Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого такова: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева.

Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns²np⁶ (или до ns² у первого периода). Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом (у первого периода s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Число элементов в периодах 2–8–18–32 соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом – 2, на втором – 8, на третьем – 18, на четвертом – 32 электрона. В периодах слева направо ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства и кислотный характер соединений.

По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, обладающие сходными свойствами. Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов. Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены s-элементы (I, II группы) и p-элементы (III-VIII группы). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями.

В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз усиливаются неметаллические свойства, кислотный характер соединений и их устойчивость в высшей степени окисления.

d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:

 

Cr⁺²O Cr⁺⁶O₃

основной амфотерный кислотный

Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидроксидов. У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII
Формула выс-шего оксида
Формула гидроксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	НЭО3	Н2ЭО4	НЭО4
	основания	кислоты

 

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений (гидриды)

Подгруппа	I A	II A	III A	IV A	V A	VI A	VII A
Формула гидрида
	твердые	газообразные

 

Так как электронное строение атомов элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, сродство к электрону.

Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации (Е_и). В результате ионизации атом превращается в положительно заряженный ион Э⁰–е→ Э⁺. Е_и выражается в электрон-вольтах (эВ) и является мерой восстановительной способности элемента. Чем меньше Е_и, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента. У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные свойства ослабевают. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента радиус атома увеличивается, а энергия ионизации уменьшается. Восстановительная активность s- и p-элементов увеличивается. В побочных подгруппах при увеличении порядкового номера Е_и увеличивается, восстановительная активность d-элементов понижается.

Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превращением его в отрицательный ион, называется сродством к электрону (Е_е). Э+е→ Э^–. Е_е выражается в эВ и является мерой окислительной способности элемента. Чем больше Е_е, тем сильнее выражены окислительные свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Е_е по периодам возрастает, по группам уменьшается. Наибольшим сродством к электрону обладают фтор, кислород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями.

 

Примеры решения задач

Пример 3.1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют фосфор, сера, хлор? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

Решение. Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA-группах и имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня 3s²3p³; 3s²3p⁴; 3s²3p⁵.

Таблица 3.1.Степени окисления фосфора, серы, хлора

Элемент	Степень окисления	Соединения
высшая	низшая
P S Cl	+5 +6 +7	–3 –2 –1	H3PO4; PH3 SO3; Na2S HClO4; HCl

 

Для большинства элементов главных подгрупп высшая степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент, а низшая степень окисления равна разности N–8, где N – номер группы. Ответ на вопрос задачи см. в табл. 3.1.

Пример 3.2. На каком основании марганец и бром расположены в одном периоде (4), одной VII группе, но разных подгруппах – А и В?

Решение. Электронная конфигурация атомов марганца и брома соответственно – ₂₅Mn [Ar]3d⁵4s²; ₃₅Br [Ar]4s²4p⁵. Количество заполняющихся энергетических уровней в атомах указанных элементов равно 4, значит это элементы 4 периода. Сумма валентных электронов у каждого атома равна 7, следовательно, это элементы VII группы. Но валентные электроны атома марганца расположены на 4s-подуровне внешнего и d-подуровне предвнешнего уровня, значит, это d-элемент и расположен в побочной подгруппе (В). Валентные электроны атома брома находятся на p- и s-подуровнях внешнего уровня. Следовательно, это p-элемент и расположен в главной подгруппе (А).

Пример 3.3. У какого из элементов четвертого периода – ванадия или мышьяка – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом?

Решение. Электронные конфигурации атомов данных элементов ₂₃V [Ar]3d³4s²; ₃₃As [Ar]4s²4p³. Ванадий – d-элемент VB-группы, а мышьяк – p-элемент VA-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома ванадия два электрона, а у атома мышьяка – пять. Принадлежность элемента к металлам или неметаллам определяется, в основном, числом электронов на внешнем энергетическом уровне. Атомы металлов на внешнем уровне содержат 1–2, реже 3 электрона. Металлы проявляют только восстановительные свойства и, отдавая свои электроны, переходят в положительно заряженные ионы. Отрицательно заряженных ионов металлы не образуют. Атомы неметаллов на внешнем энергетическом уровне имеют 4–7 электронов. Они могут как принимать электроны, т. е. выступать в качестве окислителей, так и отдавать электроны, т. е. быть восстановителями. У неметаллов окислительная функция выражена сильнее, чем восстановительная. Атомы неметаллов образуют отрицательно заряженные ионы. Таким образом, ванадий, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для мышьяка более свойственны окислительные функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Следовательно, металлические свойства у ванадия выражены сильнее, чем у мышьяка. Газообразное соединение с водородом образует неметалл мышьяк (As^–3H₃).

Пример 3.4. Вычислите молярную массу и назовите элемент, высший оксид которого отвечает формуле ЭО₃, образует с водородом газообразное соединение, массовая доля водорода в котором 1, 54%.

Решение. Вычислим содержание элемента в гидриде, приняв массу гидрида за 100%: 100 – 1, 54 = 98, 46%, т. е. на 98, 46 частей массы элемента приходится 1, 54 частей массы водорода или на 98, 46 г элемента приходится 1, 54 г водорода. Зная, что молярная масса эквивалентов водорода равна 1 г/моль, определим молярную массу эквивалентов элемента в гидриде по закону эквивалентов:

; ; М_эк (эл-та) = 63, 9 г/моль.

Элемент образует высший оксид ЭО₃, следовательно, он находится в VI группе. Его высшая степень окисления в соединении с кислородом +6, а низшая – в соединении с водородом –2. Находим молярную массу элемента из соотношения: . М = 63, 9× 2 = 127, 8 г/моль. Следовательно, искомая молярная масса элемента 127, 8, а элемент – теллур.

 

Контрольные вопросы

41. Исходя из положения марганца, рубидия, мышьяка в периодической системе, составьте формулы оксидов, отвечающих их высшей степени окисления, и соответствующих им гидроксидов.

42. У какого из р-элементов VII группы – хлора или иода – сильнее выражены неметаллические свойства? Почему? Исходя из высшей степени окисления элементов, напишите формулы кислородсодержащих кислот. Какая из них более сильная?

43. У какого элемента пятого периода – молибдена или теллура – сильнее выражены металлические свойства? Ответ мотивируйте, записав электронные конфигурации атомов этих элементов. Какой из них образует газообразное соединение с водородом? Составьте формулу этого соединения.

44. Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: а) Mg(OH)₂ или Ba(OH)₂; б) Ca(OH)₂ или Co(OH)₂; в) Ca(OH)₂ или Zn(OH)₂? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида цинка.

45. Один из элементов III группы образует оксид с массовой долей кислорода 25, 6%. Рассчитайте молярную массу элемента и назовите этот элемент.

(Ответ: 69, 7 г/моль).

46. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степени окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления.

47. Что называется энергией ионизации? Как изменяется восстановительная активность элементов в главных и побочных подгруппах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему? Значения энергии ионизации элементов I группы соответственно равны (в эВ): Li – 5, 4; Cs – 3, 9; Cu – 7, 7; Au – 9, 2. У элементов какой подгруппы восстановительные свойства выражены более резко?

48. Назовите элемент по следующим данным: а) элемент 4 периода, высший оксид Э₂О₇, с водородом образует газообразное соединение НЭ; б) элемент 5 периода, высший оксид ЭО₂, с водородом газообразных соединений не образует; в) элемент 4 периода, высший оксид ЭО, с водородом дает солеобразное соединение ЭН₂.

49. Исходя из положения элемента в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: как изменяется сила кислот в рядах: а) H₂SO₄→ H₂SeO₄→ H₂TeO₄; б) H₄SiO₄→ H₃PO₄→ H₂SO₄→ HСlO₄?

50. Что называется сродством к электрону? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Какой из атомов – хлор или йод – является окислителем при образовании молекулы ICl из атомов?

51. Вычислите массовую долю (в %) элементов в высших оксидах: а) селена; б) рения; в) осмия; г) индия. (Ответ: 62, 2%; 76, 9%; 74, 8%; 82, 7%).

52. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется кислотно-основной характер этих соединений при переходе от натрия к хлору? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия.

53. Почему элементы №39 и №49 расположены в одном периоде (5), одной III группе, но разных подгруппах – А и В?

54. Вычислите молярную массу и назовите элемент, высший оксид которого отвечает формуле Э₂О₅, образует с водородом газообразное соединение, массовая доля водорода в котором 8, 82%. (Ответ: 31 г/моль).

55. Напишите формулы высших оксидов и их гидроксидов для элементов с порядковыми номерами 4; 37; 75. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерный характер гидроксида бериллия.

56. Какие водородные соединения образуют р-элементы третьего периода? Как изменяются кислотные свойства этих соединений в периоде слева направо?

57. Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: а) Cr(OH)₂ или Cr(OH)₃; б) CuOH или Cu(OH)₂; в) Fe(OH)₂ или Fe(OH)₃?

58. Какую низшую степень окисления проявляют кремний, азот, селен, бром? Составьте формулы соединения магния с данными элементами в этой их степени окисления.

59. Исходя из положения элементов в периодической системе и их степеней окисления, дайте мотивированный ответ, какой из оксидов должен быть более сильным окислителем: а) CrO₃ или WO₃? б) B₂O₃ или Tl₂O₃?

60. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, мышьяк, теллур и йод? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

 

4. Энергетика и направление химических процессов

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты – эндотермическими . Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектомреакции.

Тепловой эффект реакции, протекающей в условиях р=const, T=const, равен изменению энтальпии системы ∆ Н и измеряется в кДж. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается и ∆ Н < 0, а при эндотермической – энтальпия системы увеличивается и ∆ Н > 0.

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ∆ Н⁰ или ∆ Н⁰₂₉₈. Верхний индекс отвечает стандартному давлению (101кПа), нижний индекс соответствует стандартной температуре, принятой по международному соглашению, равной 298 К.

Уравнения химических реакций, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими .

Например, термохимическое уравнение:

N₂(г) + 3Н₂ (г) = 2NH₃ (г), ∆ Н⁰_х.р = –92, 4 кДж.

показывает, что при взаимодействии 1 моль N₂ и 3 моль Н₂ образуется 2 моль NH₃ и выделяется количество теплоты, равное 92, 4 кДж.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции. Например, стандартная энтальпия реакции aA+bB=сС+dD рассчитывается по формуле:

∆ Н⁰_х.р =(с∆ _fН⁰_С+ d∆ _fН⁰_D) – (a∆ _fН⁰_A+ b∆ _fН⁰_B),

где ∆ _fН⁰ – стандартная энтальпия образования соединения.

Стандартной энтальпией образования называется стандартная энтальпия реакции образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа. Обозначается ∆ _fН⁰₂₉₈или ∆ _fН⁰ (температуру 298 К можно опустить), измеряется в кДж/моль. ∆ _fН⁰ простых веществ равна нулю.

Направление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (∆ G). При р=const, T=const реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ∆ G < 0, то реакциясамопроизвольно протекает в прямом направлении. Если ∆ G > 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении невозможно. Если ∆ G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном и система находится в состоянии равновесия.Изменение ∆ G_х.р не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энергия Гиббса реакции aA + bB = сС + dD рассчитывается по формуле:

∆ G⁰_х.р. = (с∆ _fG⁰_С+d∆ _fG⁰_D) – (a∆ _fG⁰_A + b∆ _fG⁰_B),

где ∆ _fG⁰– стандартная энергия Гиббса образования вещества. Она относится к 1 моль вещества и измеряется в кДж/моль. Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю. ∆ G⁰_х.р имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается в кДж.

Изменение стандартной энергии Гиббса химической реакции может быть также вычислено по уравнению:

∆ G⁰_х.р. = ∆ Н⁰_х.р – Т∆ S⁰_х.р. ,

где Т – абсолютная температура, ∆ S⁰_х.р. – изменениеэнтропии.

Энтропия – является мерой неупорядоченности состояния системы. Энтропия – это стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, а системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному. Энтропия 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, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация), сопровождаются уменьшением энтропии. Измеряется энтропия в Дж/моль× К.

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (∆ S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Изменение энтропии в результате протекания химической реакции aA + bB = сС + dD равно:

∆ S⁰_х.р.= (сS⁰_С + dS⁰_D ) – (aS⁰_A + bS⁰ _B)

При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая стремление системы к порядку, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Если тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, то ∆ H⁰_х.р. = Т∆ S⁰_х.р., что является условием равновесного состояния системы. Если пренебречь изменениями ∆ H⁰_х.р. и ∆ S⁰_х.р с увеличением температуры, то можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов

Т_равн.=

Примеры решения задач

При решении задач этого раздела следует пользоваться табл. 1 приложения.

Пример 4.1. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения ацетилена, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л ацетилена (н.у.)?

Решение. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению:

С₂Н₂(г) + 5½ О₂ (г) = 2СО₂(г) + Н₂О(г)

Пользуясь следствием из закона Гесса и справочными данными из табл.1, вычисляем тепловой эффект этой реакции:

DH ⁰_х.р. =(2D_fH ⁰_СО2 + D_fH ⁰_Н2О) – (D_fH ⁰_C2H2 + 5½ D_fH ⁰_O2)

DH⁰_х.р. = [2(-393, 5)+ (-241, 8)] – (226, 8+ 5½ × 0)= – 1255, 6 кДж

Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:

С₂Н₂(г) + 5½ О₂ (г) = 2СО₂(г) + Н₂О(г), DH⁰_х.р. = –1255, 6 кДж

Тепловой эффект обычно относят к одному молю вещества. Следовательно, при сжигании 1 моль С₂Н₂ выделяется 1255, 6 кДж. Однако, по условию задачи сжигается 10 л ацетилена, что составляет 10 / 22, 4 = 0, 446 моль С₂Н₂, где 22, 4 л/моль – мольный объем любого газа при нормальных условиях. Таким образом, при сгорании 0, 446 моль (10 л) С₂Н₂ выделится 0, 446× (–1255, 6) = –560 кДж теплоты.

Пример 4.2. Реакция идет по уравнению Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃.

При восстановлении 48 г Fe₂O₃ выделяется 256, 1 кДж теплоты. Вычислите тепловой эффект реакции и стандартную энтальпию образования Fe₂O₃.

Решение. Число молей Fe₂O₃, содержащихся в 48 г Fe₂O₃, составляет 48 / 160 = 0, 3 моль, где 160 г/моль – молярная масса Fe₂O₃. Так как тепловой эффект относят к 1 моль вещества, то тепловой эффект данной реакции равен –256, 1 / 0, 3 = –853, 7 кДж. Запишем термохимическое уравнение этой реакции

Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃, DH⁰_х.р.= –853, 8 кДж

Формула для расчета теплового эффекта данной реакции имеет вид:

DH⁰_х.р.= (2D_fH ⁰_Fe + D_fH ⁰_Al2O3) – (D_fH ⁰_Fe2O3 + 2D_fH ⁰_Al)), отсюда находим D_fH ⁰_Fe2O3

D_fH ⁰ _Fe2O3. = 2D_fH ⁰_Fe + D_fH ⁰_Al2O3 – 2D_fH ⁰_Al – DH ⁰_х.р.

После подстановки справочных данных из табл.1 получаем

D_fH ⁰ _Fe2O3. = 2× 0 – 1676 – 2× 0 + 853, 8 = –822, 2 кДж/моль

Таким образом, тепловой эффект реакции равен –853, 8 кДж, а D_fH ⁰_Fe2O3 составляет –822, 2 кДж/моль.

Пример 4.3. Исходя из термохимических уравнений

Н₂(г) + О₂(г) = Н₂О₂(ж), DH ⁰₍₁₎= –187 кДж (1)

Н₂О₂(ж) + Н₂(г) = 2Н₂О(г), DH ⁰₍₂₎ = –297 кДж (2)

Н₂О(г) = Н₂О(ж), DH ⁰₍₃₎= – 44 кДж, (3)

рассчитайте значение стандартной энтальпии реакции образования Н₂О(ж).

Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необходимо определить: Н₂(г) + ½ О₂(г) = Н₂О(ж), DH⁰₍₄₎ –? (4)

В уравнения (1), (2), (3) входят Н₂О₂ (ж) и Н₂О (г), которые не входят в уравнение (4). Чтобы исключить их из уравнений (1), (2), (3), умножим уравнение (3) на 2 и сложим все три уравнения:

Н₂(г) + О₂(г) + Н₂О₂(ж)+ Н₂(г) + 2 Н₂О(г) = Н₂О₂(ж) + 2Н₂О(г) + 2Н₂О(ж) (5)

После преобразования уравнения (5) и деления его на 2 получаем искомое уравнение (4). Аналогичные действия проделаем с тепловыми эффектами: .

В результате получаем: Дж; т.е. D_fH⁰ _Н2О(ж)равна –286кДж/моль.

Пример 4.4. Определите температуру, при которой установится равновесие в системе СаСО₃ (к) СаО(к) + СО₂ (г)_.

Решение. Для определения температуры, при которой установится равновесие, воспользуемся уравнением: Т_равн.= _. Для этого сначала вычисляем ∆ Н⁰_х.р. и ∆ S⁰_х.р.по формулам:

DH ⁰_х.р. = (D_fH ⁰_СаО + D_fH ⁰_СО2) – D_fH ⁰_СаСО3,

DS⁰_х.р. = (S⁰_СаО + S⁰_СО2)– S⁰_СаСО3

Используя справочные данные из табл.1, получаем

DH⁰_х.р. = [– 635, 5 + (–393, 5)] – (–1207, 1) = 178, 1 кДж,

DS⁰_х.р. = (39, 7 + 213, 7) – 92, 9 = 160, 5 Дж/К или 0, 1605 кДж/К

Отсюда, температура, при которой устанавливается равновесие:

Т_равн = 178, 1 / 0, 1605 = 1109, 5 К

Пример 4.5. ВычислитеDH ⁰_х.р, ∆ S ⁰_х.р. и DG ⁰_T реакции, протекающей по уравнению: Fe₂O₃(к) + 3C(к) = 2Fe(к) + 3CO(г).

Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃углеродом при температуре 298 и 1000 К? Зависимостью DH⁰_х.р. и DS⁰_х.р от температуры пренебречь.

Решение.Вычисляем DH⁰_х.р. и DS⁰_х.р.

DH⁰_х.р. = (3D_fH ⁰_CO + 2D_fH ⁰_Fe) – (D_fH ⁰_Fe2O3 + 3D_fH ⁰ _C)

DH⁰_х.р.= [3(–110, 5) + 2·0] – [–822, 2 + 3·0] = –331, 5 + 822, 2 = +490, 7 кДж;

DS⁰_х.р. = (2S⁰_Fe +3S⁰_CO) – (S⁰ _Fe2O3 + 3S⁰_C)

DS⁰_{х. р} = (2·27, 2 +3·197, 5) – (89, 9 + 3·5, 7) = 539, 9 Дж/К или 0, 540 кДж/К

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. LANGUAGE IN USE - Повторение грамматики: система времен английских глаголов в активном залоге
2. Linux - это операционная система, в основе которой лежит лежит ядро, разработанное Линусом Торвальдсом (Linus Torvalds).
3. SWIFT как система передачи данных.
4. VI. Приемно-комплексная система
5. X: integer; // количество элементов в строке
6. Автоматическая система сепарирования Алькап. Назначение, принцип действия.
7. Адресно-аналоговая система пожарной сигнализации
8. Англо-американская правовая система
9. Англо-саксонская правовая система. Особенности американского права.
10. Англо-саксонская система права.
11. Англо-саксонская система права: общая характеристика.
12. Англосаксонская правовая система