Как найти температуру начала реакции

Как правильно рассчитывать тепловой эффект реакции, изменение энтропии реакции, костанту равновесия реакции

Вычисление теплового эффекта реакции

Задача 67.
Вычислить тепловой эффект реакции: Al₂O_3(тв.) + 3SO₃ = Al₂(SO₄)_3(тв.) при условии, что она протекает в калориметрической бомбе при постоянном объеме и Т = 298 К.
Решение:
ΔН°Al₂O₃ = -1675,7 кДж/моль;
ΔН°Al₂(SO₄)₃ = -3441,8 кДж/моль;
ΔН°SO₃ = -395,8 кДж/моль 
ΔН = ?
Рассчитаем энтальпию реакции при стандартных условиях, используя следствие из закона Гесса:

ΔН_х.р. = ΔН_{обр.прод.} – ΔН_{обр.исх.}

Тогда 

ΔН°₂₉₈ = ΔH°Al₂(SO₄)₃  – (ΔH°Al₂O₃ – 3ΔH°SO₃) =
= -3441,8 – [-1675,7 + 3(-395,8)] = -578,7 кДж/моль.

Знак минус перед тепловым эффектом означает, что теплота выделяется в результате реакции.

 

---

Определение темпрературы начала протекания реакции

Задача 68.
Возможна ли реакция диссоциации углекислого газа при Т = 500 градусов цельсия? И при какой температуре эта реакция может начать протекать?
Уравнение реакции: 2CO₂ = 2CO +  O₂.
ΔH°CO₂ = -393,51  кДж/моль;      
ΔH°CO = -110,53   кДж/моль;
S°СО₂ = 213,66 Дж/(моль·К); 
S°СО = 197,55 Дж/(моль·К);
S°О₂ = 205,04 Дж/(моль·К); 
T =  500 °C = 773 K;       
∆G°₇₇₃ = ?
Решение:
Рассчитаем энтальпию реакции при стандартных условиях, используя следствие из закона Гесса, при этом учитываем, что для простых веществ стандартная теплота образования равна нулю.
Уравнение Гесса:

ΔН_х.р. = ΔН_{обр.прод}. – ΔН_{обр.исх.}

Тогда 

ΔН°₂₉₈ = 2ΔH°СО  – 2ΔH°CО₂) =
= 2(-110,53) – 2(-393,51) = 565,96 кДж/моль.

Знак плюс перед тепловым эффектом означает, что теплота поглощается в результате реакции.
Расчет энтропии будем вести по формуле Гесса:

∆S°_х.р. = ∑S°_{(обр.прод.)} – ∑S°_{(обр.исх.)}.

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

∆S°х.р. = (2S°СО + S°O₂) – 2S°CO₂ = 
= [(2 ^. 197,55) + 205,04] – (2 ^. 213,66) = 172,82 Дж/(моль ^. К).

Теперь находим ∆G°773х.р., выражая ∆S°х.р. в кДж/(моль·К):

∆G°₇₇₃ = ΔН°₂₉₈ – Т∆S°_х.р.;
∆G°_773х.р. = [565,96 – 773(172,82 ^. 10-3)] = 432.37014 кДж/моль.

Т.к. ∆G°_773х.р. > 0, то реакция при 773 К не может протекать самостоятельно.

Рассчитаем температуру начала реакции, т.е. состояние равновесия её, получим.

В состоянии равновесия:

∆G = 0 и ∆H = T∆S.

Тогда

Т = ∆H/∆S;
Т = (565,96 кДж/моль)/(172,82 ^.10-3 кДж/моль·К) = 3274,85 K или приблизительно 3000 °С.

 

---

Причины изменения энтропии в ходе реакции

Задача 69.
Сколько тепла выделится при сгорании 50 г бензола в стандартных условиях? Подробно объясните причины изменения энтропии в ходе прямой реакции.
Решение:
m(С₆Н₆) = 50 г;
M(С6Н6) = 78,11 г/моль;
∆H°С₆Н_6(ж) = 49,03 кДж/моль;
∆H°СO_2(г) = -393,51 кДж/моль;
∆H°Н₂О_(ж) = -285,83 кДж/моль;
S°С₆Н_6(ж) = 172,8 Дж/(моль ^. K);
S°СO_2(г) = 213,67 Дж/(моль ^. K);
S°Н₂О_(ж) = 70,08 Дж/(моль ^. K);
S°O_2(г) = 205,04 Дж/(моль ^. K);
Q_p = ?
∆S° = ?
Уравнение реакции горения бензолы имеет вид:

С₆Н_6(ж) + 3,5О₂ =  2СО₂ + 3Н₂О_(ж), Q. 

Рассчитаем энтальпию реакции при стандартных условиях, используя следствие из закона Гесса, при этом учитываем, что для простых веществ стандартная теплота образования равна нулю.
Уравнение Гесса:

ΔН_х.р. = ΔН_{обр.прод.} – ΔН_{обр.исх.}

Тогда 

ΔН°₂₉₈ = 3ΔH°Н₂О_(ж) + 2∆H°СO₂ – ∆H°С₆Н_6(ж) =
= 3(-285,83) + 2(-393,51) – 49,03 = -1595,01 кДж/моль;
Q = -ΔН_х.р. = 1595,01 кДж.

Знак минус перед тепловым эффектом означает, что теплота выделяется в результате реакции.

Тогда

Q_p = [m(С₆Н₆) ^. (-ΔН_х.р.)]/M(С₆Н₆) = (50 ^. 1595,01)/78,11 = 1021 кДж.

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.).}

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

∆S°_х.р. = [3S°Н₂О_(ж) + 2S°CO_2(г)] – [S°С₆Н_6(ж) + 3,5S°O2(г)] = 
= [(3 ^.70,08) + (2 ^. 213,67)] – [172,8 + (3,5 ^. 205,04] = -254.12 Дж/(моль ^. К).

Так как общее число молей газообразных веществ уменьшается (3,5VО₂) исходных газообразных веществ и (2VСО₂) газообразных продуктов), то система переходит из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное, поэтому ∆S° < 0.
Если энтальпия ΔН° < 0 и энтропия ∆S°  < 0, то процесс возможен при условии, что член (ΔН°) в уравнении для энергии Гиббса (∆G =  ∆H – T∆S) больше по абсолютному значению, чем член (T∆S°); поскольку абсолютное значение члена(T∆S°) с ростом множителя (Т) увеличивается, то указанное условие будет осуществляться при достаточно низких температурах, возможно и в стандартных условиях. 

 

---

Расчет стандартной энтальпии образования оксида фосфора (V)

Задача 70.
При окислении 12,4 г фосфора выделилось 306 кДж теплоты. Рассчитайте стандартную энтальпию образования оксида фосфора (V).
Решение:
m(P) = 12,4 г;
Q = 306 кДж;
∆H = ?
Уравнение реакции имеет вид:

2Р + 5/2О₂ = Р₂О₅, Q

Из уравнения реакции вытекает, что при окислении 2 моль Р образуется 1 моль Р₂О₅, т.е. 2n(P) = n(Р₂О₅).
Рассчитаем количество окислившегося фосфора, получим:

n(P) = m(P)/M(P) = 12,4/31 = 0,4 моль.

Рассчитаем стандартную энтальпию образования оксида фосфора (V), получим:

0,4 моль : 306 кДж = 2 моль : х;
х = (306 кДж ^. 2 моль)/0,4 моль = 1530 кДж;
Q_р = 1530 кДж;
∆H = -Q_р = 11530 кДж/моль.

---

Расчет константы равновесия реакции (н.у.), зная значение энергии Гиббса

Задача 71.
Определите возможность протекания реакции при стандартных условиях. Если реакция возможна, то рассчитайте константу её равновесия. Как нужно изменить температуру проведения реакции, чтобы увеличить выход продуктов реакции. Дайте обоснованный ответ. Уравнение реакции имеет вид:
4HCl_(г) + O_2(г) = 2H₂O_(ж) + 2Cl_2(г).
Решение:
∆H°HC_l(г) = -92,31 кДж/моль;
∆H°H₂O_(ж) = -285,83 кДж/моль;
S°HCl_(г) = 186,79 Дж/(моль ^. К);
S°H₂O_(ж) = 70,08;
S°O_2(г) = 205,04 Дж/(моль ^. К);
S°Cl_2(г) = 222,98 Дж/(моль ^. К);
Кр = ?
Рассчитаем энтальпию реакции при стандартных условиях, используя следствие из закона Гесса, при этом учитываем, что для простых веществ стандартная теплота образования равна нулю.
Уравнение Гесса:

ΔН_х.р. = ΔН_{обр.прод.} – ΔН_{обр.исх.}

Тогда 

ΔН°₂₉₈ = 2ΔH°Н₂О_(ж) – 4∆H°HCl_(г) =
= 2(-285,83) – 4(-92,31) = -202,42 кДж/моль.

Знак минус перед тепловым эффектом означает, что теплота выделяется в результате реакции.
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.)}.

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

∆S°_х.р. = [2S°Н₂О_(ж) + 2S°Cl_2(г)] – [4S°HCl_(г) + S°O_2(г)] = 
= [(2 ^. 70,08) + (2 ^. 222,98)] – [(4^. 186,79) + 205,04] = -366,08 Дж/(моль ^. К).

Отрицательное значение изменения энтропии (уменьшение энтропии) свидетельствует о невозможности осуществления указанного процесса самопроизвольно в стандартных условиях.
Теперь находим ∆G°₂₉₈, выражая ∆S°_х.р. в кДж/(моль·К):

∆G°₂₉₈ = ΔН°₂₉₈ – Т∆S°_х.р.;
∆G°₂₉₈ = [-202,42 – 298(-366,08 ^. 10^-3)] кДж/моль = -93,38816 кДж/моль.

Т.к. ∆G°_250х.р. < 0, то реакция при 298 К может протекать самостоятельно.

Рассчитаем константу равновесия реакции (н.у.) по формуле:

lgK = ∆G°₂₉₈/-5,69.

Тогда

lgK = ∆G°₂₉₈/-5,69 = -202,42/-5,69 = 35,57;
К = 3,7 ^. 10^35.

Так как процесс идес с выделением температуры, то для увеличения выхода продукта нужно понизить температуру в системе, т.е. отводить тепло.

---

Химическое сродство

Примеры
решения типовых задач

Пример
1.
Определите направление протекания при
стандартных условиях реакции: Fe₂O_3(к)
+ 3H_2(г)
= 2Fe_(т)
+ 3H₂O_(г)

Решение.
Чтобы
определить направление протекания
реакции, нужно вычислить изменение
стандартной энергии Гиббса

Согласно
следствию из закона Гесса:
ΔG = ΣΔG⁰_кон – ΣΔG⁰_нач

Выпишем
из табл.1 значения энергий Гиббса
образования для всех участников реакции

	Fe2O3(к)	H2(г)	Fe(т)	H2O(г)
, кДж/моль	–740,3	0	0	–228,6

Отсюда
ΔG^° = 
{ 2∙0 + 3 ∙ ( -228,6) } – { -740,3 + 3 ∙ 0 }
= 54,5 кДж/моль.

Т.к.
ΔG > 0,
в стандартных условиях эта реакция
идет в обратном направлении.

Пример
2 . Определите
знаки Н⁰,
S⁰
и G⁰
для реакции

АВ_(к)+
В_2(г)
= АВ_3(к),

протекающей
при 298 К в прямом направлении. Будет ли
G⁰
возрастать или убывать с ростом
температуры?

Решение.
Поскольку
известно, что реакция протекает в прямом
направлении, следовательно,
ΔG < 0.

В
левой части уравнения 1 молекула газа
(В₂),
а в правой части уравнения газа нет,
следовательно, при протекании данной
реакции энтропия системы уменьшается,
т.е.
ΔS <0.

Поскольку н0, s0 и g0 реакции связаны друг с другом уравнением:

ΔG⁰ = ΔH⁰– T·ΔS⁰,

то
знак изменения энтальпии системы может
быть только отрицательным: Н<0.

Т.к.
энтропийная составляющая данной реакции
положительна, то с ростом температуры
G
будет возрастать, и выше некоторой
температуры реакция будет протекать в
обратном направлении.

Пример
3 .
При какой температуре начнется
реакция:

С₆Н_6
(ж) + НNO_3
(ж) = С₆Н₅NO_2(ж)
+ Н₂О
_(ж)?

При
каких температурах реакция будет
протекать в прямом, а при каких – в
обратном направлении?

Решение.
Температура начала реакции рассчитывается
по формуле:

Н⁰
и S⁰
рассчитывают по следствию из закона
Гесса:

ΔH = ΣΔ_f
H⁰_кон – ΣΔ_f
H⁰_нач

ΔS = ΣS⁰_кон – ΣS⁰_нач
,

используя
значения энтальпий образования и
абсолютных энтропий участников реакции
из таблицы 1:

	С6Н6 (ж)	НNO3 (ж)	С6Н5NO2(ж)	Н2О (ж)
, кДж/моль	49,03	-173,00	15,90	285,83
, Дж/моль К	173,26	156,16	224,26	69,95

ΔH =
(15,90-285,83) – (49,03-173,00) = -145,70 кДж

ΔS =
(224,26+69,95) – (173,26+156,16) = -35,21 Дж/ К = -0,035 кДж/
К.

Данная
реакция начнется при температуре

.

Поскольку
в данной реакции энтальпийная составляющая
отрицательная (Н<0),
а энтропийная – положительная( -Т
ΔS >0),
то в соответствии с уравнением:

ΔG⁰ = ΔH⁰– T·ΔS⁰,

при
Т > 4162 К реакция будет идти в обратном
направлении (ΔG > 0),
а при
Т < 4162 К – в прямом направлении
(ΔG < 0).

Контрольные
задания

101.
Прямая или обратная реакция будет
протекать в системе:

MnO_2(к)
+ 4HCl_(г)
↔ MnCl_2(к)
+ Cl_2(г)

Ответ
мотивируйте, вычислив G⁰
прямой реакции по стандартным энтальпиям
образования и абсолютным энтропиям
химических веществ. Изменится ли
направление процесса при повышении
температуры до 100⁰
С?

Ответ: –
52,07 кДж; – 46,07 кДж.

102.
При какой
температуре наступит равновесие системы:

2
NO
_(г) + Cl_2
(г) ↔ 2 NOCl
_(г)?

При
каких температурах реакция будет
протекать в прямом, а при каких – в
обратном направлении?

Ответ: 623,5 К.

103.
Не прибегая к вычислениям, определите,
какие знаки (>0, <0, 0)
имеют G,
H
и S
для протекающей в обратном направлении
реакции:

2
Н₂O
_(г) + 2 I_2(г)
↔ 4 HI
_(г)
+ O_2
(г).

Как
повлияет повышение температуры на
направленность химической реакции?

104.
При какой температуре наступит равновесие
системы:

2
НCl
_(г) + I_2(к)
↔ 2 HI
_(г)
+ Cl_2
(г)?

При
каких температурах более сильным
восстановителем будет являться иод, а
при каких – хлор?

Ответ: 1557 К.

105.
С чем будет более интенсивно
взаимодействовать газообразный хлористый
водород (в расчете на 1 моль): с цинком
или с алюминием? Ответ дайте, рассчитав
G
обеих реакций. Продуктами реакций
являются твердая соль и газообразный
водород.

Ответ:
– 89,91 и – 114,74 кДж/моль HCl.

106.
Рассчитав на основании табличных данных
G
и S,
определите тепловой эффект реакции:
AsF_3
(г) + F_2
(г) ↔ AsF_5
(г).
Экзотермической или эндотермической
является данная реакция?

Ответ: – 316,15 кДж.

107.
Вычислите изменение энергии Гиббса при
25⁰С
для реакции

СН_4
(г) +2Н₂S_(г)
→ CS_2(ж)+
4H_2(г)

по
стандартным значениям энтальпий
образования и абсолютных энтропий
химических веществ. Можно ли назвать
этот процесс самопроизвольным? Изменится
ли направление процесса при повышении
температуры до 150⁰С?
Укажите роль энтальпийного и энтропийного
факторов.

Ответ: 183,06 и
171,74 кДж.

108.
Чем можно объяснить, что при стандартных
условиях, невозможна экзотермическая
реакция: СО_2
(г)+Н_2
(г) ↔ СО
_(г)+Н₂О
_(ж)?
Рассчитайте G
данной реакции. При каких температурах
данная реакция становится самопроизвольной?

Ответ: 19,91 кДж.

109.
Не производя вычислений, установить
знак S
следующих
процессов:

а)
СаО_(к)
+ СО_2(г)
= СаСО_3(к);

б) испарение воды;

в)
NН_3(г)
+ НCl_(г)
= NН₄Cl_(к);

г)
СН₃СООН
_{(р) }
СН₃СОО^–_(р)
+ Н⁺_(р).

Ответ
поясните.

110.
Рассчитайте G⁰
реакции:

4NH_3(г)
+5O_2(г)
= 4NО_(г)
+ 6Н₂О_(ж)

и
сделайте вывод о возможности
самопроизвольного протекания данного
процесса. Не производя вычислений
укажите, каково будет изменение энтропии.

Ответ: -957,8 кДж.

111.
Прямая или обратная реакция будет
протекать в системе:

8NH_3(г)
+ 3Br_2(ж)→6NH₄Br_(к)
+ N_2(г)?

Ответ
мотивируйте, вычислив G⁰
прямой реакции по стандартным энтальпиям
образования и абсолютным энтропиям
химических веществ. Изменится ли
направление процесса при повышении
температуры до 800⁰
С?

Ответ:
–
1584,87 кДж; – 2452,95 кДж.

112.
При какой
температуре наступит равновесие системы:

РСl_5
(г)
↔РСl_3
(г)
+ С1_2
(г)?

При
каких температурах реакция будет
протекать в прямом, а при каких – в
обратном направлении?

Ответ: 447,6 К.

113.
Не прибегая к вычислениям, определите,
какие знаки (>0, <0, 0)
имеют G,
H
и S
для протекающей в прямом направлении
реакции:

СО_2
(г) + 4 Н_2(г)
↔ СH_4
(г)
+ 2 Н₂О
_(ж).

Как
повлияет повышение температуры на
направленность химической реакции?

114.
Какие из карбонатов: ВеСО₃,
МgСО₃
или СаСО₃
можно получить по реакции взаимодействия
соответствующих оксидов с СО₂?
Какая реакция идет более энергично?
Ответ дайте, вычислив G
реакций.

Ответ:
31,24; – 65,32; – 130,17 кДж.

115.
При какой температуре наступит равновесие
системы:

4
НBr
_(г) + O_2(г)
↔ 2 H₂O
_(г)
+ 2 Br_2
(г)?

При каких температурах
более сильным окислителем будет являться
кислород, а при каких – бром?

Ответ: 2155 К.

116.
Пользуясь справочными данными, определите,
возможно ли получение ванадия при
температуре 298 К по схеме:

2V₂O_5(к)
+5C_(к)
= 2V_(к)
+ 5CО_2(г).

Как
будет влиять повышение температуры до
3000^оС
на направление реакции?

Ответ:
1384,4 кДж; 11136,45 кДж.

117.
На основании расчета значений G⁰
реакций:

2
NO
_(г) + Br_2
(г) ↔ 2 NOBr
_(г)

и
2 NO
_(г) + F_2
(г) ↔ 2 NOF
_(г)

определите,
бром или фтор является более
сильным окислителем
при
стандартных условиях и при температуре
850^оС.

Ответ: –
11,33 кДж; 87,42 кДж; – 291,72 кДж;

– 231,41 кДж.

118.
С чем будет более интенсивно
взаимодействовать газообразный иодистый
водород (в расчете на 1 моль): с калием
или с кальцием? Ответ дайте, рассчитав
G⁰
обеих реакций. Продуктами реакций
являются твердая соль и газообразный
водород.

Ответ: –
325,88  и -266,28
 кДж/моль.

119.
На основании расчета значений G⁰
реакций:

N_2
(г) + О_2
(г) ↔ 2 NO
_(г)

и
N_2
(г) + 2 О_2
(г) ↔ 2 NO_2
(г)

определите,
какой из оксидов будет преимущественно
образовываться при стандартных условиях
и при 600^оС?

Ответ:
175,64
кДж; 166,27 кДж; 104,59 кДж; 179,05 кДж.

120.
Рассчитайте G⁰
реакции:

2
Сu(NO₃)_2
(к)
= 2 CuО
_(к)
+4 NO_2(г)+
O_2(г)

и
сделайте вывод о возможности
самопроизвольного протекания данного
процесса при стандартных условиях. Не
производя вычислений, укажите, каково
будет изменение энтропии, а также экзо-
или эндотермической является данная
реакция.

Ответ: 281,5
кДж.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Как определить температуру реакции

Температура химической реакции – один из основных факторов, влияющих на ее скорость. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 10 градусов скорость гомогенной элементарной реакции увеличивается в два–четыре раза. Следует учесть, что это правило действует лишь в сравнительно узком диапазоне температур и неприменимо при больших размерах молекул – например, в случае с полимерами или белками. Как же определить температуру химической реакции?

Вам понадобится

• – трехгорлая колба из тугоплавкого стекла со шлифами;
• – капельная воронка со шлифом;
• – длинный лабораторный термометр со шлифом (интервал измерений – от 100 до 200 градусов);
• – горелка с песчаной баней;
• – все необходимое для сбора дистиллята (переходник, холодильник, приемная емкость);
• – концентрированная серная кислота;
• – концентрированная уксусная кислота;
• – этиловый спирт.

Инструкция

Рассмотрим конкретный пример – синтез этилацетата в ходе реакции этерификации. В колбу, донышко которой помещено в песчаную баню, налейте равные объемы этанола и серной кислоты (предположим, по 10 мл). В одно из «горл» вставьте термометр. Но учтите, что надо заранее подобрать термометр такой длины, чтобы его ртутный кончик был в смеси, но не касался дна колбы. В другое «горло» вставьте капельную воронку. Через центральное «горло» будут отходить пары продуктов реакции.

Нагрейте этанол и серную кислоту на песчаной бане до 140 градусов, после чего начните по каплям приливать смесь из этилового спирта и уксусной кислоты.

Вскоре в приемной емкости начнет собираться сконденсированный дистиллят. Это означает, что начал образовываться этилацетат. С помощью термометра можно определить, при какой температуре смеси идет реакция.

В ряде случаев можно определить температуру химической реакции, используя формулу энергии Гиббса: ∆G = ∆H – T∆S. Величину энергии Гиббса, энтальпии и энтропии многих конкретных реакций легко найти в любом справочнике по химической термодинамике. Неизвестной останется только величина Т – температура реакции в градусах Кельвина, которую очень легко можно будет вычислить по формуле: Т = (∆H – ∆G) / ∆S.

Обратите внимание

Концентрированная серная кислота – очень едкое вещество! При работе с ней необходимо соблюдать все меры предосторожности. Также перед началом работы тщательно проверьте целостность колбы. Недопустимы даже малейшие трещинки.

Полезный совет

Температура напрямую влияет на сдвиг реакции в ту или иную сторону в соответствии с принципом Ле-Шателье. Если реакция эндотермическая, то есть протекает с поглощением тепла, повышение температуры способствует ее более полному протеканию (образованию продуктов реакции). Если же реакция экзотермическая (сопровождается выделением тепла), более полному ее протеканию, напротив, поспособствует снижение температуры.

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

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)

Показать решение »

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

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?

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.

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.

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.

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?

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

Задача 9. С чем  будет более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород (в расчете на 1 моль): с алюминием или с оловом? Ответ дайте, рассчитав ΔG⁰ обеих реакций. Продуктами реакций являются твердая соль и газообразный водород.

Задача 10. Не прибегая к вычислениям, определите, какие знаки (>0, <0, ≅0) имеют ΔG, ΔH и ΔS для протекающей в прямом направлении реакции:
4 НBr _(г) +  O_2(г) ↔ 2 H₂O_(г) + 2 Br_2(г)
Как повлияет повышение температуры на направленность химической реакции?