Задачи для самостоятельного решения

Пример 1. Что имеет большую энтропию: 1 моль кристаллического вещества или I моль его парой 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 движении 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.

 

 

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе СН4 (г) + С02 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г)?

Решение: для ответа на поставленный вопрос следует вычислить ΔG°₂₉₈ прямой реакции соответствующих веществ даны в приложении

1. Зная, что ΔG есть функция состояния и что ΔG для простых веществ, находящихся в агрегатных состояниях, устойчивых при стандартных условиях, равны нулю, находим ΔG°₂₉₈ процесса:

ΔG°₂₉₈ = 2(-137,27) + 2(0) – (-50,79 – 394,38) = + 170,63 кДж.

То, что ΔG °₂₉₈ > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 1*10⁵ПА.

 

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропии веществ(табл.3) вычислите ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

СО (г) + H₂О (ж) = СО₂ (г) + Н₂ (г)

Решение: ΔG⁰ = ΔH⁰ - TΔS⁰; ΔH и ΔS — функции состояния, поэтому

ΔН⁰_х.р. = ∑ΔН⁰_прод. - ∑ΔН⁰_исх.

ΔS⁰_х.р. = ∑ΔS⁰_прод. - ∑ΔS⁰ _исх.

ΔН⁰_х.р.= (393,51 + 0) – (-110,52 – 285,84) = +2,85 кДж

ΔS⁰_х.р. = (213,65 + 130,59) – (197,91 + 69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж/моль * град

ΔG⁰ = +2,85 – 298 (0,07639) = -19,91 кДж.

 

Пример 4. Восстановление Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению

Fe₂O₃(к) + ЗН₂(г) == 2Fe(к) + ЗН₂О(г); ΔH = 96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ΔS = 0,1387 кДж/моль*град? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O_з?

Решение: вычисляем ΔG⁰ реакции:

ΔG = ΔH - TΔS = 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 = TΔS; T = ΔH = 96,61 = 696,5 K.

ΔS 0,1387

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

 

2.4. Задачи для самостоятельного решения:

1. Теплоты образования ΔН °₂₉₈ оксида и диоксида азота соответственно равны +90,37 кДж и + 33,85 кДж. Определите ΔS °298 и ΔG °₂₉₈ для реакций 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/моль * град; - 60,315 Дж/моль* град; +86,81 кДж; + 51,82кДж.

 

2. При какой температуре наступит равновесие системы:

4НС1 (r) + О₂ (г) == 2Н₂О (г) + 2Cl₂ (г);

ΔH = -114,42 кДж.

Что является более сильным окислителем: хлор или кислород в этой системе и при каких температурах?

Ответ: 891 К.

 

3. Восстановление Fe₃О₄, оксидом углерода идет по уравнению

Fe₃О₄(к) + СО(г) = ЗFеО(к) + СО₂(г).

Вычислите ΔG°₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ΔS°₂₉₈ в этом процессе?

Ответ: +21,19 кДж; 31,34 Дж/моль* град.

 

4. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

С₂H₂ (г) + 5/2О₂ (г) = 2СО₂ (г) + H₂O (ж)

Вычислите ΔG°₂₉₈ и ΔS°₂₉₈ и объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции.

Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/моль* град.

 

5. Уменьшается или увеличивается энтропия на переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ΔS°₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/моль* град, б) —3,25 Дж/моль*град.

 

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

H₂(г) + СО₂(г) == CO(г) + Н₂О(ж); ΔH = -2,85 кДж.

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ΔG °₂₉₈ реакции.

Ответ: +19,91 кДж.

 

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

2NO(г) + О₂(г) == 2NО₂(г)?

Ответ мотивируйте, вычислив ΔG°₂₉₈ прямой реакции.

Ответ: -69,70 кДж.

 

8. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

NН₃ (г) + НCl (г) = NН₄Cl (к)

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

Ответ: -92,08 кДж.

 

9. При какой температуре наступит равновесие системы

CO(г) + 2H₂(г) == CH₃OH(ж); ΔH = - 128,05 кДж.

Ответ: 385,5 К.

 

10. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению

CH₄(г) + CO₂ = 2СО(г) + 2Н₂ (г); ΔH = + 247,37 кДж.

При какой температуре начнется эта реакция?

Ответ: 961,9 К.

 

11. Определитe ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

4NH₃ (г) + 5О₂ (г) == 4NO (г) + 6H₂O(г)

Вычисления сделайте на основании стандартных теплот и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях.

Ответ: -959,86 кДж.

 

12. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ΔG°₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

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

 

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: -130,85 кДж.

 

1З. Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из ΔS°₂₉₈ соответствующих газов, так как ΔS с изменением температуры изменяется незначительно. Чем можно объяснить отрицательные значения ΔS?

Ответ: -198,26 Дж/моль* град.

 

14. Какие из карбонатов: BeCO₃, СаСО₃ или ВаCО₃ можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив ΔG°₂₉₈ реакций.

Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.

 

 

III. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье-Брауна.

Характер смещения под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать применяя принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывается воздействие из вне, то равновесие в системе смещается так, чтобы ослабить внешнее воздействие.

Влияние концентраций.

Повышение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие реакции в сторону расходования вещества.

Понижение концентрации – в сторону образования вещества.

Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты (эндотермической), а понижение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с выделением теплоты (экзотермической).

Влияние давления.

Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема и, наоборот, понижение давления – в сторону реакции, идущей с увеличением объема.

 

Примеры решения задач.

Пример 1. Как изменится скорость реакции, протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

2NO(г.)+О₂(г.)= 2NO₂

Решение: увеличить давление в 4 раза означает увеличит и концентрацию газов во столько же раз.

1. Определяем скорость реакции до повышения давления.

V₁ = K*C²_NO*CO₂

2. Определяем скорость реакции после повышения давления.

V₂ = K*(4C_NO)² * (4CO₂) = 64 K*C²_NO*CO₂

3. Определяем во сколько раз возросла скорость реакции

V2 = 64 *K*C²_NO*CO₂ = 64

V1 K*C₂NO*CO₂

Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.

 

Пример 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20 С до 50 С0. Температурный коэффициент равен 3.

Решение: по правилу Вант – Гоффа Vт₂ = Vт₁ * γ^T2-T1/10

По условию задачи требуется определить Vт₂

Vт₁

Подставим данные в формулу:

Vт₂ = γ^{T2 - T1/10} = 3^(50-20)/10 = 3³ = 27

Vт₁

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

Пример 3. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ и определение их исходных концентраций.

При синтезе аммиака N₂ + ЗН₂ == 2NН₃ равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): C_N2 = 2,5; C_H2 = 1,8; C_NH3 = 3,6. Paсчитайте константу равновесия этой реакции и концентрации азота и водорода.

Решение: определяем константу равновесия этой реакции:

K*_C = C²_NH3 = (3,6)² = 0,89

C_N2*C³_H3 2,5*(1,8)³

Константа равновесия, вычисленная по концентрациям реагирующих веществ, обозначается Кс

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH₃ расходуется один моль азота, а на образование 3,6 молей аммиака потребовалось 3,6/2=1,8 моля азота. Учитывая равновесную концентрацию азота,

находим его первоначальную концентрацию:

C_исхN2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л

На образование двух молей NH3 необходимо израсходовать 3 моля водорода, а доля получения 3,6 моля аммиака требуется

3*3,6/2 = 5,4 моля.

C_исхН2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л

Ответ: C_N2 = 4,3

C_H2 = 7,2

 

Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н₂O (г) ==СО₂(г) + Н₂ (г)

при 850⁰С равна 1. Вычислите, концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [CO]_исх = 3 моль/л, [H₂O]_исх = 2 моль/л.

Решение: при равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

V_пр = K₁[CO] [H₂O];

V_обр = K₂[CO₂] [H₂];

K_равн = K₁ = [CO₂] [H₂]

K₂ [CO] [H₂O]

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение K_равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [CO₂]_равн = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂, и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:

[CO₂]_равн =[Н₂]_равн = х моль/л,

[CO₂]_равн = (3 - х) моль/л,

[Н₂O]_равн = (2 - х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и исходные концентрации всех веществ:

1 = х²

(3-х)*(2-х),

 

х² = 6 - 2х – 3х + х²; 5х = 6, х = 1,2 моль/л

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[CO₂]_равн = 1,2 моль/л.

[Н₂]_равн = 1,2 моль/л.

[CO]_равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л.

[Н₂О]_равн = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.

 

Пример 5. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl₅ (г) == PCl₃ (г) + Сl₂ (г); ΔН = + 129,7 кДж.

Как надо изменить: а) температуру, б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РСl₅?

Решение: смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение, равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется но принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС1₅ эндотермическая (ΔН > 0), то для смешения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; 6) так как в данной системе разложение РСl₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнут, как увеличением концентрации РСl₅, так и уменьшением концентрации PCl₃ или Cl₂.

 

⇐ Предыдущая123Следующая ⇒

Поделиться: Я.Мессенджер ВКонтакте Одноклассники Telegram Twitter Мой Мир

Воспользуйтесь поиском по сайту: