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 ΔU и на совершение работы А:

Q = ΔU + 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 ΔU = U2-U1, где ΔU- изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2> U1, тоΔU > 0.Если U2< U1, тоΔU < 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 = рΔV, где ΔV- 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= ΔU + рΔV;

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

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

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 ΔН, если единственным видом работы является работа расширения, Qр = ΔН.

Энтальпия Н, как и внутренняя энергия U, является функцией состояния: ее изменение ΔН 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 ΔV = 0, равна изменению внутренней энергии системы, Qv = ΔU.

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

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

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 ΔНх.р.равен сумме теплот образования ΔНобрпродуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ ΔНисх, 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 ΔН.

Значение ΔНприводят 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 ΔН<0. Учитывая изложенное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

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

 

Пример 2.Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С2Н6(г) + 3½О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); ΔНх.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 ΔН .

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

(граф) + 3Н2(г) = С2Н6(г); ΔН = ?

исходя из следующих данных:

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

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

в) Н2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж); ΔН = - 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;

ΔН = - 1559,87 + 787,02 + 857,52;

ΔН = +84,67 кДж.

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

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

ΔН С2Н6 = 2ΔН СО2 + 3ΔН Н2О – ΔНх.р.;

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

ΔН С2Н6 = - 84,67 кДж.

 

Пример 3.Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением

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

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 ΔНреакции необходимо знать теплоту образования С2Н5ОН(ж). Последнюю находим из данных задачи: С2Н5ОН(ж) = С2Н5ОН(г); ΔН = + 42,36 кДж.

+ 42,36 = - 235,31 – ΔНС2Н5ОН(ж).

ΔНС2Н5ОН(ж) = - 235,31 – 42,36 = - 277,67 кДж.

Вычисляем ΔН реакции, применяя следствие из закона Гесса:ΔН = 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; ΔН = - 25,10 кДж;

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

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

Na2CO3 + 10H2O = Na2CO3∙10H2O; ΔН =-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); ΔН = - 13,18 кДж;

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

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

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

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

Ответ: - 74,88 кДж.

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

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

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

СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к); ΔН = - 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); ΔН = ?

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) + 7½О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(г); ΔН = ? 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); ΔН = -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 ΔSзависит только от начального S1 и конечного S2состояния и не зависит от пути процесса

ΔS =ΣniS прод – ΣnjS исход

ΔS = 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 ≈ТΔS.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 ΔG, можно найти из соотношения:

ΔG = (Н2 – Н1) – (ТS2 – ТS1) = ΔН – ТΔS;

ΔG = ΔН – ТΔS.

 

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

ΔG =ΣniG прод – ΣnjG исход.

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

Из соотношения ΔG = ΔН – ТΔSвидно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ΔН > 0(эндотермические). Это возможно, когда ΔS > 0, но |ТΔS| > |ΔН|, и тогда ΔG < 0. С другой стороны, экзотермические реакции (ΔН <0)самопроизвольно не протекают, если при ΔS < 0 окажется, что ΔG > 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 ΔG прямой реакции. Значения ΔG соответствующих веществ даны в табл. 4. Зная, что ΔG есть функция состояния и что ΔG для простых веществ, находящихся в агрегатных состояниях, устойчивых при стандартных условиях, равны нулю, находим ΔG процесса:

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

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

То, что ΔG > 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 ΔG реакции, протекающей по уравнению:

СО(г) + Н2О(ж) = СО2(г) + Н2(г).

Решение.

ΔG = ΔН – ТΔS ;

ΔН и ΔS – функции состояния, поэтому

∆H298 = ∑ni∆Hпрод – ∑nj∆Hисх,

ΔS =ΣniS прод – ΣnjS 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); ΔН = 96,61кДж. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ΔS =0,1387 кДж/моль К? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3?

Решение.

Вычисляем ΔGреакции:

ΔG= ΔН– ТΔS=96,61 – 298·0,1387 = + 55,28 кДж.

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

Найдем температуру, при которой ΔG= 0

ΔH = T∙ΔS , T = ΔH/ΔS = 96,61/0,1387 = 696,5 K.

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

 

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

Решение.

∆Ни ∆Sнаходим из соотношений

∆H298 = ∑ni∆Hпрод – ∑nj∆Hисх,

ΔS =ΣniS прод – ΣnjS 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 ΔН оксида и диоксида азота соответственно равны +90,37 кДж и +33,85 кДж. Определите ΔS и ΔG 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); ΔН =- 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 ΔG и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ΔS 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 ΔG и ΔS 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 ΔS 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); ΔН = - 2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ΔG 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 ΔG 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 ΔG 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); ΔН = -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); ΔН = +247,37 кДж. При какой температуре начнется эта реакция? Ответ: ≈ 961,9 К.

166. Определите ΔG 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 ΔG 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 ΔS соответствующих газов, так как ΔSс изменением температуры изменяется незначительно. Чем можно объяснить отрицательное значение ΔS? 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 ΔG реакции. Ответ: 31,24 кДж; - 130,17 кДж; - 216,02 кДж.

172. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ΔG 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); ΔН =- 20,15 кДж. Исходя из значений ΔS соответствующих веществ, определите ΔS и ΔG 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 ΔG реакции, протекающей по уравнению С2Н4(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: -1331,21 кДж.





Рекомендуемые страницы:


Читайте также:

  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: 1232; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2021 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.088 с.) Главная | Обратная связь