Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ



(ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ)

При решении задач этого раздела используйте табл. 4 приложения.

 

Наука о взаимных превращениях различных видов энергии называется термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях. При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называются экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, - эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии Δ U и на совершение работы А:

Q = Δ U + А.

Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – это полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение Uвеществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс Δ U = U2 - U1, где Δ U- изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2> U1, тоΔ U > 0. Если U2< U1, тоΔ U < 0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении А = рΔ V, где Δ V- изменение объема системы (V2 – V1).Так как большинство химических реакций проводят при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса (P = const, T = const) теплота Qрбудет равна Qр= Δ U + рΔ V;

Qр= (U2 - U1) + р(V2 – V1); Qр= (U2 + pV2) – (U1 + pV1).

Сумму U + pV обозначим через Н, тогда Qр= Н2 – Н1 = Δ Н.

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при Р = const приобретает свойства функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qрравна изменению энтальпии системы Δ Н, если единственным видом работы является работа расширения, Qр = Δ Н.

Энтальпия Н, как и внутренняя энергия U, является функцией состояния: ее изменение Δ Н определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе Qv(V = const, T = const), при котором Δ V = 0, равна изменению внутренней энергии системы, Qv = Δ U.

Теплоты химических процессов, протекающих при P, Т = const и V, Т = const, называются тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшаетсяΔ Н < 0 (H2 < H1), а при эндотермических – увеличивается Δ Н > 0 (H2 > H1). В дальнейшем тепловой эффект всюду выражается через Δ Н.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: «Тепловой эффект реакции зависит только от природы и физических состояний исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода».

В термохимических расчетах используют следствие из закона Гесса : «Тепловой эффект реакции Δ Нх.р.равен сумме теплот образования Δ Нобрпродуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ Δ Нисх, с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции».

∆ H = ∑ ni∆ Hпрод – ∑ nj∆ Hисх.

Пример 1. При взаимодействии кристаллического хлорида фосфора (V) с парами воды образуются жидкая хлорокись фосфора РОСl3 и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111, 4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

Решение.

Уравнения реакций, в которых за символами химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллические модификации, а также числовые значения тепловых эффектов, называются термохимическими. В термохимических уравнениях, если специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Qр, равные изменениям энтальпии реакции Δ Н.

Значение Δ Нприводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращения обозначения агрегатного состояния веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние вещества очевидно.

Если теплота в результате реакции выделяется, то Δ Н< 0. Учитывая изложенное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

РСl5(к) + Н2О = РОСl3(ж) + 2HСl(г); Δ Нх.р. = - 111, 4 кДж.

 

Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С2Н6(г) + 3½ О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); Δ Нх.р. = - 1559, 87 кДж.

Вычислить теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2(г)и Н2О(ж)(табл. 4).

Решение.

Теплотой образования (энтальпией) соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25оС (298 К) и 1 атм и обозначают через Δ Н .

Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид

(граф) + 3Н2(г) = С2Н6(г); Δ Н =?

исходя из следующих данных:

а) С2Н6(г) + 3, 5О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); Δ Н = - 1559, 87 кДж;

б) С(граф) + О2(г) = СО2(г); Δ Н = - 393, 51 кДж;

в) Н2(г) + 0, 5О2(г) = Н2О(ж); Δ Н = - 285, 84 кДж.

На основании закона Гесса термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) – на 3, а за тем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

С2Н6 +3, 5О2 –2С – 2О2–3Н2 –1, 5О2= 2СО2 + 3Н2О –2СО2 – 3Н2О;

С2Н6 = 2С + 3Н2;

Δ Н = - 1559, 87 + 787, 02 + 857, 52;

Δ Н = +84, 67 кДж.

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то Δ Н С2Н6(г)=- 84, 67 кДж.К этому же результату придем, если для решения задачи применим следствие из закона Гесса Δ Нх.р. = 2Δ Н СО2 + 3Δ Н Н2О – Δ Н С2Н6 - 3, 5Δ Н О2.

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю,

Δ Н С2Н6 = 2Δ Н СО2 + 3Δ Н Н2О – Δ Нх.р.;

Δ Н С2Н6 = 2(- 393, 51) + 3(- 285, 84) = 1559, 87 = - 84, 67 кДж;

Δ Н С2Н6 = - 84, 67 кДж.

 

Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением

С2Н5ОН(ж) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); Δ Н =?

Вычислить тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С2Н5ОН(ж)равна + 42, 36 кДж и известны теплоты образования: С2Н5ОН(г), СО2(г)и Н2О(ж)(табл. 4).

Решение.

Для определения Δ Нреакции необходимо знать теплоту образования С2Н5ОН(ж). Последнюю находим из данных задачи: С2Н5ОН(ж) = С2Н5ОН(г); Δ Н = + 42, 36 кДж.

+ 42, 36 = - 235, 31 – Δ НС2Н5ОН(ж).

Δ НС2Н5ОН(ж) = - 235, 31 – 42, 36 = - 277, 67 кДж.

Вычисляем Δ Н реакции, применяя следствие из закона Гесса: Δ Н = 2(- 393, 51) + 3(- 285, 84) – (- 277, 67) = - 1366, 87 кДж.

 

Пример 4. Растворение 1 моля безводной соды Na2CO3в достаточно большом количестве воды сопровождается выделением 25, 10 кДж теплоты, тогда как при растворении кристаллогидратаNa2CO3∙ 10H2Oпоглощается 66, 94 кДж теплоты. Вычислите теплоту гидратации Na2CO3(теплоту образования кристаллогидрата).

Решение.

Составляем термохимические уравнения соответствующих реакций:

а) Na2CO3 + 10H2O + aq = Na2CO3·aq; Δ Н = - 25, 10 кДж;

б) Na2CO3∙ 10H2O + aq = Na2CO3·aq; Δ Н = + 66, 94 кДж.

Вычитая уравнение (б) из уравнения (а), получаем ответ:

Na2CO3 + 10H2O = Na2CO3∙ 10H2O; Δ Н = - 92, 04 кДж, т.е. при образовании Na2CO3·10H2Oвыделяется 92, 04 кДж теплоты.

 

Контрольные задания

 

121. Определите стандартную энтальпию (∆ Н ) образования РН3, исходя из уравнения

2РН3(г) + 4О2(г) = Р2О5(к) + 3Н2О(ж), ∆ Н = -2360 кДж.

Ответ: 5, 3 кДж/моль.

122. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления одного моля Fe2O3металлическим алюминием. Ответ: - 847, 7 кДж.

123. При сгорании 1 дм3 ацетилена (н.у.) выделяется 56, 053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования C2H2(г). Ответ: 226, 75 кДж/моль.

124. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при взаимодействии этилена С2Н4(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: - 45, 76 кДж.

125. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из CaO(к) и Н2О(ж) выделяется 32, 53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ: -635, 6 кДж/моль.

126. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений

FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + СО2(г); Δ Н = - 13, 18 кДж;

СО(г) + ½ О2(г) = СО2(г); Δ Н = - 283, 0 кДж;

Н2(г) + ½ О2(г) = Н2О(г); Δ Н = - 241, 83 кДж.

Ответ: + 27, 99 кДж.

127. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: 65, 43 кДж.

128. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось 6226 кДж. Найдите объем вступившего в реакцию кислорода (н.у.). Ответ: 296, 5 дм3.

129. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и водородом, в результате которой образуются СН4(г) и Н2О(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции? Ответ: 206, 16 кДж.

130. При взаимодействии газообразных метана и сероводорода образуются сероуглерод СS2(г) и водород. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.

Ответ: +230, 43 кДж.

131. При восстановлении 12, 7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8, 24 кДж. Определите ∆ Н (СuО).

Ответ: -162, 1 кДж/моль.

132. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78, 97 кДж.

133. При взаимодействии 6, 3 г железа с серой выделилось 11, 31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS. Ответ: -100, 26 кДж/моль.

134. Исходя из уравнения реакции

СН3ОН(ж) + 3/2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж), ∆ Н°298=-726, 5 кДж, определите стандартную энтальпию образования метилового спирта (∆ Н (СН3ОН(ж))). Ответ: -238, 6 кДж/моль.

135. Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений

Н2(г) + ½ О2(г) = Н2О(ж); Δ Н = - 285, 84 кДж;

С(к) + О2(г) = СО2(г); Δ Н = - 393, 51 кДж;

СН4(г) + 2О2(г) = 2Н2О(ж) + СО2(г); Δ Н = - 890, 31 кДж.

Ответ: - 74, 88 кДж.

136. Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих термохимических уравнений

Са(к) + ½ О2(г) = СаО(к); Δ Н = - 635, 60 кДж;

Н2(г) + ½ О2(г) = Н2О(ж); Δ Н = - 285, 84 кДж;

СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к); Δ Н = - 65, 06 кДж.

Ответ: - 986, 50 кДж.

137. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен –3135, 58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С6Н6(ж). Ответ: + 49, 03 кДж/моль.

138. При взаимодействии трех молей гемиоксида азота N2O с аммиаком образуется азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен –877, 76 кДж. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования N2O(г). Ответ: +81, 55кДж/моль.

139. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением 4NH3(г)+3O2(г)=2N2(г)+6H2O(ж); ∆ H =-1530, 28кДж. Вычислите теплоту образования NH3(г). Ответ: -46, 19 кДж/моль.

140. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и моноксида азота NO(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект в расчете на один моль NH3(г). Ответ: - 226, 18 кДж.

141. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением: СН3ОН(ж) + 3/2О2(г)=СО2(г) +2Н2О(ж); Δ Н =?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования СН3ОН(ж)равна + 34, 4 кДж.

Ответ: - 726, 62 кДж.

142. Напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля этилового спирта, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н5ОН(ж), если известно, что при сгорании 11, 5 г его выделилось 308, 71 кДж теплоты. Ответ: - 277, 67 кДж.

143. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением: С6Н6(ж) + 7½ О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(г); Δ Н =? Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна + 33, 9 кДж. Ответ: - 3135, 58 кДж.

144. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля С2Н6(г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 этана в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 63742, 86 кДж.

145. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением: 4NH3(г) + 3O2(г) =2N2(г) + 6Н2О(ж); Δ Н = -1530, 28 кДж.

Вычислите теплоту образования NН3(г). Ответ: - 46, 19 кДж/моль.

146. Теплота растворения безводного хлорида стронция SrCl2равна – 47, 70 кДж, а теплота растворения кристаллогидрата SrCl2·6Н2О равна + 30, 96 кДж. Вычислите теплоту гидратации SrCl2.

Ответ: - 78, 66 кДж/моль.

147. Теплоты растворения сульфата меди CuSO4 и медного купороса CuSO4·5Н2О соответственно равны – 66, 11 кДж и + 11, 72 кДж. Вычислите теплоту гидратации CuSO4. Ответ: - 77, 83 кДж/моль.

148. Вычислить значение ∆ Н0298 для протекающих в организме реакций превращения глюкозы: а) С6Н12О6(К) = 2С2Н5ОН(Ж) + 2СО2(Г);

б) С6Н12О6(Ж) + 6О2(Г) = 6СО2(г) + 6Н2О(Ж). Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

149. По термохимическому уравнению

4FeSO4(т) = 2Fe2O3 (т) + 4SO2(г) + O2 (г), ∆ Н0298 = 886, 0 кДж

рассчитайте стандартную энтальпию образования сульфата железа по известным теплотам образования Fe2O3 и SO2.

 

150. Исходя из термохимических уравнений реакций:

1) KClO3 → KCl + 1, 5O2; ∆ H0298 = – 49, 4 кДж;

2) KClO4 → KCl + 2O2; ∆ H0298 = 33 кДж.

Рассчитайте ∆ H0298 реакции 4KClO3 → 3KClO4 + KCl.

Ответ: -296, 6 кДж.

 

 

ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО

При решении задач этого раздела см. табл.4 приложения.

 

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре идет в обратном направлении, т.е. с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), уменьшению Н, с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая растет с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении систем суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п. – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение Δ Sзависит только от начального S1 и конечного S2состояния и не зависит от пути процесса

Δ S =Σ niS прод – Σ njS исход

Δ S = S2 – S1. Если S2 > S1, то S1> 0. Если S2 < S1, то S1< 0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ≈ ТΔ S.Энтропия выражается в Дж/моль∙ К.Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремление к упорядочению Н и стремление к беспорядку ТS. При Р = const и Т = constобщую движущую силу процесса, которую обозначают Δ G, можно найти из соотношения:

Δ G = (Н2 – Н1) – (ТS2 – ТS1) = Δ Н – ТΔ S;

Δ G = Δ Н – ТΔ S.

 

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом, или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль G потенциала или Δ G, которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

Δ G =Σ niG прод – Σ njG исход.

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения Δ G. Если Δ G < 0– процесс принципиально возможен, если Δ G > 0– процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше Δ G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором Δ G = 0и Δ G = ТΔ S.

Из соотношения Δ G = Δ Н – ТΔ Sвидно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых Δ Н > 0(эндотермические). Это возможно, когда Δ S > 0, но | ТΔ S| > |Δ Н|, и тогда Δ G < 0. С другой стороны, экзотермические реакции (Δ Н < 0)самопроизвольно не протекают, если при Δ S < 0 окажется, что Δ G > 0.

 

Пример 1. Что имеет большую энтропию: 1 моль кристаллического вещества или 1 моль его паров при той же температуре?

Решение.

Энтропия есть мера неупорядоченного состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) имеют упорядоченное расположение и могут находиться лишь в некоторых точках пространства, а для газа таких ограничений нет. 1 моль газа имеет гораздо больший объем, чем 1 моль кристалла, и возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия моля паров вещества больше энтропии моля его кристаллов при одинаковой температуре: Sг > Sж > Sк.

 

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе СН4(г) + СО2(г) ↔ 2СО(г) + 2Н2(г)?

Решение.

Для ответа на вопрос следует вычислить Δ G прямой реакции. Значения Δ G соответствующих веществ даны в табл. 4. Зная, что Δ G есть функция состояния и что Δ G для простых веществ, находящихся в агрегатных состояниях, устойчивых при стандартных условиях, равны нулю, находим Δ G процесса:

Δ G = (2∙ Δ G (CO) + 2∙ Δ G (H2) ) – (Δ G (CH4) + Δ G (CO2)) =.

= (2(-137, 27) + 2(0)) – (- 50, 79 – 394, 38) = +170, 63 кДж.

То, что Δ G > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 101, 325 кПа.

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 4) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл. 4) вычислите Δ G реакции, протекающей по уравнению:

СО(г) + Н2О(ж) = СО2(г) + Н2(г).

Решение.

Δ G = Δ Н – ТΔ S ;

Δ Н и Δ S – функции состояния, поэтому

∆ H298 = ∑ ni∆ Hпрод – ∑ nj∆ Hисх,

Δ S =Σ niS прод – Σ njS исход .

∆ Н = (-393, 51 + 0) – (-110, 52 – 285, 84) = 2, 85 кДж,
∆ S = (213, 65 + 130, 59) – (197, 91 + 69, 94) = 76, 39 Дж/моль =

= 0, 07639 кДж/К,
∆ G = +2, 85 – 298 · 0, 07639 = -19, 91 кДж.

 

Пример 4. Восстановление Fe2O3 водородом протекает по уравнению Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fе(к) + 3Н2О(г); Δ Н = 96, 61кДж. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии Δ S =0, 1387 кДж/моль К? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3?

Решение.

Вычисляем Δ G реакции:

Δ G = Δ Н – ТΔ S =96, 61 – 298·0, 1387 = + 55, 28 кДж.

Так как Δ G > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия).

Найдем температуру, при которой Δ G = 0

Δ H = T∙ Δ S , T = Δ H/Δ S = 96, 61/0, 1387 = 696, 5 K.

Следовательно, при температуре ≈ 696, 5 К начнется реакция восстановления Fe2O3.

 

Пример 5. Вычислите ∆ Н , ∆ S , ∆ G реакции, протекающей по уравнению: Fe2O3(т) + 3С(графит) = 2Fe(т) + 3СО(г). Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение.

∆ Н и ∆ S находим из соотношений

∆ H298 = ∑ ni∆ Hпрод – ∑ nj∆ Hисх,

Δ S =Σ niS прод – Σ njS исход .

∆ Н = (3 (-110, 52) + 2·0) – (-822, 10 + 3·0) = -331, 56 + 822, 10 =

= 490, 54 кДж;
∆ S = (2·27, 2 + 3·197, 91) – (89, 96 + 3·5, 69) = 541, 1 Дж/К

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения: ∆ G =∆ Н - Т · ∆ S

∆ G500= 490, 54 – 500 · 541, 1/1000 = +219, 99 кДж;

∆ G1000= 490, 54 – 1000 · 541, 1/1000 = -50, 56 кДж.

Так как ∆ G500> 0, а ∆ G1000< 0, то восстановление Fe2O3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

 

Контрольные задания

 

151. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆ G реакции, протекающей по уравнению PbO(к) + С(графит) = СО(г)+ Pb(к). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: 51, 22 кДж; маловероятна.

152. Теплоты образования Δ Н оксида и диоксида азота соответственно равны +90, 37 кДж и +33, 85 кДж. Определите Δ S и Δ G для реакции получения NO и NO2 из простых веществ. Можно ли получить эти оксиды при стандартных условиях? Какой из оксидов образуется при высокой температуре? Почему?

Ответ: + 11, 94 Дж/К; - 60, 315 Дж/К; + 86, 81 кДж; - 51, 82 кДж.

153. При какой температуре наступит равновесие системы 4НСl(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г) + 2Сl2(г); Δ Н =- 114, 42 кДж? Что в этой системе является более сильным окислителем хлор или кислород и при каких температурах? Ответ: 891 К.

154. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆ G реакции, протекающей по уравнению N2(г)+2Н2О(ж) = NН43(к). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: 590, 94 кДж.

155. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению Fe3O4(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО2(г). Вычислите Δ G и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно Δ S в этом процессе?

Ответ: + 24, 19 кДж; + 31, 34 Дж/моль∙ К.

156. Реакция горения ацетилена идет по уравнению

С2Н2(г) + 5/2О2(г) = 2СО2(г) + Н2О(ж). Вычислите Δ G и Δ S и объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции.

Ответ: - 1235, 15 кДж; - 216, 15 Дж/моль·К.

157. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆ G реакции, протекающей по уравнению 2SО2(г) + Н2S(г) = 3S(к) + 2Н2О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: -108, 59 кДж.

158. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите Δ S для каждого превращения. Сформулируйте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118, 78 Дж/моль∙ К; б) – 3, 25 Дж/моль·К.

159. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция, протекающая по уравнению

Н2(г) + СО2(г) = СО(г) + Н2О(ж); Δ Н = - 2, 85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите Δ G этой реакции. Ответ: + 19, 91 кДж.

160. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе 2NО(г) + О2(г) ↔ 2NO2(г). Ответ мотивируйте, вычислив Δ G прямой реакции. Ответ: - 69, 70 кДж.

161. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям, и объясните знак изменения энтропии:

а) СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О(г); б) СО(г) + 3Н2(г) = СН4(г) + Н2О(г).

Ответ: а) –172, 33 Дж/К; б) –214, 27 Дж/К.

162. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите Δ G реакции, протекающей по уравнению NH3(г) + НСl(г) = NH4Сl(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ: - 92, 08 кДж.

163. При какой температуре наступит равновесие системы СО(г) + 2Н2(г) ↔ СН3ОН(ж); Δ Н = -128, 05 кДж? Ответ: ≈ 385, 5 К.

164. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆ G реакции, протекающей по уравнению 2NO2(г)=2NО(г)2(г). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: 69, 70 кДж.

165. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению СН4(г) + СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г); Δ Н = +247, 37 кДж. При какой температуре начнется эта реакция? Ответ: ≈ 961, 9 К.

166. Определите Δ G реакции, протекающей по уравнению 4NН3(г) + 5О2(г) = 4NО(г) + 6Н2О(г). Вычисления выполните на основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: - 957, 77 кДж.

167. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям, и объясните знак изменения энтропии:

а) 2SО2(г)2(г) =2SО3(г); б) 2НСl(г)2(г)+Сl2(г); в) 2СО2(г) =2СО(г) + О2(г). Ответ: а) –187, 8 Дж/К; б) 20, 2 Дж/К; в) 172, 67 Дж/К.

168. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите Δ G реакции, протекающей по уравнению СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: - 130, 89 кДж.

169. Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из Δ S соответствующих газов, так как Δ Sс изменением температуры изменяется незначительно. Чем можно объяснить отрицательное значение Δ S? Ответ: - 196, 28 Дж/К.

170. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям, и объясните знак изменения энтропии:

а) 4НСl(г) + О2(г) = 2Н2О(ж) + 2Сl2(г); б) С(графит) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г). Ответ: а) –366, 33 Дж/К; б) 133, 6 Дж/К.

171. Какие из карбонатов: ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Какая реакция идет наиболее интенсивно? Вывод сделайте, вычислив Δ G реакции. Ответ: 31, 24 кДж; - 130, 17 кДж; - 216, 02 кДж.

172. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите Δ G реакции СО(г) + 3Н2(г) = СН4(г) + Н2О(г). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -142, 16 кДж.

173. Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению Н2(г) + Sромб = Н2S(г); Δ Н = - 20, 15 кДж. Исходя из значений Δ S соответствующих веществ, определите Δ S и Δ G для этой реакции. Ответ: 43, 15 Дж/К; -33, 01 кДж.

174. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆ G реакции, протекающей по уравнению С(графит)2О(г)=СО(г)2(г). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: 91, 3 кДж.

175. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите Δ G


Поделиться:



Популярное:

  1. E) Способ взаимосвязанной деятельности педагога и учащихся, при помощи которого достигается усвоение знаний, умений и навыков, развитие познавательных процессов, личных качеств учащихся.
  2. III. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ
  3. NFMC-30 -инновационный коктейль оказывает комплексное интенсивное воздействие на все аспекты старения, запускает ряд биохимических реакций, восстанавливающих кожу.
  4. Безопасность процессов оказания услуг
  5. Влияние физических и химических факторов па м/о
  6. Возм. нейронные механизмы обучения. Гипотезы о селект. и инструктив. механизмах процессов обучения (№22)
  7. Возможные нейронные механизмы обучения. Гипотезы о селективных и инструктивных механизмах процессов обучения. (вторая часть вопроса была выше)
  8. ВЫБОР ПЛАВИЛЬНОГО АГРЕГАТА. КЛАССИФИКАЦИЯ ПРОЦЕССОВ И ИХ ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
  9. Глава 1. Развитие когнитивных процессов ребёнка в младенческом возрасте
  10. Глава 4. Развитие когнитивных процессов ребёнка в младшем школьном возрасте
  11. Глава 6. Развитие когнитивных процессов ребёнка в юношеском возрасте
  12. Гликолиз, суть его реакций, энергетика, синтез сахаров при обращении гликолиза; цикл ди- трикарбоновых кислот, характеристика основных стадий цикла.


Последнее изменение этой страницы: 2016-04-10; Просмотров: 1501; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2024 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.116 с.)
Главная | Случайная страница | Обратная связь