ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. Примеры решения задач

Примеры решения задач

 

Тепловым эффектом химической реакцииназываетсяизменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакого другого работы, кроме работы расширение.

Если в результате реакции теплота выделяется, т.е. энтальпия реакции понижается (D Н< 0),то реакция называется экзотермической. Реакция, протекающая с поглощением теплоты, т.е. с повышением энтальпии (D Н> 0), называется эндотермической.

Тепловые эффекты реакции рассчитывают по следствию из закона Гесса на основании стандартных теплот образования энтальпий веществ – D Н⁰ 298 образования вещества. Стандартные теплоты образования простых веществ равны нулю.

Следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, взятых с учетом их стехиометрических коэффициентов.

По следствию из закона Гесса можно рассчитывать и другие термодинамические функции: энтальпию, энтропию, энергию Гиббса.

Критерием самопроизвольного протекания процесса является изобарно–изотермический потенциал или энергия Гиббса, которую можно рассчитать по формуле (через энтальпию и энтропию):

 

 

В изобарно–изотермических условиях самопроизвольно протекают процессы с уменьшением энергии Гиббса:

D G<0.

Состояния равновесия системы достигается при D G = 0, т.е.

0 = DН–Т D S. Из этого уравнения можно найти температуру, при которой наступает состояния равновесия:

 

 

Все стандартные значения термодинамических функций приведены в справочных таблицах 1, 2, 3.

Пример 1.

Вычислите тепловой эффект реакции :

 

 

при 298 К и постоянная давлении.

На основании следствия из закона Гесса и табличных данных стандартных энтальпий и учитывая, что энтальпия простых веществ (Al и Fe) равны нулю, составляем уравнение:

 

 

Данная реакция является экзотермическая, так как < 0, т.е. протекает с выделением тепла.

Пример 2.

Вычислите изменения энтропии в газообразной системе в результате протекания реакции CH_4(г)+H₂O = CO_(г)+ 3H_2(г) при 298 К и постоянном давлении.

По следствию из закона Гесса можно записать:

Значения стандартных энтропий находим в таблице и подставляем в уравнение и рассчитываем энтропию реакцию:

= (197,54+ 3×130,58)–(186,19+188,7)= 214,39 Дж/к × моль.

Пример 3.

Определите температуру Т, при которой установится равновесие реакции

Определяем величины изменения энтальпии и энтропии реакции:

– ,

;

В состоянии равновесия .

Тогда температура будет равна:

.

 

.

Пример 4.

В каком направлении при стандартных условиях может самопроизвольно протекать реакция 3 SO_{2 (г)} « S_(ромб) + 2SO_{3 (г)}?

Изменение энергии Гиббса реакции определяют по уравнению:

Температура Т – абсолютная температура (для стандартных условий Т=298 К). Энтальпию и энтропию реакции рассчитывают по следствию из закона Гесса:

Дж/моль×К=0,200кДж/моль×К.

Рассчитываем энергию Гиббса реакции:

кДж/моль.

Так как > 0,то данная реакция самопроизвольно может протекать в обратном направлении.

Пример 5.

Возможно, ли самопроизвольно протекание реакции

Записываем энергию Гиббса по следствию из закона Гесса:

–

Подставляем конкретные значения в уравнения с учетом, что энергия Гиббса простых веществ равны нулю.

.

Так как – < 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

 

Контрольные задания

41*. Исходя из теплоты образования H2O(ж) и теплового эффекта реакции при стандартных условиях

Н2O2(ж) = H2O(ж) + 1/2 O2(г) ; H = 97,9 кДж,

вычислите перекиси водорода Н2О2.

Таблица 1. Стандартные теплоты (энтальпии) образования некоторых веществ

 

Вещест- во	Состояние	, кДж/моль		Вещест- во	Состояние	, кДж/моль
Al2O3	к (кристалли-ческое)			CaO	к	635,1
CO	г (газообразное)	110,5		CaCO3	к
CO2	г	396,3		FeO	к	263,7
CH4	г	74,85		H2O	ж (жидкое)	285,84
С2H2	г	226,75		H2O	г	241,84
С2H6	г	84,67		H2S	г	20,15
СS2	г	115,3		MgO	к	601,2
SO2	г	296,9		Fe2O3	к	821,3

42*. При сгорании газообразного этана С2Н6образуются CO2(г) и Н2О(ж). Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект.

43*. Сожжены с образованием Н2О(г) равные объемы водорода и ацетилена С2Н2, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз?

44*. Вычислите тепловой эффект реакции при стандартных условиях 2Mg(к)+ CO2(г) = 2MgO(к)+ C(графит).

45*. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида цинка углем с образованием СО, если теплота образования ZnO(к) при стандартных условиях равна 348 кДж/моль.

46*. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода ( = 396,3 кДж/моль) и термохимического уравнения

C(графит) + 2N2О(г) = CO2(г) + 2N2(г) ; Н = 557,5 кДж

вычислите теплоту образования N2O(г).

47*. При взаимодействии газообразных метана СН4и сероводорода Н2S образуются сероуглерод СS2(г) и водород. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект при стандартных условиях.

48*. Исходя из уравнения реакции

СН3ОН(ж) + 3/2 О2(г) = CO2(г) + 2H2O(ж); Н= 726,5 кДж

вычислите стандартную теплоту образования метилового спирта СН3ОН(ж).

49. Исходя из реакции

SiO2+ 2Mg = 2MgO + Si; Н= 372 кДж

вычислите стандартную теплоту образования SiO2(к), если стандартная теплота образования MgO(к) равна 601,2 кДж/моль.

50*. Вычислите теплоту образования СаС2(к) исходя из стандартных теплот образования СаО(к) и СО(г) и стандартного теплового эффекта реакции СаО(к) + 3С(к) = СаС2(к) + СО(г) ; Н = 460 кДж.

51*. Восстановление Fe2O3 водородом протекает по уравнению

Fe2O3(к) + 3Н2(г) = Fe(к) + 3Н2О(г) ; Н= 96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S = 0,1387 кДж/(мольК)?

52**.Рассчитайте значение реакции

Pb(к) + CuO(к) = PbO(к) + Cu(к)

и установите, в каком направлении она может протекать самопроизвольно при стандартных условиях.

53**. Укажите, какая из двух реакций будет протекать самопроиз-вольно при стандартных условиях:

Fe(к) + Al2O3(к) = Al(к) + Fe2O3(к);

Al(к) + Fe2O3(к) = Fe(к) + Al2O3(к).

Ответ подтвердите расчетом.

54**. Установите возможность (или невозможность) самопроиз- вольного протекания реакции

CuO(к) + Н2(г) = Cu(к) + H2O(ж)

при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом.

 

Таблица 2. Стандартные энергии Гиббса образования некоторых веществ

 

Вещество	Состояние	, кДж/моль		Вещество	Состояние	, кДж/моль
Al2O3	к	–1580		Fe2O3	к	–741,5
BaCO3	к	–528,4		H2O	ж	–237,2
BaO	к	–1139		H2O	г	–228,4
CO2	г	–394,4		NH3	г	–16,7
CuO	к	–127,0		NO2	г	–51,8
H2S	г	–33,3		PbO	к	–188,5
SO2	г	–300,4		FeO	к	–244,3

 

 

55**. Определите возможность или невозможность самопроизвольного протекания реакции

4NН3(г) + 5О2(г) = 4NО2(г) + 6H2O(г)

при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом.

56**. Определите, какая из реакций

BaO(к) + CO2(г) = BaCO3(к);

BaCO3(к) = BaO(к) + CO2(г)

термодинамически возможна при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом.

57. На основании стандартных теплот образования * и стандартных энтропий соответствующих веществ *** вычислите реакции, протекающей по уравнению

CO(г) + H2O(ж) = CO2(г) + H2(г).

58. Вычислите для реакции

СаСО3(к) = СаО(к) + CO2(г)

при 25, 500 и 1500 С. Зависимостью * и *** от температуры пренебречь. Сделайте вывод о возможности протекания реакции при указанных температурах.

Таблица 3. Стандартные абсолютные энтропии некоторых веществ

 

Вещество	Состоя-ние	, Дж/(моль·К)		Вещество	Состоя-ние	, Дж/(моль·К)
CO	г	197,4		CaCO3	к	92,90
CO2	г	213,6		H2	г	130,6
CaO	к	39,70		H2O	ж	70,1

 

59*. Вычислите реакции и определите принципиальную возможность или невозможность осуществления при стандартных условиях реакции

SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(к) + 2H2O(ж).

60*. Можно ли оксид железа FeO восстановить алюминием при стандартных условиях? Ответ подтвердите расчетом.

 

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Примеры решения задач

Химическая кинетика изучает скорости химических реакций и механизмы их протекания, а также факторы, влияющие на них.

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице объема реакционного пространства:

,

 

где D С – изменение молярного концентрации, D t – промежуток времени.

Единицы измерения скорости (моль/л × с).

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации реагентов, температуры, давления, присутствия катализатора.