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 Q_рбудет равна Q_р= Δ U + рΔ V;

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

Сумму U + pV обозначим через Н, тогда Q_р= 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 Q_рравна изменению энтальпии системы Δ Н, если единственным видом работы является работа расширения, Q_р = 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 Q_v(V = const, T = const), при котором Δ V = 0, равна изменению внутренней энергии системы, Q_v = 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 Н_х.р.равен сумме теплот образования Δ Н_обрпродуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ Δ Н_исх, с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции».

∆ H = ∑ n_i∆ H_прод – ∑ n_j∆ H_исх.

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 Q_р, 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:

РСl_5(к) + Н₂О = РОСl_3(ж) + 2HСl_(г); Δ Н_х.р. = - 111, 4 кДж.

Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С₂Н_6(г) + 3½ О_2(г) = 2СО_2(г) + 3Н₂О_(ж); Δ Н_х.р. = - 1559, 87 кДж.

Вычислить теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО_2(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. 25^оС (298 К) и 1 атм и обозначают через Δ Н .

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

2С_(граф) + 3Н_2(г) = С₂Н_6(г); Δ Н =?

исходя из следующих данных:

а) С₂Н_6(г) + 3, 5О_2(г) = 2СО_2(г) + 3Н₂О_(ж); Δ Н = - 1559, 87 кДж;

б) С_(граф) + О_2(г) = СО_2(г); Δ Н = - 393, 51 кДж;

в) Н_2(г) + 0, 5О_2(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 Н_х.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 Н_х.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) + 3О_2(г) = 2СО_2(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), СО_2(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 Н_{С2Н5ОН(ж)}.

Δ Н_{С2Н5ОН(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

2РН_3(г) + 4О_2(г) = Р₂О_5(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 C₂H_2(г). Ответ: 226, 75 кДж/моль.

124. Газообразный этиловый спирт С₂Н₅ОН можно получить при взаимодействии этилена С₂Н_4(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) + СО_2(г); Δ Н = - 13, 18 кДж;

СО_(г) + ½ О_2(г) = СО_2(г); Δ Н = - 283, 0 кДж;

Н_2(г) + ½ О_2(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 СS_2(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 СН_4(г) и Н₂О_(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции? Ответ: 206, 16 кДж.

130. При взаимодействии газообразных метана и сероводорода образуются сероуглерод СS_2(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) + 3/2О_2(г) = СО_2(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

Н_2(г) + ½ О_2(г) = Н₂О_(ж); Δ Н = - 285, 84 кДж;

С_(к) + О_2(г) = СО_2(г); Δ Н = - 393, 51 кДж;

СН_4(г) + 2О_2(г) = 2Н₂О_(ж) + СО_2(г); Δ Н = - 890, 31 кДж.

Ответ: - 74, 88 кДж.

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

Са_(к) + ½ О_2(г) = СаО_(к); Δ Н = - 635, 60 кДж;

Н_2(г) + ½ О_2(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 С₆Н_6(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 4NH_3(г)+3O_2(г)=2N_2(г)+6H₂O_(ж); ∆ H =-1530, 28кДж. Вычислите теплоту образования NH_3(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 NH_3(г). Ответ: - 226, 18 кДж.

141. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением: СН₃ОН_(ж) + 3/2О_2(г)=СО_2(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: С₆Н_6(ж) + 7½ О_2(г) = 6СО_2(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 С₂Н_6(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: 4NH_3(г) + 3O_2(г) =2N_2(г) + 6Н₂О_(ж); Δ Н = -1530, 28 кДж.

Вычислите теплоту образования NН_3(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) С₆Н₁₂О_6(К)= 2С₂Н₅ОН_(Ж) + 2СО_2(Г);

б) С₆Н₁₂О_6(Ж) + 6О_2(Г) = 6СО_2(г) + 6Н₂О(_Ж). Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

149. По термохимическому уравнению

4FeSO_4(т) = 2Fe₂O_{3 (т)} + 4SO_2(г) + O_{2 (г)}, ∆ Н⁰₂₉₈ = 886, 0 кДж

рассчитайте стандартную энтальпию образования сульфата железа по известным теплотам образования Fe₂O₃и 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 n_iS _прод – Σ n_jS _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 n_iG _прод – Σ n_jG _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: S_г > S_ж > S_к.

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе СН_4(г) + СО_2(г) ↔ 2СО_(г) + 2Н_2(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) = СО_2(г) + Н_2(г).

Решение.

Δ G = Δ Н – ТΔ S ;

Δ Н и Δ S – функции состояния, поэтому

∆ H₂₉₈ = ∑ n_i∆ H_прод – ∑ n_j∆ H_исх,

Δ S =Σ n_iS _прод – Σ n_jS _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 Fe₂O_3(к) + 3Н_2(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: Fe₂O_3(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 = ∑ n_i∆ H_прод – ∑ n_j∆ H_исх,

Δ S =Σ n_iS _прод – Σ n_jS _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) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) + 2Сl_2(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 N_2(г)+2Н₂О_(ж) = NН₄NО_3(к). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: 590, 94 кДж.

155. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению Fe₃O_4(к) + СО_(г) = 3FeO_(к) + СО_2(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

С₂Н_2(г) + 5/2О_2(г) = 2СО_2(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 ∆ Gреакции, протекающей по уравнению 2SО_2(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

Н_2(г) + СО_2(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) + О_2(г) ↔ 2NO_2(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) СО_2(г) + 4Н_2(г) = СН_4(г) + 2Н₂О_(г); б) СО_(г) + 3Н_2(г) = СН_4(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 NH_3(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) + 2Н_2(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 2NO_2(г)=2NО_(г)+О_2(г). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: 69, 70 кДж.

165. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению СН_4(г) + СО_2(г) = 2СО_(г) + 2Н_2(г); Δ Н = +247, 37 кДж. При какой температуре начнется эта реакция? Ответ: ≈ 961, 9 К.

166. Определите Δ G реакции, протекающей по уравнению 4NН_3(г) + 5О_2(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) 2SО_2(г)+О_2(г) =2SО_3(г); б) 2НСl_(г)=Н_2(г)+Сl_2(г); в) 2СО_2(г)=2СО_(г) + О_2(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 СО_2(г) + 4Н_2(г) = СН_4(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) + О_2(г) = 2Н₂О_(ж) + 2Сl_2(г); б) С_{(графит)} + Н₂О_(г) = СО_(г) + Н_2(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) + 3Н_2(г) = СН_4(г) + Н₂О_(г). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -142, 16 кДж.

173. Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению Н_2(г) + S_ромб = Н₂S_(г); Δ Н = - 20, 15 кДж. Исходя из значений Δ S соответствующих веществ, определите Δ S и Δ Gдля 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)}+Н₂О_(г)=СО_(г)+Н_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

⇐ Предыдущая 1 2 3 456 7 8 9 10 Следующая ⇒