Энергетика химических процессов

(термохимические расчеты)

При решении задач этого раздела см. таблицу 5.

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют 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, называют термохимией.

Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют 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 внутренней энергии DU и на совершение работы A:

Q = DU + A

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 - полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого.

Абсолютное значение внутренней энергии U веществ 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 DU = U₂ – U₁, где DU -изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U₁ в конечное U₂. Если U₂ > U₁, то DU > 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 A - это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении A = pDV, где DV - изменение объема системы (V₂ – V₁). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса теплота:

Q_P = DU + pDV,

Q_P = (U₂-U₁) + p (V₂-V₁),

Q_P = (U₂ + pV₂) - (U₁ + pV₁).

Сумму U + pV обозначим через H, тогда:

Q_P = H₂ – H₁ = DH

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при р = const и T = const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Q_P равна изменению энтальпии системы DH (если единственным видом работы является работа расширения):

Q_P = DH

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

Q_V = DU

Теплоты химических процессов, протекающих при p, T = const и V, T = const, называют тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и D H <0 (H₂<H₁), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и D H >0 (H₂>H₁). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через D H.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (D H _{х.р. .}) равен сумме теплот образования D H_обр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:

 

DH _х.р. = SDH ⁰_прод - SDH ⁰_исх (1)

Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС1₃ и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими.

В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q_P, равные изменению энтальпии системы D H. Значение D H приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой.

Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г - газообразное, ж - жидкое, к - кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.

Если в результате реакции выделяется теплота, то D H <0. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

РСl₅(к) + Н₂O(г) = РОС1₃ (ж)+2 НС1(г); DH _х.р. = -111,4 кДж.

Таблица 5 Стандартные теплоты (энтальпии) образования DH⁰₂₉₈

некоторых веществ

Вещество	Состояние	DH0298, кДж/моль	Вещество	Состояние	DH0298, кДж/моль
С2Н2	г	+226,75	СН3ОН	г	-201,17
СS2	г	+115,28	С2Н5ОН	г	-235,31
NO	г	+90,37	Н2O	г	-241,83
С6Н6	г	+82,93	Н2O	ж	-285,84
С2Н4	г	+52,28	NH4Cl	к	-315,39
Н2S	г	-20,15	СО2	г	-393,51
NН3	г	-46,19	Fe2О3	к	-821,32
СН4	г	-74,85	Са(ОН)2	к	-986,50
С2Н6	г	-84,67	Аl2O3	к	-1669,80
НСl	г	-92,31	Fe3O4	к	-1117,71
СО	г	-110,52	TiO2	к	-912,1

 

Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением:

C₂H₆(г) + 3¹/₂ O₂ = 2 CO₂(г) + 3 H₂O(ж); DH _х.р. = -1559,87 кДж.

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО₂(г) и Н₂О(ж) (таблица 5).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25⁰С (298 К) и 1,013×10⁵ Па, и обозначают через DH⁰₂₉₈. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через DH. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид:

2С (графит)+3 Н₂ (г) = С₂Н₆ (г); DH =?

исходя из следующих данных:

а) С₂Н₆ (г) + 3¹/2 О₂ (г) = 2 СО₂ (г) + 3 Н₂О(ж); DH = -1559,87 кДж;

б) С (графит) + О₂ (г) = СО₂ (г); DH = - 393,51 кДж;

в) Н₂ (г)+¹/₂ О₂ = Н₂О (ж); DH = - 285,84 кДж.

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениямиможно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) - на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

С₂Н₆ + 3¹/₂ О₂ – 2 С – 2 О₂ – 3 Н₂ – ³/₂ О₂ = 2 СО₂ + 3 Н₂О – 2 СО₂ – 3 Н₂О

DH = -1559,87 - 2 (-393,51) – 3 (-285,84) = +84,67 кДж

DH = -1559,87 + 787,02 + 857,52; С₂Н₆ = 2 С + 3 Н₂;

DH = +84,67 кДж.

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то DH⁰С₂Н₆ (г) = -84,67 кДж. К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

DH_х.р. = 2 DHсо₂ + 3 DHн₂о - DHс₂н₆ - 3¹/₂ DHо₂

Учитываем, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю:

DHс₂н₆ = 2 DHсо₂ + 3 DHн₂о - DH_х.р.

DHс₂н₆ = 2 (-393,51) +3 (-285,84) +1559,87 = -84,67;

DH⁰с₂н₆ = -84,67 кДж.

Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

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

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплотапарообразования) С₂Н₅ОН (ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования: С₂Н₅ОН (г), СО₂ (г), Н₂О (ж) (см. таблицу 5).

Решение. Для определения DН-реакции необходимо знать теплоту образования С₂Н₅ОН (ж). Последнюю находим из данных:

С₂Н₅ОН (ж) = С₂Н₅ОН (г); DH = +42,36 кДж.

+42,36 = -235,31 - DHс₂н₅он (ж)

DHс₂н₅он (ж) = -235,31 - 42,36 = -277,67 кДж.

Вычисляем DH реакции, применяя следствия из закона Гесса:

DH_х.р. = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж.

3.1 Контрольные вопросы

41. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

Ответ: 2543,1 кДж.

42. 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.

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

FeО (к) + СО (г) = Fe (к) + СO₂ (г); DH = -13,18 кДж.

СО (г) + ¹/₂ O₂ (г) = СO₂ (г); DH = -283,0 кДж.

Н₂ (г) + ¹/₂ O₂ (г) = Н₂O (г); DH = -241,83 кДж.

Ответ: +27,99 кДж.

44. 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.

45. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО (г) и водородом, в результате которой образуются СН₄ (г) и Н₂O (г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.

46. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NО исходя из следующих термохимических уравнений:

4 NН₃ (г) + 5 O₂ (г) = 4 NO (г) + 6 Н₂O (ж); DH = -1168,80 кДж.

4 NH₃ (г) + 3 O₂ (г) = 2 N₂ (г) + 6 Н₂O (ж); DH = -1530,28 кДж.

Ответ: 90,37 кДж.

47. 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.

48. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплотуобразования метана исходя из следующих термохимическихуравнений:

Н₂ (г) + ¹/₂ O₂ (г) = Н₂O (ж); DH = -285,84 кДж,

С (к) + O₂ (г) = СO₂ (г); DH = -393,51 кДж.

СН₄ (г) + 2 O₂ (г) = 2 Н₂O (ж) + СО₂ (г); DH = -890,31 кДж.

Ответ: -74,88 кДж.

49. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция исходя из следующих термохимических уравнений:

Са (к) + ¹/₂O₂ (г) = СаО (к); DH = -635,60 кДж.

Н₂ (г) + ¹/₂O₂ (г) = Н₂O (ж); DH = -285,84 кДж.

СаО (к) + Н₂O (ж) = Са(ОН)₂ (к); DH = -65,06 кДж.

Ответ: -986,50 кДж.

50. 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.

51. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂Н₂, еслипродуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды?Ответ: 924,88 кДж.

52. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия? Ответ: 452,37 кДж.

53. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением:

СН₃ОН (ж) + ³/₂ O₂ (г) = СO₂ (г) + 2Н₂О (ж); DH =?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования СН₃ОН (ж) равна +37,4 кДж. Ответ: -726,62 кДж.

54. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н₅ОН (ж). Ответ: -277,67 кДж/моль.

55. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением

С₆Н₆ (ж) + 7¹/₂ O₂ (г) = 6 СO₂ (г) + 3 Н₂О (г); DH =?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ: -3135,58 кДж.

56. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С₂H₆ (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.

57. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:

4 NН₃ (г) + 3 O₂ (г) = 2 N₂ (г) + 6 Н₂О (ж); DH = -1530,28 кДж.

Вычислите теплоту образования NH₃ (г). Ответ: -46,19 кДж/моль.

58. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.

Ответ: -100,26 кДж/моль.

59. При сгорании 1 л 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.

Ответ: 226,75 кДж/моль.

60. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО (к) и Н₂О (ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.

Ответ: -635,6 кДж.

 

Химическое сродство

При решении задач этого раздела см. таблицы 5-7.

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

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая - 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 системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, ослаблении при разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п. - ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (D S) зависит только от начального (S₁) и конечного (S₂) состояния и не зависит от пути процесса:

DS _х.р. = SDS ⁰_прод - SDS ⁰_исх (2)

DS = S₂ – S₁. Если S₂>S₁, то DS>0. Если S₂<S₁, то DS<0.

Так как энтропия растет сповышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка»ТDS. Энтропия выражается в Дж/(моль К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (ТS). При р = const и T = const общую движущую силу процесса, которую обозначают D G, можно найти из соотношения:

D G = (H₂-H₁) – Т(S₂-S₁); D G = D H - TDS

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

DG_х.р. = SDG ⁰_прод - SDG ⁰_исх (3)

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

Из соотношения DG = DH - TDS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых DH>0 (эндотермические). Это возможно, когда DS>0, но |TDS| > |DH|, и тогда DG<0. С другой стороны, экзотермические реакции (DH<0) самопроизвольно не протекают, если при DS<0 окажется, что DG>0.

 

Таблица 6 Стандартная энергия Гиббса образования DG⁰₂₉₈

некоторых веществ

Вещество	Состояние	DG0298, кДж/моль	Вещество	Состояние	DG0298, кДж/моль
ВаСО3	к	-1138,8	ZnO	к	-318,2
СаСО3	к	-1128,75	FeО	к	-244,3
Fe3O4	к	-1014,2	Н2О	ж	-237,19
ВеСО3	к	-944,75	H2O	г	-228,59
СаО	к	-604,2	РbO2	к	-219,0
ВеО	к	-581,61	СО	г	-137,27
ВаО	к	-528,4	СН4	г	-50,79
СО2	г	-394,38	NО2	г	-51,81
NaCl	к	-384,03	NО	г	+86,69
NaF	к	-541,0	С2Н2	г	+209,20

 

Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

СН₄ (г) + СО₂ (г) «2 СО (г) + 2 Н₂ (г)

Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить DG⁰₂₉₈ прямой реакции. Значения DG⁰₂₉₈ соответствующих веществ приведены в таблице 6. Зная, что DG есть функция состояния и что DG для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим DG⁰₂₉₈ процесса:

DG⁰₂₉₈ = 2 (-137,27) + 2 (0) - (-50,79 - 394,38) = +170,63 кДж.

То что DG⁰₂₉₈>0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 1,013×10⁵ Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (таблица 5) и абсолютных стандартных энтропий веществ (таблица 7) вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО (г) + Н₂О (ж) = СО₂ (г) + Н₂ (г)

Решение. DG⁰ = DН⁰ -ТDS⁰; DН и DS - функции состояния, поэтому:

DН⁰_хр = SDН⁰_прод - SDН⁰_исх; DS⁰_хр = SDS⁰_прод - SDS⁰_исх

DН⁰_хр = (-393,51 + 0) - (-110,52 - 285,84) = +2,85 кДж;

DS⁰_хр = (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж/(моль×К)

DG⁰ = +2,85 - 2980,07639 = -19,91 кДж.

Пример 4. Реакция восстановления Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению:

Fe₂O₃ (к) + 3 Н₂ (г) = 2 Fе (к) + 3 Н₂O (г); DН_хр = +96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии DS = 0,1387 кДж/(моль×К)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

Решение. Вычисляем DG⁰ реакции:

DG⁰ = DН⁰ -ТDS⁰ = 96,61 - 298×0,1387 = +55,28 кДж,

Так как DG>0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой DG = 0:

 

Следовательно, при температуре»696,5 К начнется реакция восстановления Fe₂O₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример 5. Вычислите DH⁰, DS⁰ и DG⁰_т реакции, протекающей по уравнению Fe₂O₃ (к) + 3 С = 2 Fe + 3 СО (г). Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ углеродом при температуре: 500 или 1000 К?

Решение.

DH⁰_хр = [3 (-110,52) + 2×0] – [-882,10 + 3×0] = -331,56 - 882,10 = +490,54 кДж;

DS⁰_хр = (2/27,2 + 3×197,91) - (89,96 + 3×5,69) = 541,1 Дж/К = 0,5411 кДж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения DG⁰_T = DН⁰ -ТDS⁰:

DG⁰₅₀₀ = 490,54 - 500×0,5411 = +219,99 кДж

DG⁰₁₀₀₀ = 490,54 - 1000×0,5411 = -50,569 кДж

Так как DG₅₀₀>0, а DG₁₀₀₀<0, то восстановление Fe₂O₃ углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

 

 

Таблица 7 Стандартные абсолютные энтропии S⁰₂₉₈ некоторых веществ

Вещество	Состояние	S0298 , Дж/(моль×К)	Вещество	Состояние	S0298 , Дж/(моль×К)
С	Алмаз	2,44	Н2О	г	188,72
С	Графит	5,69	N2	г	191,49
Fe	к	27,2	NH3	г	192,50
Ti	к	30,7	СО	г	197,91
S	Ромб.	31,9	C2H2	г	200,82
TiO2	к	50,3	O2	г	205,03
FeO	к	54,0	H2S	г	205,64
H2O	ж	69,94	NO	г	210,20
Fe2O3	к	89,96	CO2	г	213,65
NH4Cl	к	94,5	C2H4	г	219,45
CH3OH	ж	126,8	Cl2	г	222,95
Н2	г	130,59	NO2	г	240,46
Fe3O4	к	146,4	PCl3	г	311,66
СН4	г	186,19	РСl5	г	352,71
НС1	г	186,68

 

4.1 Контрольные вопросы

61. Вычислите DG⁰₂₉₈ для следующих реакций:

а) 2 NaF (к) + Сl₂ (г) = 2 NаС1 (к) + F₂ (г);

б) РbО₂ (к) + 2 Zn (к) = Рb (к) + 2 ZnO (к).

Можно ли получить фтор по реакции (a) и восстановить РbО₂ цинком по реакции (б)? Ответ: +313,94 кДж: -417,4 кДж.

62. При какой температуре наступит равновесие системы:

4 НС1 (г) + O₂ (г) «2 Н₂О (г)+2 С1₂ (г); DН = -114,42 кДж?

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах? Ответ: 891 К.

63. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению:

Fe₃O₄ (к) + СО (г) = 3 FeO (к) + CO₂

Вычислите DG⁰₂₉₈ и сделайтевывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно DS⁰₂₉₈ в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/моль×К.

64. Реакция горения ацетиленаидет по уравнению:

С₂Н₂ (г) + 5/2 О₂ (г) = 2 СО₂ (г) + Н₂О (ж)

Вычислите DG⁰₂₉₈ и DS⁰₂₉₈. Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(моль×К).

65. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите DS⁰₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/(моль×К); б) -3,25 Дж/(моль×К).

66. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция:

Н₂ (г) + СО₂ (г) = СО (г) + Н₂О (ж); DН = -2,85 кДж?

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите DG⁰₂₉₈ этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.

67. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

2 NO (г) + O₂ (г) «2 NO₂ (г)

Ответ мотивируйте, вычислив DG⁰₂₉₈ прямой реакции. Ответ: -69,70 кДж.

68. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

NН₃ (г) + НС1 (г) = NН₄С1 (к)

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

Ответ: -92,08 кДж.

69. При какой температуре наступит равновесие системы:

СО (г) + 2 Н₂ (г) «СН₃ОН (ж); DН = -128,05 кДж?

Ответ:»385,5 К.

70. При какой температуре наступит равновесие системы.

СН₄ (г) + СO₂ (г) = 2 СО (г) + 2Н₂ (г); DН = 247,37 кДж?

Ответ:»961,9 К.

71. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

4 NН₃ (г) + 5 O₂ (г) = 4 NO (г) + 6 Н₂O (г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -957,77 кДж.

72. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО₂ (г) + 4 Н₂ (г) = СН₄ (г) + 2 Н₂О (ж).

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -130,89 кДж.

73. Вычислите DH⁰, DS⁰ и DG⁰_т реакции, протекающей по уравнению:

Fe₂О₃ (к) + 3 Н₂ (г) = 2 Fe (к) + 3 Н₂O (г)

Возможна ли реакция восстановления Fe₂О₃ водородом при температурах 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/моль×К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

74. Какие из карбонатов: СаСО₃, ВеСО₃ или ВаСО₃ - можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив DG⁰₂₉₈ реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.

75. На основании стандартныхтеплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО (г) + 3 Н₂ (г) = СН₄ (г) + Н₂О (г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -142.16 кДж.

76. Вычислите DH⁰, DS⁰ и DG⁰_т реакции, протекающей по уравнению:

ТiO₂ (к) + 2 С (к) = Тi (к) + 2 СО (г)

Возможна ли реакция восстановления ТiO₂ углеродом при температурах 1000 и 3000 К? Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/моль×К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.

77. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите DG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

С₂Н₄ (г) + 3 О₂ (г) = 2 СО₂ (г) + 2 Н₂О (ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -1331,21 кДж.

78. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₃O₄, протекающая по уравнению:

Fe₃O₄ (к) + СО (г) = 3 FeO (к) + СO₂ (г); DH = 34,55 кДж.

Ответ: 1102,4 К.

79. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению:

РС1₅ (г) = РС1₃ (г) + С1₂ (г); DH = +92,59 кДж.

Ответ: 509 К.

80. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

2 СН₄ (г) = С₂Н₂ (г) + 3 Н₂ (г);

N₂ (г) + 3 Н₂ (г) = 2 NН₃ (г);

С (графит) + O₂ (г) = СO₂ (г).

Почему в этих реакциях DS⁰₂₉₈ >0; <0; = 0? Ответ: 220,21 Дж/моль×К; 2198,26 Дж/моль×К; 2,93 Дж/моль×К.

 

 

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: