/моль)

5-16. Вычислить тепловые эффекты следующих реакций:

если известны стандартные теплоты образования реагирующих веществ.                                                  

 (– 573, 4 кДж; – 841, 0 кДж)

5-17. Зная стандартные теплоты сгорания этана, метана и водорода, определить D Н _r ^o:      (– 64, 8 кДж)

5-18. используя значения D H_f^o реагирующих веществ, определить тепловой эффект реакции восстановления оксидом углерода (II) оксида свинца (IV) до оксида свинца (II) с образованием оксида углерода (IV). (– 224, 2 кДж)

5-19. Разложение гремучей ртути при взрыве идет по уравнению:

Определить количество теплоты, выделившейся при взрыве 1, 5 кг . (1919, 5 кДж)

5-20. Вычислить количество теплоты, которое выделяется при сгорании 20 л диборана (н.у.), используя значения стандартных теплот образования веществ. Целесообразно ли использовать в качестве топлива диборан вместо этана, если стандартная теплота сгорания этана –1559, 8 кДж/моль? (– 1922, 1 кДж)

5-21. Сколько нужно затратить теплоты, чтобы разложить 200 г Na₂CO₃ до оксида натрия и оксида углерода (IV), если известно, что:

 (2005, 3 кДж)

5-22. Определить тепловой эффект реакции восстановления оксида хрома (III) алюминием. (– 534, 0кДж)

5-23. Вычислить энергию s - p - ковалентной связи в молекуле H-Cl, если стандартная энтальпия образования HCl_(г) равна –92, 2 кДж/моль, а энергии связей H-H и Cl-Cl соответственно равны (кДж/моль): 435, 6 и 242, 3.                                                         (431, 1 кДж/моль)

5-24. Определить среднюю энергию связи N-H в молекуле аммиака, если D H_f^o(NH_3(г)) = – 46, 2 кДж/моль, а энергии диссоциации N₂ и Н₂ соответственно равны (кДж/моль): 943, 7 и 435, 6.          (390, 3 кДж/моль)

5-25. Вычислить среднюю энергию связи H-Se и H-Te для соединений H₂Se и H₂Te, если стандартные теплоты образования этих соединений соответствен-но равны 85, 77 и 154, 39 кДж/моль.

Энергия диссоциации H₂ равна 435, 6 кДж/моль. (174, 9 и 140, 6 кДж/моль)

5-26. Рассчитать изменение энтальпии в процессе образования оксида азота (II), если энергии кратных связей азот-азот, кислород-кислород и азот-кислород соответственно равны (кДж/моль): 943, 7; 498, 7; 631, 0.                                                                         (90, 2 кДж/моль)

5-27. Теплота реакции взаимодействия гидроксида алюминия Al(OH)₃ с соляной кислотой составляет 234, 2 кДж/моль. Сколько выделится теплоты, если для реакции взято 7, 02 г Al(OH)₃?

5-28. При сгорании 1 кг бензола выделяется 41990 кДж. Определите теплоту сгорания бензола.

5-29. Теплоты образования оксида и диоксида азота равны соответственно 21, 6 и 643 ккал/моль. Вычислите тепловой эффект реакции 2NO + O₂= 2NO₂ (в кДж/моль).

5-30. Теплоты сгорания ацетилена и этана равны соответственно 1300 и 1540 кДж/моль. Чему равна теплота гидрирования ацетилена до этана?

5-31. Вычислите теплоту образования кристаллогидрата СаСl₂ · 6Н₂О из безводной соли и воды по следующим данным: теплота растворения кристаллогидрата –18, 02 кДж/моль; теплота растворения безводной соли 72, 9 кДж/моль.

5-32. Теплота растворения Na₂SO₃ равна 11, 3 кДж/моль; теплота гидратации этой соли до Na₂SO₃· 7Н₂О составляет 58, 1 кДж/моль. Вычислите теплоту растворения кристаллогидрата.

5-33. Теплота сгорания глюкозы равна 2816 кДж/моль; теплота сгорания этилового спирта равна 1236 кДж/моль. На основании этих данных вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения глюкозы:

С₆Н₁₂О₆= 2С₂Н₅ОН_(ж)+ 2СО₂(г)+ Q

5-34. На испарение 1 моля воды требуется 40, 7 кДж. Сколько теплоты будет потеряно за день при выделении через кожу 800 г воды? Сколько граммов углеводов должно быть окислено для получения этого количества теплоты?

5-35. При взаимодействии газообразного метана и сероводорода образуется сероуглерод CS_2(г) и водород. Определите изменение энтальпии реакции; напишите термохимическое уравнение.

 

⇐ Предыдущая78910111213141516Следующая ⇒

Поделиться: