Главная Обратная связь

Дисциплины:

Архитектура (936)
Биология (6393)
География (744)
История (25)
Компьютеры (1497)
Кулинария (2184)
Культура (3938)
Литература (5778)
Математика (5918)
Медицина (9278)
Механика (2776)
Образование (13883)
Политика (26404)
Правоведение (321)
Психология (56518)
Религия (1833)
Социология (23400)
Спорт (2350)
Строительство (17942)
Технология (5741)
Транспорт (14634)
Физика (1043)
Философия (440)
Финансы (17336)
Химия (4931)
Экология (6055)
Экономика (9200)
Электроника (7621)






Энергетика химических процессов. (термохимические расчеты)



(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, являетсяфункцией 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:



QP = DU + pDV,

QP = (U2-U1) + p (V2-V1),

QP = (U2 + pV2) - (U1 + pV1).

Сумму U + pV обозначим через H, тогда:

QP = 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 QP равна изменению энтальпии системы DH (если единственным видом работы является работа расширения):

QP = DH

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (DH) 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 DV = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

QV = DU

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

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

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 (DH х.р..) равен сумме теплот образования DHобр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:



 

DH х.р. = SDH 0прод - SDH 0исх (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 QP, равные изменению энтальпии системы DH. Значение DH 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 DH<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
3 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 Н23/2 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:

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

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

DHс2н6 = 2 DHсо2 + 3 DHн2о - DHх.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:

DHх.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 (DS) зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояния и не зависит от пути процесса:

DS х.р. = SDS 0прод - SDS 0исх (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 DG, можно найти из соотношения:

DG = (H2-H1) – Т(S2-S1); DG = DH - TDS

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

DGх.р. = SDG 0прод - SDG 0исх (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 2 г -51,81
NaCl к -384,03 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:

0хр = SDН0прод - SDН0исх; DS0хр = SDS0прод - SDS0исх

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

DS0хр = (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); DНхр = +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 DG0т 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.

DH0хр = [3 (-110,52) + 2×0] – [-882,10 + 3×0] = -331,56 - 882,10 = +490,54 кДж;

DS0хр = (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 DG0T = 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:

3 (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 DG0т 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 DG0т 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.

 

 


Эта страница нарушает авторские права

allrefrs.ru - 2017 год. Все права принадлежат их авторам!