Как найти энтальпию образования fe2o3

Fe_(к)
+1/2O_2(г)
= FeO_(к),
D_rH^o(298
K,
1) = – 264,8 кДж. (4.1)

4FeO_(к)
+ O_2(г)
=
2Fe₂O_3(к),
D_rH^o(298
K,
2) = – 585,2 кДж. (4.2)

Дано: Термохимические уравнения двух реакций	Решение Стандартная энтальпия образования вещества есть тепловой эффект реакции образования 1 моль Fe2O3(к) из простых веществ при стандартных условиях. Запишем
DrHo(298 K) искомой реакции

термохимическое
уравнение реакции образования Fe₂O_3(к)
из простых веществ Fe_(к)
и O_2(г):

2Fe_(к)
+ 3/2O_2(г)
= Fe₂O_3(к).
(4.3)

Из
двух реакций (4.1) и (4.2) необходимо получить
реакцию (4.3).
Для этого складываем термохимические
уравнения (4.1) и (4.2), предварительно
умножив на 2 стехиометрические коэффициенты
реакции (4.1) и разделив на 2 стехиометрические
коэффициенты реакции (4.2):

2Fe_(к)
+ O_2(г)
+ 2FeO_(к)
+ ½O_2(г)
=
2FeO_(к)
+ Fe₂O_3(к).

После
сокращения получаем уравнение реакции
(4.3):

2Fe_(к)
+ 3/2O_2(г)
= Fe₂O_3(к).

Для
определения изменения стандартной
энтальпии реакции (4.3)
аналогичные математические действия
осуществляем с тепловыми эффектами
приведенных реакций (4.1) и (4.2):

D_rH^o(298
K, 3) = 2D_rH^o(298
K, 1) + ½D_rH^o(298
K, 2) =

=
2(-264,8) + ½(-585,2) = – 822,2 кДж.

Так
как реакция (4.3) соответствует образованию
1 моль Fe₂O₃
из простых веществ, то

D_fH^o(298
K,
Fe₂O₃)
= – 822,2 кДж/моль.

Ответ:
D_fH^o(298
K,
Fe₂O₃)
= – 822,2 кДж/моль.

Уровень с

1. Вычислить стандартную энтальпию растворения NaOh в воде, если при растворении 10 г NaOh в 250 мл воды температура раствора повысилась от 20 до 29,7 ºС. Удельная теплоемкость раствора 3,99 Дж/(г·к).

Дано:	Решение Стандартную энтальпию растворения рассчитываем по уравнению = , кДж/моль где МNaOH – молярная масса NaOH, г/моль; Qp = mр-ра·Ср(р-ра)·() –коли-
Dраств.Ho(298 K, NaOH) – ?

чество
выделившейся теплоты при растворении
NaOH,
Дж;

m_р-ра
– масса
раствора, г;

С_р(р-ра)
– теплоемкость раствора, кДж/(г×К);

1000
– пересчет джоулей в килоджоули.

Для
рассматриваемой задачи

= 29,7 – 20 = + 9,7º.
При этом
знак «+» указывает на повышение температуры
при растворении, а знак «–» – на понижение
температуры.

m_р-ра
= m
+ m
= 10 + 250 = 260 г.

Тогда
Q_Р
= (10 + 250)·3,99·9,7 = 10062,8 Дж,

D_раствH^o(298
K,
NaOH)
=
.

Ответ:
D_раств.H^o(298
K,
NaOH)
= – 40,25 кДж/моль.

1. Используя справочные данные по DfHo(298 k, в) и So(298 k, в), вычислить изменение энергии Гиббса реакции и сделать вывод о возможности протекания реакции

Al₂S_3(к)
+ 6Н₂О_(ж)
= 2Al(OH)_3(к)
+ 3H₂S_(г)

при
температуре 300
К.

Дано: Уравнения реакции	Решение Возможность самопроизвольного про-текания реакции при 300 К, определяется
DrGo(300 K) – ?

знаком
величины изменения энергии Гиббса для
данной реакции:

если
Δ_rG°(300
К) < 0, самопроизвольное протекание
реакции при заданных условиях возможно;

если
Δ_rG°(300
К) > 0, то при заданной температуре
реакция невозможна.
_.

Значение
Δ_rG°(300
К) рассчитываем по формуле

Δ_rG°(300
К) = Δ_rН°(298
К)·10³
– Т
Δ_rS°(298
К),

где Δ_rН°(298
К) – изменение стандартной энтальпии
реакции, кДж;

Δ_rS°(298
К) – изменение стандартной энтропии
реакции, Дж/К;

10³
– пересчет кДж в Дж.

Значение
Δ_rН°(298
К) и Δ_rS°(298
К) определяем согласно первому следствию
из закона Гесса:

Δ_rН°(298
К) = [2Δ_fН°(298
К, Al(OH)_3(к))
+ 3Δ_fН°(298
К, H₂S_(г))]
–

–
[Δ_rН°(298
К, Al₂S_3(к))
+ 6Δ_fН°(298
К, H₂O_(ж))];

Δ_rS°(298
К) = [2S°(298
К, Al(OH)_3(к))
+ 3S°(298
К, H₂S_(г))]
–

–
[S°(298
К,
Al₂S_3(к))
+ 6S°(298
К,
H₂O_(ж))];

где
Δ_fН°(298
К, В) и S°(298
К, В) – стандартные энтальпии образования
и энтропии веществ, значения которых
находим из таблицы.

	Al2S3(к) +	6H2O(ж)	= 2Al(OH)3(к)	+3H2S(г)
ΔfН°(298К), кДж/моль	-722,72	6(-285,8)	2(-1613,64)	3(-21,0)
S°(298К), Дж/(моль∙К)	96,14	6(70,1)	2(85,68)	3(205,7)

Δ_rН°(298
К) = [2(–1613,64) + 3(–21,0)] –

–
[(–722,72)
+ 6(–285,8)] = –852,76 кДж.

S°(298
К) = [2·85,68 + 3·205,7] – [96,14 + 6·70,1]=271,72 Дж/К,

тогда

Δ_rG°(360
К) = –852,78·10³
– 300·271,72= –771264 Дж = –771,3 кДж.

Так
как Δ_rG°(300
К) < 0, то самопроизвольное протекание
реакции возможно.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #

  21.09.2019167.94 Кб1ХД.doc

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Расчет термодинамических величин (энтальпии, энтропии, энергии Гиббса) реакций восстановления оксидов железа

Реакция восстановления железа оксида железа (3) водородом

Задача 14.
Вычислите ∆Hº, ∆Sº и ∆Gтº реакции, протекающей по уравнению:
Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О (г)
Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃(к) водородом при 500 и 1000 К?
Решение:

1. Расчет энтальпии реакции

В химической реакции, протекающей по уравнению:

Тепловой эффект реакции (∆Н_х.р.), исходя из следствия закона Гесса, равен сумме теплот образования ∆Н_обр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

– теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю;
– теплота образования Н₂О (г) равна -241,83 кДж;
– теплота образования Fe₂O₃(к) равна -822,10 кДж .

Исходя из указанных данных получим:

∆Н_х.р.= 3(-241,83) – (-822,10) = -725,49 – (-822,10) = 96,61 кДж.

Ответ: ∆Н_х.р.= 96,61 кДж

2. Расчет энтропии реакции

Изменение энтропии продуктов химической реакции, протекающей по уравнению:

Рассчитывается по формуле:

∆S°Fe(к) = 27,2 Дж/(моль . К);
∆S°Н₂О (г)) = 188,72 Дж/(моль . К)
∆S° Fe₂O₃(к) = 89,96 Дж/(моль . К)
∆S° O/H₂(г) = 130,59 Дж/(моль . К)

С учетом этих данных рассчитаем изменение энтропии реакции, получим:

∆S°_х.р.= 2(27,2) + 3(188,72) – (89,96) + 3(130,59) = 620,56 – 481,73 = 138,83 Дж/(моль . К).

Ответ: ∆S°_х.р.= 138,83 Дж/(моль . К)

3. Расчет термического потенциала или энергии Гиббса

Мерой химического сродства (∆G°) является убыль энергии Гиббса (изменение изобарно- термического потенциала или энергии Гиббса).

Убыль энергии Гиббса ∆G°_х.р. в химической реакции:

вычисляем по формуле:

∆G°_х.р. = ∆Н° – Т . ∆S°

∆G°_х.р. = 96,61 – (298 . 0,3883 = 96,61- 41,37 = +55,24 кДж.

Ответ: ∆G°_х.р. = +55,24 кДж

Т.к. ∆G°_х.р. > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; при этих условиях пойдет обратная реакция – окисление железа (коррозия).

4. Определение температуры начала реакции восстановления Fe₂O₃ CO

∆Н = Т . ∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S = 96,61/0,13883 = 695,9 К.

5. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 500 К.

∆G 0 ₅₀₀ = 96,61-(500 . 0,13883) = +27,19 кДж.

Таким образом, ∆G при температуре 500 К составляет +27.19 кДж, т.е. ∆G > 0 и это означает, что реакция при 500 К. невозможна 1 .

6. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 1000 К

При температуре 1000 К находим ∆G 0 ₁₀₀₀ аналогично:

∆G 0 ₁₀₀₀ = 96,61 – (1000 . 0,13883 = 96,61 – 138,83 = -42,22 кДж. ∆G 0 ₁₀₀₀ = -42,22 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (2) оксидом углерода (2)

Задача 15.
Подсчитайте значения ∆ Н, ∆ S, ∆ G рекции: FeO + CO = Fe + CO₂, определите, при каких условиях она возможна?
Решение:
∆Н°(FeO) = -264,8 кДж/моль;
∆Н°(CO) = -110,5 кДж/моль;
∆Н°(CO₂) = -393,5 кДж/моль;
∆S°(Fe) = 27,15 Дж/(моль К);
∆S°(FeO) = 60,8 Дж/(моль К);
∆S°(CO) = 197,5 Дж/(моль К);
∆S°(CO₂) = 213,7 Дж/(моль К);
∆G°(FeO) = -244,3 кДж/моль;
∆G°(CO) = -137,1 кДж/моль;
∆G°(CO₂) = -394,4 кДж/моль.

1. Рассчитаем ∆ Н ° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

∆Н°_х.р. = ∆Н°(СO₂) – [∆Н°(FeO) + ∆Н°(CeO)] = -393,5 – [(-264,8) + (-110,5)] = -393,5 – (-375,3) = -18,2 кДж/моль.

2. Рассчитать ∆S° реакции,получим:

Расссчитывается по формуле:

∆S°_х.р. = [∆S°(CO₂) + ∆S°(Fe)] – [∆S°(FeO) + ∆S°(CO)] = (213,7 + 27,15) – (60,8 + 197,5) = -17,45 Дж/(моль К).

Отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует об увеличении упорядоченности данной системы и, действительно, хотя в реакции объем газов не изменяется, но Fe значительно более устойчив чем FeO.

3. Рассчитаем G° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

Расчеты показали, что ∆G°х.р.

1 Примечание:
Поскольку изначальная температура, при которой начинается реакция по уравнению:
Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О (г), из вышеприведенных расчетов равна 695.9 К, то путем сравнения температур можно сразу определить, что при температуре 500 К реакция не пойдет, а при температуре выше 695.9, т.е. при 1000 К пойдет с получением продуктов согласно уравнению.

Примеры решения задач. Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования

Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования оксида железа (III), используя следующие термохимические уравнения:

2 Fe(т) + O₂ (г) = 2FeO(т) , ∆H 0 ₁ = – 527,4 кДж (а)

Р е ш е н и е. 1) Записываем термохимическое уравнение образования оксида железа (III) из простых веществ:

где ∆H 0 ₃ – тепловой эффект этой реакции.

2) Для расчета ∆H 0 ₃ необходимо провести такую комбинацию уравнений (а) и (б), которая позволит получить уравнение реакции (в). На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать также, как с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (а) умножить на 2, а затем суммировать с уравнением (б): 4Fe + 2O₂ + 4FeO + O₂ = 4FeO + 2Fe₂O₃

3) Тепловые эффекты реакции являются составной частью термохимических уравнений, поэтому с ними проведем аналогичные преобразования:
2∙∆H 0 ₁ + ∆H 0 ₂ = ∆H 0 ₃

4) Рассчитываем ∆H 0 ₃ – тепловой эффект реакции (в):

∆H 0 ₃ = 2×(–527,4) + (–587,9) = –1054,8 – 587,9 = – 1642,7 кДж.

5) Определяем стандартную энтальпию образования Fe₂O₃ (∆H 0 _{f, 298}).

Согласно уравнению (в) в результате реакции образуются 2 моль Fe₂O_3, поэтому

Правильность расчета проверяем, сравнивая полученное значение со справочными данными табл. 2.

Пример 2. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции восстановления оксида хрома (III) углеродом при 298К и 1500К.

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение этой реакции с указанием агрегатного состояния реагирующих веществ: Cr₂O₃ (т) +3C(т) = 2Cr(т) + 3CO(г)

2) Согласно условию задачи необходимо ответить на вопрос: будет ли данная реакция протекать в прямом направлении? Критерием направленности химической реакции является изменение энергии Гиббса, а условием самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является соотношение ∆G

3) Определяем, будет ли данная реакция осуществляться при Т=298К, отвечающей стандартным условиям. Рассчитываем ∆G по уравнению (6), которое для данной реакции имеет вид:

Для расчета используем значения ∆G 0 _{f, 298} приведенные в табл.2

Так как ∆G 0 _{f, 298} простых веществ Cr и С равны нулю, то уравнение упрощается:

∆G 0 ₂₉₈ = 3 моль×(-137,3 кДж/моль) – 1 моль×(-1046,8 кДж/моль)=
= -411,9 кДж + 1046,8 кДж = 634,9 кДж.

Вывод: ∆G 0 ₂₉₈ > 0, поэтому в стандартных условиях невозможно самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении, т.е. при 298К невозможно восстановить Cr₂O₃ до Cr.

4) Выясняем, возможна ли данная реакция при 1500К. В условиях, отличающихся от стандартных, величина ∆G 0 _Т рассчитывается по уравнению (7):
∆G_Т = ∆H 0 ₂₉₈ – T×∆S 0 ₂₉₈. Рассчитаем тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, используя уравнение (3) и значения ×∆H 0 _{f, 298} из табл.2.

∆H 0 ₂₉₈ = 3 моль×(–110,5 кДж/моль) – 1 моль∙(–1141,0 кДж/моль) =
= −331,5 кДж + 1141,0 кДж = 809,5 кДж , ∆H 0 ₂₉₈ > 0, значит реакция эндотермическая.

Определим изменение энтропии реакции при стандартных условиях. Для расчета используем уравнение (4) и значения S 0 ₂₉₈ из табл.2.

∆S 0 ₂₉₈ = (2 моль×23,8 Дж/моль∙К + 3 моль×197,4 Дж/моль∙К) – (1 моль
×81,1 Дж/моль∙К + 3 моль×5,7 Дж/моль∙К) = 639,8 – 98,2 = 541,6 Дж/К.

∆S 0 ₂₉₈ > 0, т. е. реакция сопровождается увеличением энтропии.

Рассчитаем энергию Гиббса химической реакции при Т = 1500К, т.е. величину ∆G₁₅₀₀: ∆G₁₅₀₀ = ∆H 0 ₂₉₈ –1500×∆S 0 _{298 ,}

∆G₁₅₀₀ = 809,5 кДж – 1500К×541,6 Дж/К = 809,5 кДж – 1500×541,6 Дж.

Как видно, члены этого уравнения имеют разную размерность, поэтому приводим их к одной размерности 1 Дж = 1∙10 -3 кДж и тогда имеем

∆G₁₅₀₀ = 809,5 – 1500×541,6/1000 = 809,5 – 812,4 = –2,9 кДж.

Вещество	∆H 0 f 298	S 0 298	∆G 0 f, 298	Вещество	∆H 0 f, 298	S 0 298	∆G 0 f, 298
Al (т)	+23,3	HCl(г)	-92,3	+187,6	-95,3
Al2O3(т)	-1677,0	+50,9	-1576,4	H2S(г)	-20,2	+205,6	-33,0
Al2(SO4)3(т)	-3434,0	+239,2	-3091,9	H2Se(г)	+86,0	+221,0	+71,0
C(т)	+5,7	H2Te(г)	+154,0	+234,0	+138,0
CO(г)	-110,5	+197,4	-137,3	Mg(т)	+32,0
CO2(г)	-393,0	+214,0	-394,0	MgO(т)	-601,2	+26,9	-569,6
Cl2(г)	+223,0	MgCO3(т)	-1096	+65,7	-1029
CaO(т)	-635,1	+29,7	-604,2	MgCl2(т)	-645,0	+90,0	-595,0
Ca(OH)2(т)	-966,2	+83,4	-896,8	N2(г)	+191,5
CaCO3(т)	-1206,0	+92,3	-1128,8	NH3(г)	-46,2	+192,5	-16,6
Cr(т)	+23,8	NO(г)	+90,4	+210,6	+86,7
Cr2O3(т)	-1141,0	+81,1	-1046,8	NO2(г)	+33,9	+240,5	+51,8
Cu(т)	+33,0	NH4Сl(т)	-315,4	+94,5	-343,6
CuO(т)	-156,0	+43,0	-127,0	O2(г)	+205,0
Fe(т)	+27,2	SO2(г)	-296,9	+248,1	-300,4
Fe2O3(т)	-821,3	+90,0	-741,0	SO3(г)	-395,2	+256,2	-370,4
H2(г)	+130,6	S(т)	+31,9
H2O(г)	-241,8	+188,7	-228,8	Ti(т)	+31,0
H2O(ж)	-285,8	+70,0	-237,5	TiCl4(г)	-759,0	+353,1	-714,0

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями

Здесь вы найдете примеры задач на вычисление таких термодинамических параметров как энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Определение возможности самопроизвольного протекания процесса, а также составление термохимических уравнений.

Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями

Задача 1. Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 °К (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.
Fe₂O_{3 (к)} + 3H₂ = 2Fe_(к) + 3H₂O_(г)

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

При Т=298°К, ΔG > 0 – реакция не идет самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении.

Чтобы рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, надо ΔG приравнять к нулю:

При Т = 705,83 К реакция будет идти равновероятно как в прямом так и в обратном направлении.

Задача 2. Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 1000 и 3000 К.

Cr2O3 (т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3CO (г)
ΔH298, кДж/моль	— 1141	0	0	— 110,6
ΔS298, Дж/(моль×К)	81,2	5,7	23,6	197,7

Вычисления энергии Гиббса проводим согласно выражению:

Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции.

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Найдем энергию Гиббса при 1000 К

ΔG₁₀₀₀ > 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем энергию Гиббса при 3000 К

ΔG3₀₀₀ ˂ 0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.

Задача 3. Определите тепловой эффект сгорания жидкого CS₂(ж) до образования газообразных СО₂ и SO_2. Сколько молей CS₂ вступят в реакцию, если выделится 700 кДж тепла?

Уравнение реакции сгорания жидкого сероуглерода следующее:

Тепловой эффект реакции вычислим подставляя справочные данные стандартных энтальпий веществ в выражение:

Т.е. при сгорании 1 моля сероуглерода выделяется 1075,1 кДж тепла

а при сгорании x молей сероуглерода выделяется 700 кДж тепла

Найдем х:

x = 700·1/1075,1 = 0,65 моль

Итак, если в результате реакции выделится 700 кДж тепла, то в реакцию вступят 0,65 моль CS₂

Задача 4. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
1. FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CО₂ (г); ΔH₁ = -18,20 кДж;
2. СO (г) + 1/2O₂ (г) = СO₂ (г) ΔН₂ = -283,0 кДж;
3. H₂ (г) + ½ O₂ (г) = H₂O (г) ΔН₃ = -241,83 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (II) водородом имеет следующий вид:

4. FeO (к) + H₂ (г) = Fe (к) + H₂O (г)

Чтобы вычислить тепловой эффект реакции необходимо применить закон Гесса, т.е. реакцию 4. можно получить, если сложить реакции 1. и 2. и вычесть реакцию 1.:

Таким образом, тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом равен

Задача 5. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:
С₆Н_6(ж) + 7½ О_2(г) = 6СО_2(г) + 3Н₂О_(г) – 3135,6 кДж.
Вычислите теплоту образования жидкого бензола. Определите теплотворную способность жидкого бензола при условии, что стандартные условия совпадают с нормальными.

Тепловой эффект реакции равен:

В нашем случае ΔH_р-ции = – 3135,6 кДж, найдем теплоту образования жидкого бензола:

Теплотворная способность жидкого бензола вычисляется по формуле:

М(бензола) = 78 г/моль

Q_Т = – 3135,6· 1000 / 78 = — 4,02·10 4 кДж/кг

Теплотворная способность жидкого бензола Q_Т = — 4,02·10 4 кДж/кг

Задача 6. Реакция окисления этилового спирта выражается уравнением:
С₂Н₅ОН_(ж) + 3,0 О_2(г) = 2СО_2(г) + 3Н₂О_(ж).
Определить теплоту образования С₂Н₅ОН_(ж), зная ΔН х.р. = — 1366,87 кДж. Напишите термохимическое уравнение. Определите мольную теплоту парообразования С₂Н₅ОН_(ж) → С₂Н₅ОН_(г), если известна теплота образования С₂Н₅ОН_(г), равная –235,31 кДж·моль -1 .

Исходя из приведенных данных, запишем термохимическое уравнение:

Тепловой эффект реакции равен:

Используя справочные данные теплот образования веществ, найдем теплоту образования С₂Н₅ОН_(ж):

ΔH 0 _C2H5OH(ж) = -277,36 кДж/моль

ΔH 0 _{парообразования} = — 235,31 + 277,36 = 42,36 кДж/моль

Мы определили, что теплота образования С₂Н₅ОН_(ж) равна

ΔH 0 _C2H5OH(ж) = -277,36 кДж/моль

ΔH 0 _{парообразования} = 42,36 кДж/моль

Задача 7. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция:
СО_{2 (г)}+Н_{2 (г)} ↔ СО _(г)+Н₂О _(ж)?
Рассчитайте ΔG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной?

Рассчитаем ΔG данной реакции:

Для этого сначала определим ΔH и ΔS реакции:

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях

следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем при каких температурах данная реакция становится самопроизвольной.

В состоянии равновесия ΔG_р-ции= 0, тогда

Задача 8. Рассчитав на основании табличных данных ΔG и ΔS, определите тепловой эффект реакции:
2 NO _(г) + Cl_{2 (г)} ↔ 2 NOCl_(г).

При постоянных температуре и давлении, изменение энергии Гиббса связано с энтальпией и энтропией выражением:

На основании табличных данных рассчитаем ΔG и ΔS

ΔH = — 40,64 + 298 · (-121,04/1000) = — 76,7 кДж/моль

Тепловой эффект реакции ΔH = — 76,7 кДж/моль

Задача 9. С чем будет более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород (в расчете на 1 моль): с алюминием или с оловом? Ответ дайте, рассчитав ΔG 0 обеих реакций. Продуктами реакций являются твердая соль и газообразный водород.

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с алюминием

В реакции принимает участие 2 моль Al(т), тогда ΔG_р-ции1 1 моля Al(т) равно

ΔG 0 _{р-ции 1} = -701,98 / 2 = -350,99 кДж/моль

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с оловом:

ΔG 0 _{р-ции 2} = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 кДж/моль

Задача 10. Не прибегая к вычислениям, определите, какие знаки (>0, 0.

[spoiler title=”источники:”]

http://vikidalka.ru/1-25086.html

http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-osnovy-termodinamiki.html

[/spoiler]

Условие: 

Вычисление значений энтальпии, энтропии и энергии Гиббса химических реакций

Изменение энтропии для химических процессов

Задача 55.
Вычислите изменение энтропии для химических процессов, протекающих по уравнениям:
a) 2NO_(г) +  O_2(г) = 2NO_2(г);
б) 2H₂S_(г) + 3O_2(г) = 2SO_2(г) + 2H₂O_(ж).
Решение:
Согласно 3-му следствию из закона Гесса, изменение энтропии химического процесса (ΔS°) определяется как разность сумм энтропий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Расчет энтропии будем вести по формуле Гесса:

∆S°(х.р.)= ∑S°(обр.прод.) – ∑S°(обр.исх.).

a) 2NO_(г) +  O_2(г) = 2NO_2(г)
Для этой реакции составaим уравнение расчета изменения энтропии в стандартных условиях: 

ΔS° = [2 · S°NO_2(г)] – [2 · S°NO_(г) + S°O_2(г)].

По табличным данным установим значения энтропий (S°) участников процесса (Дж/моль·К):

S°NO_2(г) = 240,2; S°NO_(г) = 210,6; S°O_2(г) = 205,0.

Подставив найденные значения энтропий в искомое уравнение, и произведя расчеты, получим:

ΔS° = (2 · 240,2) – [(2 · 210,6) + 205,0] = -145,8 Дж/(моль·К).

Заметим при этом, что отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует о невозможности осуществления указанного процесса самопроизвольно в стандартных условиях.

б) 2H₂S_(г) + 3O_2(г) = 2SO_2(г) + 2H₂O_(ж).
Для этой реакции составим уравнение расчета изменения энтропии в стандартных условиях: 

ΔS° = [2 · S0SO2(г) + 2 · S0H2O(ж)] – [2 · S0H2S(г) + 3S°O_2(г)].

По табличным данным установим значения энтропий (S0) участников процесса (Дж/моль·К):

S°SO_2(г) = 248,1; S°H₂O_(ж) = 70,1; S°H₂S_(г) = 205,7; S°O_2(г) = 205,0.

Подставив найденные значения энтропий в искомое уравнение, и произведя расчеты, получим:

ΔS° = [(2 · 248,1) + (2 ^.70,1)] – [(2 · 205,7) + (3 · 205,0)] = -390,0 Дж/(моль·К).

Таким образом, отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует о невозможности осуществления указанного процесса самопроизвольно в стандартных условиях.

---

Вычисление энтальпии реакции

Задача 56.
Экспериментально установлено, что при взаимодействии 2,3 г натрия с водой выделяется 14,0 кДж теплоты. Вычислите энтальпию реакции.
Решение:
m(NaOH) = 2,3 г;
М(NaOH) = 46 г/моль;
Q = 14,0 кДж.
Уравнение реакции:

 _{2,3 г                                          14,0 кДж}
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂;   ΔH = ?
^{2* 43 г}
Вычисляем

энтальпию реакции из пропорции, получим:

2,3 г  —   14,0 кДж
46 г —-   х кДж
х = (46 ^. 14)/2,3 = 280 кДж.
ΔH = 280 кДж.

Можно проверить, используя табличные данные и следствие из закона Гесса, получим:

∆H°(Н₂О) = -285,8 кДж;
∆H°(NaOH) = -425,6 кДж.
∆H° = [2∆H°(NaOH) – 2∆H°(Н₂О)] = 2(-425,6) – 2(-285,8) = 280 кДж.

 

---

Задача 57.
1. Определить энтальпию образования CaHPO_4(к), если термохимическое уравнение реакции имеет вид:
2Ca(OH)_2(к) + P₂O_5(к) = 2CaHPO_4(к) + H₂O_(г); ∆H = –1587 кДж.
Решение:
∆H°Cа(OН)_2(к) = -985,1 кДж/моль;
∆H°Р₂О_5(к) = -1507,2 кДж/моль; 
∆H°Н₂О_(г) = -241,81 кДж/моль;
∆H°CаНРО_4(к) = ?
Согласно 2-му следствию из закона Гесса, изменение энтальпии химического процесса (ΔН°) определяется как разность сумм энттльпий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.  Расчет энтальпии реакции получим:

∆Н(х.р.) = ∑∆Н(обр.прод.) – ∑∆Н(обр.исх.).

Тогда

∆H° = [2∆H°CаНРО_4(к) + ∆H°Н₂О_(г)] – 2[∆H°Cа(OН)_2(к) + ∆H°Р₂О_5(к)];
∆H° = [2x + ∆H°Н₂О_(г)] – 2[∆H°Cа(OН)_2(к) + ∆H°Р₂О_5(к)];
–1587 = 2х + (-241,81) + [2(-985,1) + 1507,2];
–1587 = 2х + 3235,59;
х = -23713 кДж/моль.

Ответ: ∆H°CаНРО_4(к) = -23713 кДж/моль.

Р.S. Слишком большое расхождение с табличными данными (-1808,6 кДж/моль) указывает на то, что ∆H° = –1587 кДж, указанное значение в условии задачи, иное (-381,6 кДж/моль).

---

Определение температуры наступления равновесия реакции

Задача 58. 
При какой температуре наступит равновесие системы: CO(г) + 2H2(г) = CH3OH(ж)?
Решение:
∆H°CO_(г) = -110,52 кДж/моль;
∆H°CH₃OH_(ж) = -238,9 кДж/моль;
S°(СО) = 197,55 Дж/моль ^. К;
S°(Н₂) = 130,52 Дж/моль ^. К;
S°(СН₃ОН) = 126,78 Дж/моль ^. К.
1. Находим ∆H°х.р. для данной системы.
Согласно 2-му следствию из закона Гесса, изменение энтропии химического процесса (ΔН°) определяется как разность сумм энтропий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Расчет энтропии будем вести по формуле Гесса:

∆H°х.р. = ∑∆H°(прод.) – ∑∆H°(исходн.).

Тогда

∆H°х.р. = ∆H°CH₃OH_(ж) – [∆H°CO_(г) + ∆H°H2(г)];
∆H°х.р. = -238,9 – (-110,52)  + 0,0 = -128,38 кДж/моль.

2. Находим ∆S°х.р. для данной системы

Согласно 3-му следствию из закона Гесса, изменение энтропии химического процесса (ΔS°) определяется как разность сумм энтропий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Расчет энтропии будем вести по формуле Гесса:

∆S°(х.р.)= ∑S°(обр.прод.) – ∑S°(обр.исх.).

Тогда

∆S°х.р. = S°CH₃OH – S°CO – S°H₂;
∆S°х.р. = 129,78 – 197,55 – 130,52 = 
= -331,81 Дж/(моль ^. К) = -0,33181 кДж/(моль ^. К).

3. Находим температуру равновесия системы
Для расчета температуры равновесия системы используем формулу: ∆G° = ∆H° – T∆S°.
В состоянии равновесия системы ∆G° = 0.
В этом случае – 0 = ∆H° – T∆S°.

Тогда

∆H° = T∆S°

Отсюда

Т = ∆H/∆S° = -128,38 кДж/моль/-0,33181 кДж/(моль ^. К) =
= 386,9 К.

Ответ: равновесие системы наступит при 386,9 К.
 

---

Определение направления химической реакции

Задача 59.   
Дано уравнение: Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe. Вычислить тепловой эффект реакции, изменение стандартной энергии Гиббса при температуре 25 °С. В каком направлении будет протекать данная реакция?
Решение:
∆H°Fe₂O_3(к) = -822 кДж/моль;
∆H°Аl₂O_3(к) = -1675,7 кДж/моль;
S°Fe₂O_3(к) = 87 Дж/(моль ^. K);
S°Al₂O_3(к) = 50,9 Дж/(моль ^. K);
S°Fe_(к) = 164,4 Дж/(моль ^. K);
S°Al_(к) = 27,15 Дж/(моль ^. K).

1. Расчет энтальпии реакции получим:
∆Н(х.р.) = ∑∆Н(обр.прод.) – ∑∆Н(обр.исх.);
∆Н(х.р.) = [∆Н°Al₂O_3(к)] – [∆Н°Fe₂O_3(к)];
∆Н(х.р.) = (-1675,7) – [-822] = –853,7 кДж.

2. Расчет энтропии реакции получим:
∆S°(х.р.)= ∑S°(обр.прод.) – ∑S°(обр.исх.);
∆S°(х.р.) = [S°Al₂O_3(к) + S°Fe_(к)] – [S°Fe₂O_3(к) + S°Al_(к)];
∆S°(х.р.) = (50,9 + 164,4) – (87 + 27,15) = 101,15 Дж/(моль·К) = 0,10115 Дж/(моль·К).

Переведем температуру из шкалы Цельсия в шкалу Кельвина: Т = 273 + 25 = 298 К. Для расчета ∆G°(298) воспользуемся уравнением:

∆G°(298) = ∆H° – T∆S°;
∆G°(298) = –853,7 – 298·(0,10115) = -883,8427 кДж.

Таким образом,∆G°(500) < 0, поэтому самопроизвольное протекание данного процесса при 25 °С возможно, то данная реакция может протекать в стандартных условиях.

Ответ: ∆Н(х.р.) = –853,7 кДж; ∆G°(298) = -883,8427 кДж.

---

Расчет энергии Гиббса реакции образования беспорядочного клубка лизин

Задача 60.
В отсутствии денатурирующих агентов константа равновесия Кр реакции образования беспорядочного клубка лизина при 298 К и рН = 7 равна 7,8. Рассчитать ∆G°₂₉₈ и оценить биологический аспект полученной величины.
Решение:
Рассчитаем ∆G°₂₉₈ из формулы ∆G° = –RTlnK, получим:

∆rG°₂₉₈ = –RTlnK = -[8,314 Дж/(моль ^. К) ^. 298 K ^. ln7,8] = -(8,314 ^. 298 ^. ln7,8) = -(8,314 ^. 298 ^. 2,054) = -5089 Дж/моль.

Так как ∆G° имеет отрицательное значение, (∆G° < 0), то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении. Значит, реакция образования беспорядочного клубка лизина будет происходить при 298 К и рН = 7.  

Если ∆G° равно нулю (∆G° = 0), то реакция находится в равновесном состоянии.
Если ∆G° положительно (∆G° > 0), то реакция протекать самопроизвольно в прямом направлении не может. Однако обратная реакция идет самопроизвольно.

---