Как составлять термохимическое уравнение реакции. Термохимические уравнения реакций. Расчёты по термохимическим уравнениям

Понятие о термохимических уравнениях реакций

Уравнения химических реакций, в которых указан тепловой эффект, называют термохимическими уравнениями. Тепловой эффект приводят как значение изменения энтальпии реакции АН. В термохимических уравнениях, в отличие от обычных химических уравнений, обязательно указывают агрегатные состояния веществ (жидкое «ж.», твердое «тв.» или газообразное «г.»). Это связано с тем, что одно и то же вещество в разных агрегатных состояниях обладает разной энтальпией. Поэтому химическая реакция с участием одинаковых веществ, но в разном агрегатном состоянии характеризуется разным тепловым эффектом.

Тепловой эффект реакции в термохимических уравнениях обозначают двумя способами:

1) указывают только знак АН — если нужно просто отметить, является реакция экзо- или эндотермической:

Изменение энтальпии, приведенное в термохимическом уравнении,— это такая же часть химического уравнения, как и формулы веществ, и поэтому подчиняется тем же самым соотношениям. Например, для уравнения горения этана:

Для других количеств реагентов или продуктов количество теплоты пропорционально изменится.

Часто для облегчения пользования термохимическими уравнениями коэффициенты в них сокращают так, чтобы перед формулами веществ, по которым ведутся расчеты, стоял коэффициент 1. Конечно, в таком случае другие коэффициенты могут получиться дробными, при этом необходимо пропорционально уменьшать и значение изменения энтальпии. Так, для реакции взаимодействия натрия с водой, приведенной выше, можно записать термохимическое уравнение:

Составление термохимических уравнений реакций Пример 1. При реакции азота количеством вещества 1 моль с кислородом с образованием нитроген(П) оксида поглощается 181,8 кДж энергии. Составьте термохимическое уравнение реакции.

Решение. Поскольку энергия поглощается, то АН является положительным числом. Термохимическое уравнение будет выглядеть так:

Пример 2. Для реакции синтеза гидроген йодида из простых газообразных веществ АН = +52 кДж/моль. Составьте термохимическое уравнение разложения гидроген йодида до простых веществ.

Решение. Реакции синтеза гидроген йодида и его разложения — это противоположные реакции. Анализируя рисунок 18.4, можно сделать вывод, что в этом случае вещества, а следовательно, и их энтальпии одинаковы. Разница только в том, какое из веществ является продуктом реакции, а какое — реагентом. Основываясь на этом, делаем вывод, что в противоположных процессах АН одинаковы по значению, но разные по знаку. Итак, для реакции синтеза гидроген йодида:

Поскольку на практике измеряют массу или объем веществ, то есть необходимость составлять термохимические уравнения, используя именно эти данные. Пример. При образовании жидкой воды массой 18 г из простых веществ выделилось 241,8 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции. Решение. Вода массой 18 г соответствует количеству вещества n(H 2 O) = m / M = 18 г / 18 г / моль = 1 моль. А в уравнении реакции образования воды из простых веществ перед формулой воды стоит коэффициент 2. Значит, в термохимическом уравнении необходимо отметить изменение энтальпии при образовании воды количеством вещества 2 моль, т. е. 241,8 . 2 = 483,6:

На этикетках продуктов питания обязательно приводят данные об их энергетической ценности, которую часто называют калорийностью. Большинство людей информация о калорийности продуктов наводит на размышления: «На сколько я поправлюсь, если я это съем?» На самом деле цифры, которые указаны на этикетке,— это тепловой эффект реакции полного сгорания 100 г этого продукта до углекислого газа и воды. Этот тепловой эффект часто приводят в устаревших единицах измерения теплоты — калориях или килокалориях (1 кал = 4,18 Дж, 1 ккал = 4,18 кДж), откуда и произошел термин «калорийность».

Ключевая идея

Изменение энтальпии — количественная характеристика выделенной или поглощенной теплоты в процессе химической реакции.

Задания для усвоения материала

210. Какие уравнения реакций называют термохимическими?

211. Определите, какие из приведенных термохимических уравнений соответствуют экзотермическим процессам? эндотермическим процессам?

212. По термохимическому уравнению синтеза аммиака вычислите, сколько теплоты выделится: а) при расходовании азота количеством вещества 1 моль; б) образовании аммиака количеством вещества 2 моль. 1\1 2 (г.) + 3Н 2 (г.) = 2NH 3 (n); ДН = -92 кДж/моль.

213. Изменение энтальпии реакции сгорания угля равно 393,5 кДж/моль. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

214. При сгорании метана количеством вещества 1 моль выделилось 890 кДж энергии. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

215. Феррум(11) оксид восстанавливается карбон(11) оксидом до железа. Эта реакция сопровождается выделением 1318 кДж теплоты при получении 1 моль железа. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

216. При взаимодействии водорода с йодом образовался гидроген йодид количеством вещества 2 моль. При этом поглотилось 101,6 кДж энергии. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

217. По термохимическим уравнениям в задании 211 составьте термохимические уравнения реакций: а) образования меркурий(П) оксида из простых веществ; б) разложения гидроген хлорида; в) образования глюкозы в процессе фотосинтеза.

218. При сгорании карбон(И) оксида количеством вещества 2 моль выделилось 566 кДж энергии. Составьте термохимическое уравнение реакции.

219. На разложение барий карбоната массой 197 г расходуется 272 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

220. При взаимодействии железа массой 56 г с серой выделилось 95 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

221. Сравните приведенные термохимические уравнения и объясните различия в изменении энтальпии:

222*. Изменение энтальпии реакции нейтрализации хлоридной кислоты натрий гидроксидом равно -56,1 кДж/моль, а калий гидроксидом — -56,3 кДж/моль. При реакции нитратной кислоты с литий гидроксидом изменение энтальпии равно -55,8 кДж/моль. Как вы считаете, почему тепловые эффекты этих реакций почти совпадают?

Это материал учебника

Видеоурок 2: Расчеты по термохимическим уравнениям

Лекция: Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения

Тепловой эффект химической реакции

Термохимия – это раздел химии, изучающий термические, т.е. тепловые эффекты реакций.

Как вам известно, каждый химический элемент обладает n-количеством энергии. Мы сталкиваемся с этим каждый день, т.к. каждый прием пищи запасает наш организм энергией химических соединений. Без этого у нас не будет сил двигаться, работать. Эта энергия поддерживает в нашем теле постоянную t 36,6.

В момент протекания реакций энергия элементов затрачивается либо на разрушение, либо на образование химических связей между атомами. Для разрушения связи энергию нужно затратить, а для образования выделить. И вот когда выделяемая энергия больше, чем затрачиваемая, образовавшийся избыток энергии превращается в тепло. Таким образом:

Выделение и поглощение теплоты при химических реакциях называется тепловым эффектом реакции , и обозначается буков Q.

Экзотермические реакции – в процессе таких реакций происходит выделение теплоты, и она передается окружающей среде.

У данного типа реакции положительный тепловой эффект +Q. В качестве примера возьмем реакцию горения метана:

Эндотермические реакции – в процессе таких реакций происходит поглощение теплоты.

У данного типа реакции отрицательный тепловой эффект -Q. К примеру, рассмотрим реакцию угля и воды при высокой t:

Тепловой эффект реакции напрямую зависит от температуры, а также от давления.

Термохимические уравнения

Тепловой эффект реакции определяется с применением термохимического уравнения. Чем оно отличается? В данном уравнении возле символа элемента указывается его агрегатное состояние (твердое, жидкое, газообразное). Это необходимо делать т.к. на тепловой эффект химических реакций влияет масса вещества в агрегатном состоянии. В конце уравнения за знаком = указывается численное значение тепловых эффектов в Дж или кДж.

В качестве примера представлено уравнение реакции, показывающее процесс сгорания водорода в кислороде: H 2 (г) + ½O 2 (г) → H 2 O(ж) + 286 кДж.

Уравнение показывает, что на 1 моль кислорода, и на 1 моль образовавшейся воды выделяется 286 кДж теплоты. Реакция - экзотермическая. Данная реакция отличается значительным тепловым эффектом.

При образовании, какого - либо соединения, будет выделяться или поглощаться такое же количество энергии, какое поглощается или выделяется при его распаде на первичные вещества.

Практически все термохимические расчеты, основываются на законе термохимии – законе Гесса. Закон был выведен в 1840 году, знаменитым российским ученым Г. И. Гессом.

Основной закон термохимии : тепловой эффект реакции, зависит от природы и физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути протекания реакции.

Применяя данный закон, удастся вычислить тепловой эффект промежуточной стадии реакции, если известны общий тепловой эффект реакции, и тепловые эффекты других промежуточных стадий.

Знание теплового эффекта реакции имеет большое практическое значение. К примеру, врачи – диетологи используют их при составлении правильного рациона питания; в химической промышленности эти знания необходимы при нагревании реакторов и наконец, без расчёта теплового эффекта невозможно вывести ракету на орбиту.

Задача 10.1. Используя термохимическое уравнение: 2Н 2 (г) + O 2 (г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж , определите массу образовавшейся воды, если выделилось 1479 кДж энергии.

Решение. Записываем уравнение реакции в виде:

Имеем
x = (2 моль 1479 кДж) / (484 кДж) = 6,11 моль .
Откуда
m(Н 2 О) = v М = 6,11 моль 18 г/моль = 110 г
Если в условии задачи не указано количество реагирующего вещества, а сообщается лишь об изменении некоторой величины (массы или объема), относящейся, как правило, к смеси веществ, то удобно вводить в уравнение реакции дополнительный член, соответствующий этому изменению.

Задача 10.2. К смеси этана и ацетилена объемом 10 л (н.у.) добавили 10 л (н.у.) водорода. Смесь пропустили над нагретым платиновым катализатором. После приведения продуктов реакции к исходным условиям объем смеси стал равен 16 л. Определите массовую долю ацетилена в смеси.

Решение. Водород реагирует с ацетиленом, но не с этаном.
С 2 Н 6 + Н2 2 ≠
С 2 Н 2 + 2Н 2 → С 2 Н 6
При этом объем системы уменьшается на
ΔV = 10 + 10 — 16 = 4 л .
Уменьшение объема связано с тем, что объем продукта (С 2 Н 6) меньше объема реагентов (С 2 Н 2 и Н 2).
Запишем уравнение реакции, введя выражение ΔV.
Если в реакцию вступят 1 л С 2 Н 2 и 2л Н 2 , а образуется 1 л С 2 Н 6 , то
ΔV = 1 + 2 — 1 = 2 л .


Из уравнения видно, что
V(С 2 Н 2) = х = 2 л .
Тогда
V(С 2 Н 6) = (10 — х) = 8 л .
Из выражением
m / М = V / V M
имеем
m = М V / V M
m(С 2 Н 2) = М V / V M = (26 г/моль 2л) / (22,4 л/моль) = 2,32 г,
m(С 2 Н 6) = М V / V M ,
m(смеси) = m(С 2 Н 2) + m(С 2 Н 6) = 2,32 г + 10,71 г = 13,03 г ,
w(С 2 Н 2) = m(С 2 Н 2) / m(смеси) = 2,32 г / 13,03 г = 0,18 .

Задача 10.3. Железную пластинку массой 52,8 г поместили в раствор сульфата меди (II). Определите массу растворившегося железа, если масса пластинки стала равной 54,4 г.

Решение. Изменение массы пластинки равно:
Δm = 54,4 — 52,8 = 1,6 г .
Запишем уравнение реакции. Видно, что если из пластинки растворится 56 г железа, то на пластинку будет осаждено 64 г меди и пластинка станет тяжелее на 8 г:


Видно, что
m(Fe) = х = 56 г 1,6 г / 8 г = 11,2 г .

Задача 10.4. В 100 г раствора, содержащего смесь хлороводородной и азотной кислот, растворяется максимум 24,0 г оксида меди(II). После упаривания раствора и прокаливания остатка его масса составляет 29,5 г. Напишите уравнения происходящих реакций и определите массовую долю хлороводородной кислоты в исходном растворе.

Решение. Напишем уравнения реакций:
СuО + 2НCl = СuСl 2 + Н 2 O (1)
СuО + 2НNO 3 = Сu(NO 3) 2 + Н 2 O (2)
2Сu(NO 3) 2 = 2СuО + 4NO 2 + O 2 (3)
Видно, что увеличение массы с 24,0 г до 29,5 г связано только с первой реакцией, ведь оксид меди, растворенный в азотной кислоте по реакции (2), в ходе реакции (3) вновь превратился в оксид меди такой же массы. Если в ходе реакции (1) прореагирует 1 моль СuО массой 80 г и образуется 1 моль СuСl 2 массой 135 г, то масса увеличится на 55 г. Учитывая, что масса 2 моль НСl равна 73 г, напишем уравнение (1) еще раз, добавив выражение Δm.

Видно, что
m(НСl) = х = 73 г 5,5 г / 55 г = 7,3 г .
Находим массовую долю кислоты:
w(НСl) = m(НСl) / m р-ра =
= 7,3 г / 100 г = 0,073 .

Уравнения химических реакций, в которых указаны их тепловые

эффекты, называются термохимическими уравнениями .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Термохимические уравнения имеют ряд особенностей:

а) Поскольку от агрегатных состояний веществ зависит состояние системы

в целом, в термохимических уравнениях с помощью буквенных индексов

(к), (ж), (р) и (г) обозначаются состояния веществ (кристаллическое, жид-кое, растворенное и газообразное). Например,

б) Чтобы тепловой эффект реакции был выражен в кДж/моль одного из ис-ходных веществ или продуктов реакции, в термохимических уравнениях

допускаются дробные коэффициенты. Например,

=−46,2кДж/моль.

в) Часто теплота реакции (тепловой эффект) записывается как∆H

Верхний индекс 0 означает стандартную величину теплового эф-фекта (величину, полученную при стандартных условиях, т. е. при давле-нии 101 кПа), а нижний - температуру, при которой идет взаимодействие.

Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя.

Допускается также почленное сложение и вычитание термохимических уравнений. Это бывает нужно для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно или невозможно измерить в опыте.

11.Сформулируйте закон Гесса и следствие из закона Гесса.

Закон Гессаформулируется следующим образом: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния (энтальпии) исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие 1. Тепловой эффект реакции равен разности сумм теп-лот образования продуктов реакции и теплот образования исход-ных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Следствие 2. Если известны тепловые эффекты ряда реакций, то можно определить тепловой эффект другой реакции, в которую входят вещества и соединения, входящие в уравнения, для которых тепловой эффект известен. При этом с термохимическими уравнениями можно производить самые различные арифметические действия (сложение, вычитание, умножение, деление) как с алгебраическими уравнениями.

12.Что такое стандартная энтальпия образования вещества?

Стандартной энтальпией образования вещества называют тепловой эффект реакции образования 1 моль данного вещества из соответствующего количества простых веществ, находящихся в стандартных условиях.

13.Что такое энтропия? в чем она измеряется?

Энтропия - термодинамическая функция состояния системы, и ее величина зависит от количества рассматриваемого вещества (массы), температуры, агрегатного состояния.

Единицы измерения Дж/К

14.Сформулируйте 2 и 3 законы термодинамики.

Второй закон термодинамики

В изолированных системах (Q= 0, A= 0, U= const) самопроизвольно идут

только те процессы, которые сопровождаются ростом энтропии системы, т. е.S>0.

Самопроизвольный процесс заканчивается при достижении максимальной при

данных условиях энтропии S max, т. е. когда ∆S= 0.

Таким образом, в изолированных системах критерием самопроизвольного про-цесса является возрастание энтропии, а пределом такого процесса -∆S= 0.

Третий закон термодинамики

Энтропия каждого химического элемента в идеальном кристаллическом состо-янии при температуре, близкой к абсолютному нулю, близка к нулю.

Энтропия неидеальных кристаллов больше нуля, т. к. их можно рассматривать

как смеси, обладающие энтропией смешения. Это справедливо также для кри-сталлов, имеющих дефекты кристаллической структуры. Отсюда следует принцип

недостижимости абсолютного нуля температуры. В настоящее время достигнута

самая низкая температура 0,00001 К.

Задача 1. Термохимическое уравнение реакции

Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив его тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакцию вступило 10 л этилена при н.у.?

Решение: Составим термохимическое уравнение реакции:

С 2 Н 4 (r) + H 2 O(r) = C 2 H 5 OH(r) DHхр = ?

Согласно следствия закона Гесса:

DНхр = DH С2Н5ОН(r) - DH C 2 H 4(r) - DH H 2 O (r)

Подставляем значения DН из таблицы:

DНхр = -235,31 – 52,28 – (-241,84) = -45,76кДж

Один моль этилена (н.у.) занимает объем 22,4 л. Исходя из следствия закона Авогардо, можно составить пропорцию:

22,4 л С 2 Н 4 ¾ 45,76 кДж

10 л С 2 Н 4 ¾DНхр DНхр =20.43 кДж

Если в реакцию вступило 10 л С 2 Н 4 , то выделяется 20,43кДж теплоты.

Ответ:20,43кДж теплоты.

Задача 2 . Определение энтальпии реакции
Определить изменение энтальпии химической реакции и ее тепловой эффект.
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Решение:
По справочнику определим энтальпии образования компонентов.
ΔH 0 (NaOH) = -426 кДж/моль.
ΔH 0 (H 2 SO 4) = -813 кДж/моль.
ΔH 0 (H 2 O) = -285 кДж/моль.
ΔH 0 (Na 2 SO 4) = -1387 кДж/моль.
По следствию из закона Гесса определим изменение энтальпии реакции:
ΔHх.р. = [ΔH(Na 2 SO 4) + 2ΔH(H 2 O)] - [ΔH(H 2 SO 4) + 2ΔH(NaOH)] =
= [-1387 + 2(-285)] - [-813 + 2(-426)] = - 1957 - (-1665) = - 292 кДж/моль.
Определим тепловой эффект:
Q = - ΔHх.р. = 292 кДж.
Ответ: 292 кДж.
Задача 3. Гашение извести описывается уравнением: СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 .
ΔHх.р. = - 65 кДж/моль. Вычислить теплоту образования оксида кальция, если ΔH 0 (H 2 O) = -285 кДж/моль,
ΔH 0 (Ca(OH) 2) = -986 кДж/моль.
Решение:
Запишем по закону Гесса:
ΔHх.р. = ΔH 0 (Ca(OH) 2) - ΔH 0 (H 2 O) - ΔH 0 (CaO)
Отсюда,
ΔH 0 (CaO) = ΔH 0 (Ca(OH) 2) - ΔH 0 (H 2 O) - ΔHх.р. = - 986 - (-285) - (-65) = - 636 кДж/моль.

Ответ: - 636 кДж/моль.

Задача 4. Рассчитайте энтальпию образования сульфата цинка из простых веществ при T = 298 K на основании следующих даных:
ZnS = Zn + S ΔH 1 = 200,5 кДж
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 ΔH 2 = - 893,5 кДж
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ΔH 3 = - 198,2 кДж
ZnSO 4 = ZnO + SO 3 ΔH 4 = 235,0 кДж
Решение:
Из закона Гесса следует, что, поскольку путь перехода не важен, расчеты подчиняются алгебраическим правилам работы с обычными уравнениями. Иными словами, их можно "тасовать" как угодно. Попробуем применить эту возможность.
Нам необходимо прийти к уравнению:
Zn + S + 2O 2 = ZnSO 4.
Для этого скомпонуем имеющийся "материал" так, чтобы слева оказались Zn, S, O 2 , а справа - сульфат цинка. Перевернем первое и четвертое уравнение слева направо, а во втором и третьем разделим коэффициенты на 2.
Получим:
Zn + S = ZnS
ZnS + 1,5O 2 = ZnO + SO 2
SO 2 + 0,5O 2 = SO 3
ZnO + SO 3 = ZnSO 4.
Теперьпопростусложимправыечастиилевыечасти.
Zn + S + ZnS + 1,5O 2 + SO 2 + 0,5O 2 + ZnO + SO 3 = ZnS + ZnO + SO 2 + SO 3 + ZnSO 4
Чтобудетравно
Zn + S + 2O 2 + ZnS + SO 2 + SO 3 + ZnO = ZnS + SO 2 + SO 3 + ZnO + ZnSO 4

Видно, да, чтополучается? Все подчеркнутое сокращаем (опять же, чистая арифметика!)
И имеем в итоге
Zn + S + 2O 2 = ZnSO 4 - что и требовалось.
Теперь применим тот же принцип и к энтальпиям. Первую и четвертую реакции перевернули, значит, энтальпии получат противоположный знак. Вторую и третью делим пополам (поскольку делили коэффициенты).
ΔH = - 200,5 + (-893,5/2) + (-198,2/2) + (-235,0) = - 981,35 кДж/моль.
Ответ:- 981,35 кДж/моль.

Задача 5. Вычислите энтальпию реакции полного окисления этилового спирта до уксусной кислоты, если энтальпия образования всех веществ, участвующих в реакции, равны:

∆Нº обр. С 2 Н 5 ОН ж = - 277 кДж/моль;

∆Нº обр. СН 3 СООН ж = - 487 кДж/моль;

∆Нº обр. Н 2 О ж = - 285,9 кДж/моль;

∆Нº обр. О 2 = 0

Решение: Реакция окисления этилового спирта:

С 2 Н 5 ОН + О 2 = СН 3 СООН + Н 2 О

Из закона Гесса следует, что ∆Н р-ции = (∆Нº обр. СН 3 СООН + ∆Нº обр. Н 2 О) –

(∆Нº обр. С 2 Н 5 ОН + ∆Нº обр. О 2) = - 487 – 285,9 + 277,6 = - 495,3 кДж.

Задача 6. Определение теплоты сгорания

Вычислите теплоту сгорания этилена С 2 Н 4 (г) + 3O 2 = 2СO 2 (г) + 2H 2 O(г) если теплота его образования равна 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 5 л. этилена?
Решение:
Определим изменение энтальпии реакции по закону Гесса.
По справочнику определим энтальпии образования компонентов, кДж/моль:
ΔH 0 (C 2 H 4 (г)) = 52.
ΔH 0 (CO 2 (г)) = - 393.
ΔH 0 (H 2 O(г)) = - 241.
ΔHх.р. = - = -1320 кДж/моль.
Количество выделившегося тепла при сгорании 1 моль этилена Q = - ΔHх.р. = 1320 кДж
Количество теплоты, выделяющейся при сгорании 5 л. этилена:
Q1 = Q * V / Vm = 1320 * 5 / 22,4 = 294,6 кДж.
Ответ:294,6 кДж.

Задача 7. Температура наступления равновесия
Определить температуру, при которой наступит равновесие системы:
ΔHх.р. = + 247,37 кДж.
Решение:
Критерием возможности протекания химической реакции служит энергия Гиббса, ΔG.
ΔG < 0, реакция возможна.
ΔG = 0, порог возможности.
ΔG > 0, реакция невозможна.
С энтальпией и энтропией энергия Гиббса связана соотношением:
ΔG = ΔH - TΔS.
Отсюда, для наступления равновесия (достижения порога), должно выполниться соотношение:
T = ΔH/ΔS
Определим изменение энтропии по следствию из закона Гесса.
CH 4 (г) + CO 2 (г) = 2CO (г) + 2H 2 (г)
ΔS 0 х.р. = -
Выписав из справочника соотв. значения, решаем:
ΔS 0 х.р. = (2*198 + 2*130) - (186 + 213) = 656 - 399 = 257 Дж/моль*К = 0,257 кДж/моль*К.
T = ΔH/ΔS = 247,37/0,257 = 963 о К.
Ответ:963 о К.

Задача 8. Знак изменения энтропии

Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии процессов:
1. H 2 O(г) ---> H 2 O(ж)
2. 2H 2 S + O 2 = 2S(тв.) + 2H 2 O(ж)
3. (NH 4) 2 CO 3 (тв.) = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O (все продукты газообразны).

Решение:
Поскольку энтропия - мера неупорядоченности системы, то выполняется общая закономерность:
S(тв.) < S(жидкость) < S(газ).
В свете этого проанализируем задачу.
1. Из газа конденсируется жидкость.
Поскольку S(жидкость) < S(газ), ΔS < 0.
2. Из 3 моль газов получается 2 моль тв. вещества и 2 моль жидкости.
Очевидно, что ΔS < 0.
3. Из твердого вещества получаются газы.
Поскольку S(тв.) < S(газ), ΔS > 0.

Задача 9. Возможность процесса

Заданы условия:
1. ΔS < 0, ΔH < 0
2. ΔS < 0, ΔH > 0
3. ΔS > 0, ΔH < 0
4. ΔS > 0, ΔH > 0
Проанализировать возможность протекания реакции.
Решение:
В решении будем опираться на формулу: ΔG = ΔH - TΔS. (Подробнее - см. задача № 7).
1. При ΔS < 0, ΔH < 0.
Первое слагаемое формулы (ΔH) меньше нуля, а второе, за счет отрицательного знака энтропии, больше нуля
(-T(-ΔS) = +TΔS) . Возможность реакции будет определяться соотношением величин первого и второго слагаемого. Если значение энтальпии (по модулю) будет больше произведения TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), т.е. в целом энергия Гиббса будет меньше нуля, реакция возможна.
2. ΔS < 0, ΔH > 0.
И первое, и второе слагаемое больше нуля. Энергия Гиббса больше нуля. Реакция невозможна.
3. ΔS > 0, ΔH < 0.
Первое слагаемое меньше нуля, второе - тоже. Энергия Гиббса меньше нуля, реакция возможна.
4. ΔS > 0, ΔH > 0
Первое слагаемое формулы (ΔH) больше нуля, а второе, за счет положительного знака энтропии, больше нуля
(-T(+ΔS) = - TΔS) . Возможность реакции будет определяться соотношением величин первого и второго слагаемого. Если значение энтальпии (по модулю) будет больше произведения TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), т.е. в целом энергия Гиббса будет больше нуля, реакция невозможна. Однако, с ростом температуры будет расти (по модулю) второе слагаемое, и за определенным пределом температуры реакция станет возможна.
Ответ: 1 – возможна; 2 - невозможна.; 3 – возможна; 4 – возможна.
Задача 10. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислить DG o 298 реакции СО(г) + H 2 O(ж) = СО 2 (г) + Н 2 (г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Решение: DG о определяем из уравнения DG o =DH o -TDS o

DHхр = DН СО2 - DН СО - DН Н2О (ж) == -393,51 – (110,52) – (-285,84) = -218,19 кДж.

DSхр = S CO2 + S H2 - S CO – S H2O (ж) = = 213,65+130,59–197,91–69,94=76,39 Дж/моль×К

или 0,07639 кДж.

DG = -218,19 – 298 × 0,07639 = -240,8 кДж

DG<0, значит реакция возможна.

Ответ:реакция возможна.

Варианты контрольных заданий

Вариант 1

1. Как вычислить изменение энергии Гиббса в реакции по термодинамическим характеристикам исходных веществ и продуктов реакции?

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

FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СО 2 (г); ∆Н 1 = -13,18 кДж;

СО(г) + О 2 (г) = СО 2 (г); ∆Н 2 = -283,0 кДж;

Н 2 (г) + О 2 (г) = Н 2 О(г); ∆Н 3 = -241,83 кДж.

Ответ : +27,99 кДж.

Вариант 2

1. Каковы термодинамические условия самопроизвольного протекания химической реакции?

2. Газообразный этиловый спирт С 2 Н 5 ОН можно получить при взаимодействии этилена С 2 Н 4 (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Ответ: -45,76 кДж.

Вариант 3

1. Что называется термохимическим уравнением? Почему в нём необходимо указывать агрегатное состояние веществ и их полиморфные модификации?

2. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлороводорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ : 78,97 кДж.

Вариант 4

1. Каковы две системы знаков тепловых эффектов?

2. 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 С 6 Н 6 (ж). Ответ : +49,03 кДж.

Вариант 5

1. Что называется стандартной теплотой (энтальпией) образования соединения? Какие условия называются стандартными?

2. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и водородом, в результате которой образуются СН 4 (г) и Н 2 О(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.

Вариант 6

1. Сформулируйте закон Гесса и следствие из этого закона. Какова взаимосвязь закона Гесса и закона сохранения энергии?

2. Восстановление Fe 3 O 4 оксидом углерода идет по уравнению

Fe 3 O 4 (к) + CO(г) = 3FeO(к) + CO 2 (г).

Вычислите ∆G 0 298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S 0 298 в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/К.

Вариант 7

1. В каком направлении самопроизвольно протекают химические реакции? Что является движущей силой химического процесса?

2. 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 С 2 Н 5 ОН(ж). Ответ : -277,67 кДж.

Вариант 8

1. Что такое изобарно – изотермический потенциал химической реакции и как он связан с изменением энтальпии и энтропии реакции?

2. Тепловой эффект реакции равен –560,0 кДж. Вычислите стандартную теплоту образования .Ответ : 83,24 кДж/моль.

Вариант 9

1. Что такое энтропия реакции?

2. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите ∆G 0 298 реакции, протекающей по уравнению NH 3 (г) + HCl(г) = NH 4 Cl(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ : -92,08 кДж.

Вариант 10

1. Как изменяется энтропия с увеличением движения частиц в системе?

2. Пользуясь значениями реагирующих веществ, вычислите реакции и определите, может ли она осуществиться при стандартных условиях.

Вариант 11

1. Основные Понятия термодинамики: система, фаза, виды систем, параметры состояния систем, виды процессов.

2. Определить энтальпию реакции спиртового брожения глюкозы

С 6 Н 12 О 6 2С 2 Н 5 ОН + 2СО 2

ферменты

∆Нº 298 (С 6 Н 12 О 6) = - 1273,0 кДж/моль

∆Нº 298 (С 2 Н 5 ОН) = - 1366,91 кДж/моль

∆Нº 298 (СО 2) = - 393,5 кДж/моль

Вариант 12

1. Первый закон термодинамики для изохорного и изобарного процессов. Энтальпия.

2. Определить энтальпию реакции: NH 3 (г) + НСl (г) = NH 4 Cl (Т)

∆Нº 298 (НCl) = - 92,3 кДж/моль

∆Нº (NН 3) = - 46,2 кДж/моль

∆Нº (NH 4 Cl) = - 313,6 кДж/моль

Вариант 13

1. Термохимия: экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения, их особенности.

2. Определите какая из данных реакций экзо-, а какая эндотермическая реакция? Ответ обоснуйте.

N 2 + O 2 D 2NO ∆Н = + 80 кДж

N 2 + 3H 2 D 2NO 3 ∆Н = - 88 кДж

Вариант 14

1.Что такое параметры системы? Какие параметры Вы знаете?

2. Вычислить энтальпию образования газообразного серного ангидрида,если при сгорании 16 г.серы выделилось 197.6 кДж тепла.

Вариант 15

1. Перечислить функции состояния системы.

4HCl(г) + О 2 (г) ↔ 2Н 2 О(г) + 2Сl 2 (г); ∆Н =-114,42 Дж.

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

Вариант 16

1. Какие типы термодинамических процессов Вы знаете?

2. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция Н 2 (г) + СО 2 (г) = СО(г) + Н 2 О(ж); ∆Н = -2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ∆G 0 298 этой реакции. Ответ : -19,91 кДж.

Вариант 17

1. Закон Гесса и следствия, вытекающие из него.

2. Определите системы . Ответ : 160,4 Дж/(моль·К).

Вариант 18

1. Чем отличается энтальпия образования вещества от энтальпии реакции?

2. Вычислите ∆Н 0 ,∆S 0 ,∆G 0 Т реакции, протекающей по уравнению Fe 2 O 3 (к) + 3Н 2 (г) = 2Fe(к) + 2Н 2 О(г). Возможна ли реакция восстановления Fe 2 O 3 водородом при 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

Вариант 19

2. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:

Н 2 (г) + О 2 (г) = Н 2 О; ∆Н 1 = -285,84 кДж;

С(к) + О 2 (г) = СО 2 (г); ∆Н 2 = -393,51 кДж;

СН 4 (г) + 2О 2 (г) = 2Н 2 О(ж) + СО 2 (г); ∆Н 3 = -890,31 кДж.

Ответ : -74,88 кДж.

Вариант 20

1. Какие процессы сопровождаются увеличением энтропии?

2. Подсчитав реакции, определите, какая из двух реакций термодинамически возможна: ; .

Вариант 21

1. Что называется стандартной энтальпией образования?

2. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆G 0 298 реакции, протекающей по уравнению СО 2 (г) + 4Н 2 (г) = СН 4 (г) + 2Н 2 О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ : -130,89 кДж.

Вариант 22

1. Каков знак ∆ G процесса таяния льда при 263 К?

2. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ∆S 0 298 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).

Вариант 23

1. Каков знак ∆ H процесса горения угля?

2. При стандартных условиях реакция протекает самопроизвольно. Определите знаки ∆Ни ∆S в этой системе.

Вариант 24

1. Каков знак ∆ S процесса сублимации “сухого льда”?

2. Вычислите ∆Н О,∆S О,∆G О Т реакции, протекающей по уравнению TiO 2 (к) +2C(к) = Ti(к) + 2СО(г). Возможна ли реакция восстановления TiO 2 углеродом при 1000 и 3000 К? Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.

Вариант 25

1. Каков знак изменения энтропии в процессе кипения воды?

2. Найдите изменение внутренней энергии при испарении 75г этилового спирта при температуре кипения, если удельная теплота его испарения равна 857,7 Дж/г, а удельный объем пара при температуре кипения равен 607 см 3 /г. Объемом жидкости пренебречь. Ответ : 58,39 кДж.

Вариант 26

1. II закон термодинамики. Теорема Карно - Клаузиуса.

2. Рассчитайте расход тепловой энергии при реакции , если было получено 336г железа. Ответ : –2561,0 кДж.

Вариант 27

1. III закон термодинамики.

2. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

С 2 Н 2 (г) + О 2 (г) = 2СО 2 (г) + Н 2 О(ж)

Вычислите ∆G 0 298 и ∆S 0 298 . Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(моль∙К).

Вариант 28

1. Теорема Нернста.

2. 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.

Вариант 29

1. Постулат Планка.

2. При какой температуре наступит равновесие системы

СН 4 (г) + СО 2 (г) ↔ 2СО(г) + 2Н 2 (г); ∆Н = +247,37 кДж?

Вариант 30

1. Основы термодинамических расчетов

2. Подсчитав тепловой эффект и изменение энергии Гиббса при 25ºC для реакции , определите для этой реакции. Ответ : –412,4 Дж/(моль·К).

Похожая информация.