Как найти температуру при которой протекает реакция

Как найти температуру при которой протекает реакция

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

Вычисление теплового эффекта реакции

Задача 67.
Вычислить тепловой эффект реакции: Al2O3(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:

ΔНх.р. = ΔНобр.прод. – ΔНобр.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:

ΔНх.р. = ΔНобр.прод. – ΔНобр.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°С6Н6(ж) = 49,03 кДж/моль;
∆H°СO2(г) = -393,51 кДж/моль;
∆H°Н2О(ж) = -285,83 кДж/моль;
S°С6Н6(ж) = 172,8 Дж/(моль . K);
S°СO2(г) = 213,67 Дж/(моль . K);
S°Н2О(ж) = 70,08 Дж/(моль . K);
S°O2(г) = 205,04 Дж/(моль . K);
Qp = ?
∆S° = ?
Уравнение реакции горения бензолы имеет вид:

С6Н6(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:

ΔНх.р. = ΔНобр.прод. – ΔНобр.исх.

Тогда 

ΔН°298 = 3ΔH°Н2О(ж) + 2∆H°СO2 – ∆H°С6Н6(ж) =
= 3(-285,83) + 2(-393,51) – 49,03 = -1595,01 кДж/моль;
Q = -ΔНх.р. = 1595,01 кДж.

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

Тогда

Qp = [m(С6Н6) . (-ΔНх.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°CO2(г)] – [S°С6Н6(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;
Qр = 1530 кДж;
∆H = -Qр = 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) + O2(г) = 2H2O(ж) + 2Cl2(г).
Решение:
∆H°HCl(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°O2(г) = 205,04 Дж/(моль . К);
S°Cl2(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:

ΔНх.р. = ΔНобр.прод. – ΔНобр.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°Cl2(г)] – [4S°HCl(г) + S°O2(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.

Источник

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?

Как определить температуру 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?

This site is protected by reCAPTCHA and the Google Privacy Policy and Terms of Service apply.

Источник

Министерство
образования и науки Челябинской области

государственное
бюджетное профессиональное образовательное учреждение

 «Южно-Уральский
многопрофильный колледж»

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ

практической  работы

РАСЧЕТ
ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ  И

САМОПРОИЗВОЛЬНОГО
ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ

по
ОП 06

Физическая
химия

для
студентов специальности

22.02.01
Металлургия чёрных металлов

Челябинск,
2017

ОДОБРЕНО:

ЦМК

Председатель _________________ / Г.В.Карзунова

Протокол № ______  от
__________________ 2017

Составитель:

преподаватель ГБПОУ
«ЮУМК»                                                                 ________З.Ф.
Скороходова

Рецензент:

Преподаватель спецдисциплин,

ПЦК «Коксохимическое
производство»                                                     
__________В.А.Дружинина

Методические указания по выполнению практических работ
разработаны на основе рабочей программы по ОП 06 «Физическая химия»

Содержание практических работ
ориентировано на подготовку студентов к освоению – Общепрофессиональной
дисциплины программы подготовки специалистов среднего звена по специальности
«Металлургия черных металлов» и овладению
профессиональными компетенциями.

Содержание

1.Введение

4

2.Методические
указания по выполнению работы

5

3.
Контрольные вопросы

10

4.
Литература

15

1
ВВЕДЕНИЕ

Содержание практических и лабораторных работ
направлено на реализацию Федеральных государственных требований к минимуму
содержания и уровню подготовки выпускников средних специальных учебных
заведений и составлено на основе рабочей программы по ОП 06 «Физическая
химия».

Ведущей
дидактической целью практических занятий является формирование профессиональных
практических умений необходимых в последующей учебной деятельности по общепрофессиональным дисциплинам.

В соответствии с рабочей программой учебной ОП 06 «Физическая
химия »
предусмотрено проведение лабораторных занятий.

В результате их выполнения, обучающийся должен:

уметь:

– методы оценки свойств металлов и сплавов;

знать:

–
теоретические основы химических и физико-химических процессов, лежащих в основе
металлургического производства

Содержание практических работ
ориентировано на подготовку студентов к освоению   Общей профессиональной
дисциплины  программы
подготовки специалистов среднего звена
основной по специальности и овладению профессиональными компетенциями:

ПК 1.1. Осуществлять
технологические операции по производству черных металлов.

ПК 1.2. Использовать системы
автоматического управления технологическим процессом.

ПК 1.3. Эксплуатировать
технологическое и подъемно-транспортное оборудование, обеспечивающее процесс
производства черных металлов.

ПК 1.4. Анализировать качество
сырья и готовой продукции.

ПК 2.1. Планировать и
организовывать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка,
бригады, коллектива исполнителей.

ПК 3.1. Принимать участие в
разработке новых технологий и технологических процессов.

ПК 3.2. Участвовать в обеспечении и
оценке экономической эффективности.

А также формированию общих компетенций:

OK 1. Понимать сущность и социальную
значимость своей будущей профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

ОК 2. Организовывать собственную
деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных
задач, оценивать их эффективность и качество.

ОК 3. Принимать решения в
стандартных и нестандартных ситуациях и нести за них ответственность.

ОК 4. Осуществлять поиск и
использование информации, необходимой для эффективного выполнения
профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

ОК 5. Использовать информационно-коммуникационные
технологии в профессиональной деятельности.

ОК 6. Работать в коллективе и
команде, эффективно общаться с коллегами, руководством, потребителями.

ОК 8. Самостоятельно определять
задачи профессионального и личностного развития, заниматься самообразованием,
осознанно планировать повышение квалификации.

Выполнение студентами лабораторных работ по учебному
плану  ОП .06 «Физическая химия» направлено на:

–
обобщение, систематизацию, углубление, закрепление, развитие и детализацию полученных теоретических знаний по
конкретным темам учебной дисциплины;

–
формирование умений применять полученные знания на практике, реализацию
единства интеллектуальной и практической деятельности;

– формирование и развитие умений: наблюдать, сравнивать, сопоставлять,
анализировать, делать выводы и
обобщения, самостоятельно вести исследования, пользоваться различными приемами
измерений, оформлять результаты в виде таблиц, схем, графиков;

–
приобретение навыков работы с различными
приборами, аппаратурой, установками и другими техническими средствами
для проведения опытов;

2 МЕТОДИЧЕСКИЕ
УКАЗАНИЯ

Практическая 
работа № 2

«РАСЧЕТ
ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ  И

САМОПРОИЗВОЛЬНОГО
ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ

Теоретическая
часть.

Термодинамика –
наука, которая изучает общие законы взаимного превращения энергии из одной
формы в другую.

Химическая
термодинамика решает два основных вопроса:

–
количественное определение тепловых эффектов различных процессов;

–
выяснение принципиальной возможности самопроизвольного течения химических
реакций и условия, при которых химические реакции могут находиться в состоянии
равновесия.

Объектом
исследования термодинамики является термодинамическая система.

Термодинамическая
система – это такая система, в которой между телами, ее
составляющими, возможен обмен энергией и веществом, которая полностью
описывается термодинамическими параметрами.

Параметры
состояния: масса, концентрация, состав, температура, давление, объем и др.
Среди них выделяют три основных параметра состояния: давление, температура,
объем. Названы они таким образом потому, что незначительные изменения одного
или нескольких основных параметров состояния приводят к очень резким изменениям
в свойствах термодинамических систем.

Все
процессы, протекающие в живых организмах, являются изобарно-изотермическими (P =
const; T= const).

Параметры
состояния, не поддающиеся непосредственному измерению и зависящие от основных
параметров состояния, называются функциями основных параметров
состояния. К ним относятся:

– внутренняя
энергия (U) – это полная энергия системы, включающая энергию
движения атомов и молекул, электронов и ядер в атомах, внутриядерную энергию,
энергию межмолекулярного взаимодействия и другие виды энергий, за исключением
кинетической и потенциальной энергии системы как целого:

https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-2QGXvU.png;

– энтальпия (H)
– характеризует энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях;

– энтропия (S)
– мера вероятности состояния термодинамической системы;

– свободная
энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал (G).

Значения
этих функций связаны с особенностями состава, внутреннего строения вещества, а
также внешними условиями протекания процесса: давлением, температурой,
концентрацией вещества.

Абсолютные
величины этих функций определить невозможно, можно найти изменение этих величин
при переходе термодинамической системы из начального в конечное состояние (из
исходных веществ в продукты реакции):

∆https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-fHUj5V.png,

где F –
функция состояния (U, H, S, G).

Ответить
на первый вопрос термодинамики – следовательно, определить величину изменения
энтальпии или тепловой эффект химической реакции (ΔН0 х.р.,
кДж). Этим вопросом занимается раздел термодинамики, называемый термохимией.

Термохимические
расчёты основаны на следствии из закона Гесса: изменение
энтальпии химической реакции равно сумме энтальпий образования продуктов
реакции за вычетом сумм энтальпий образования исходных веществ с учётом
стехиометрических коэффициентов.

https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-MjuS80.png

Например,
для реакции:

CH4(г)
+ 2O2(г) = 2H2O(ж) + CO2(г);

Энтальпией образования сложного
соединения https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-wbH7i8.png называется
изменение энтальпии в процессе получения одного моля этого соединения из
простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при данных
условиях.

Обычно
энтальпию образования различных соединений https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-ZsQq9y.png определяют
в стандартных условиях:

to =
25 oC (298 K);

P = 1атм (760 мм
рт.ст.; 101325 Па); 

Cвещ. =
1 моль/л.

Например,
для процесса:

Ca(т)
+ 0,5O2(г) = CaO(т); ∆HCaO(т) = – 635 кДж/моль

стандартные
энтальпии образования всех простых веществ принимают равными нулю: .

Если
тепловой эффект имеет отрицательное значение ( < 0), такой процесс
протекает с выделением энергии и называется экзотермическим, если
тепловой эффект имеет положительное значение ( >0), то такой процесс
протекает с поглощением энергии и называется эндотермическим.

В
термохимии принято записывать процессы в виде термохимических уравнений,
в которых указывается тепловой эффект или количество теплоты (Q),
агрегатное состояние веществ и допускаются дробные коэффициенты:

H2(г)
+ 0,5O2(г) = H2О(ж);      = – 285,8 кДж/моль

или

H2(г) + 0,5O2(г) = H2О(ж) + 285,8
кДж/моль,

т.к.  =
– Q.

Ответить
на второй вопрос термодинамики – следовательно, определить возможность
самопроизвольного течения процесса.

Самопроизвольным называется
такой процесс, который протекает без сообщения ему дополнительной энергии.
Например, самопроизвольными являются процессы коррозии металлов, окисления
жиров, старения резины и многих полимерных материалов, получение растворов и
т.д.

Большинство
химических процессов протекают самопроизвольно в сторону уменьшения запаса
внутренней энергии или энтальпии системы. Но известны и такие процессы, которые
протекают самопроизвольно, без изменения внутренней энергии системы, движущей
силой таких процессов является энтропия S системы. Энтропия
характеризует беспорядок в системе: чем выше беспорядок, тем выше энтропия.
В изолированных от внешней среды системах процессы протекают самопроизвольно в
направлении увеличения энтропии (∆https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-omjFdd.png).

Энтропия
реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса и имеет единицу измерения
Дж/моль·K.

https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-Su65kC.png

Таким
образом, существуют два основных фактора самопроизвольного протекания
процессов:

–
уменьшение внутренней энергии или энтальпии системы (https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-sBhMAp.png;
∆https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-NTUsr5.png);

–
увеличение беспорядка или энтропии системы (∆https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-HLsG71.png).

В
термодинамике существует параметр, который отражает влияние на направление
процесса двух рассмотренных факторов одновременно. Таким параметром для
процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении, является изобарно-изотермический
потенциал ∆G (или энергия Гиббса, свободная энергия
системы). Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции
можно рассчитать по формуле Гиббса:

∆GT,х.р. = ∆Hoх.р. – T∆Soх.р.,

где T –
абсолютная температура процесса, K;

∆Gх.р. характеризует
общую движущую силу процесса, кДж.

Если
процесс протекает в стандартных условиях, то https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-kmBEoT.pngрассчитывается
по следствию из закона Гесса.

https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-d6Y30q.png.

Если
процесс является обратимым, для которого известна величина константы равновесия
(Kр), то можно воспользоваться формулой:

https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-rAV3Et.png,

где R –
универсальная газовая постоянная (R = 8,3144 Дж/моль·K);

Т –
абсолютная температура процесса, K;

Kр –
константа равновесия процесса.

Величина
и знак https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-BWTNI2.pngхарактеризует
принципиальную возможность протекания процесса:

–
если https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-45CISe.png<
0, процесс протекает самопроизвольно при данных условиях;

–
если https://studfiles.net/html/2706/43/html_vl4XjqBX5A.zMkY/img-rh7d0t.png>
0, процесс при данных условиях протекать не может;

Практическая
часть

Цель работы: провести
практические расчеты законов термодинамики к химическим системам. Определить
тепловые эффекты химических реакций, а также определить возможность
самопроизвольного протекания этих реакций.

Задачи:

–
овладение студентами приёмам решения практических задач, способствовать
овладению навыками и умениями выполнения расчётов,

–
углубление, расширение и закрепление знаний студентов в процессе выполнения  практической
работы;

–
обучение студентов умению анализировать полученные результаты;

–
контроль самостоятельной работы студентов по освоению дисциплины;

–
обучение навыкам профессиональной деятельности.

Примеры решения задач.

Задача 1. Определите
по справочным данным стандартную энтальпию реакции

С2H5OH(ж) + 3O2(г) =
2СО2(г) + 3H2O(г).

Вещество

C2H5OH(ж)

O2(г)

CO2(г)

H2O(г)

ΔH0обр, кДж/моль

‑278

0

‑394

‑242

Решение:

Значение энтальпии реакции находим по
первому следствию закона Гесса:

ΔHр-ции = ΣH0кон 
–  ΣH0исх кДж/моль

Подставив стандартные величины, получим:

https://studfiles.net/html/2706/35/html_WEJMZMvmfC._JFz/img-8mvhsK.png

Ответ:https://studfiles.net/html/2706/35/html_WEJMZMvmfC._JFz/img-upHML_.png

Задача 2. 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.

Fe2O3 (к) +
3H2 = 2Fe(к) + 3H2O(г)

Решение.

ΔHр-ции = ΣH0кон 
–  ΣH0исх кДж/моль

Запишем термохимическое уравнение для данной реакции с
учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔHр-ции = 2·ΔH0Fe + 3·ΔH0H2O
 – ΔH0Fe2O3 – 3·ΔH0H2

Используя справочные данные стандартных
энтальпий веществ  подставляем в уравнение и находим:

ΔHр-ции = 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16) – 3·0 = 96,7 кДж/моль

Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона
Гесса:

ΔSр-ции=ΣS0кон –
ΣS0исх Дж/(моль·K)

Запишем термохимическое уравнение для данной реакции с
учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔSр-ции = 2·ΔS0Fe + 3·ΔS0H2O 
– ΔS0Fe2O3 – 3·ΔS0H2

Используя справочные данные стандартных
энтропий веществ, находим:

ΔSр-ции  = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 — 3·131 = 137,44 Дж/(моль·K)

Изменение изобарно-изотермического потенциала химической
реакции можно рассчитать по формуле Гиббса:

ΔG = ΔH – TΔS

Подставим полученные значения в это
уравнение:

ΔG  = 96,7 – 298 ·137,44 /1000 = 55,75 кДж/моль

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:

ΔG = ΔH – TΔS = 0, 

Тогда:

T= – (ΔG – ΔH) / ΔS= – (0-96,7)/0,137 = 705,83 K

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

Ответ: ΔHр-ции = 96,7 кДж/моль; ΔSр-ции =
137,44 Дж/(моль·K); ΔG = 55,75 кДж/моль; T= 705,83K

Задача 3.  Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания
реакции при температурах 1000 и 3000 К.

Cr2O3 (т) + 3C (т)
= 2Cr (т) + 3CO (г)

Cr2O3 (т)

C (т)

Cr (т)

CO (г)

ΔH298, кДж/моль

– 1141

0

0

– 110,6

ΔS298,
Дж/(моль×К)

81,2

5,7

23,6

197,7

Решение.

Вычисления энергии Гиббса проводим
согласно выражению:

ΔGр-ции = ΔHр-ции – TΔSр-ции

Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции.

ΔHр-ции = ΣH0кон – ΣH0исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ,
находим:

ΔHр-ции= 2·ΔH0Cr + 3·ΔH0CO — ΔH0Cr2O3 —
3·ΔH0C= 2·0 + 3·(- 110,6) – (-1141) — 3·0 = 809,2
кДж/моль

ΔSр-ции=ΣS0кон –
ΣS0исх Дж/моль·K

Аналогично, используя справочные данные стандартных
энтропий веществ, находим:

ΔSр-ции= 2·ΔS0Cr + 3·ΔS0CO — ΔS0Cr2O3 —
3·ΔS0C= 2·23,6 + 3·197,7 – 81,2 — 3·5,7 = 542
Дж/(моль·K)

Найдем энергию Гиббса при 1000 К

ΔG1000 =
ΔH – TΔS= 809,2 – 1000 ·542 /1000 = 267,2 кДж/моль

ΔG1000 > 0, следовательно,
реакция самопроизвольно не идет.

Найдем энергию Гиббса при 3000 К

ΔG3000= ΔH – TΔS =
809,2 – 3000 ·542 /1000 = — 816,8 кДж/моль

ΔG3000 ˂ 0, следовательно,
реакция протекает самопроизвольно.

Ответ: ΔG1000 = 267,2 кДж/моль
–  реакция самопроизвольно не идет.

ΔG3000= – 816,8 кДж/моль – реакция
протекает самопроизвольно

Задачи для самостоятельного решения

Задача 1. Согласно вашему
варианту вычислите стандартную энтальпию реакции. Справочные даны
смотрите в приложении 1.

№
варианта

Уравнение реакции

1

Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т)

2

4Al (т) + 3O2 (г) = 2Al2O3
(т)

3

CaO(т) + Н2О(ж) =
Са(ОН)2(т).

4

Fe(к) + ½O2(г) = FeO(к),

5

2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)

6

4NH3 (г) + 3O2 (г) = 2N2
(г) + 6H2O (г);

7

C (т) + H2O (г) =
CO (г) + H2 (г).

8

С2H4(г) + 3O2(г) =
2CO2(г) + 2H2O(г).

9

MgCO3(т) = MgO(т) + CO2(г).

10

H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г)

11

CCl4(г) + 4HCl (г) = СH4(г) +
4Cl2(г) ,

12

2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г)

13

4H2(г) + 2NO2(г) = 4H2O(г) +
N2(г)

14

Zn(к) + ½О2(г) =
ZnO(к)

15

3СаО(к) + Р2О5(к) = Са3(РО4)2(к)

16

МgCO3(тв) = MgO(тв)
+ CO2(г)

17

Pb(к.) + S(ромб.) + 2O2(г.) = PbSO4(к.).

18

As2O3(к.) + O2(г.) = As2O5(к.)

19

2H2O(г.) + CH4(г.) = CO2(г.) + 4H2(г.)

20

K(к.) + ½Cl2(г.) + 3/2O2(г.) = KСlO3(к.)

21

2Pb(NO3)2(к.) = 2PbO(к.) + 4NO2(г.) + O2(г.)

22

CO(г.) + Cl2(г.) = COCl2(г.)

23

6C(г) + 6H(г) =
C6H6(г)

24

3Cu(тв) + 8HNO3(ж) = 3Cu(NO3)2(тв) + 2NO(г) + 4H2O(ж)

25

CH4(г) + 2O2(г) =
CO2(г) + 2H2O(г)

Задача
2. Согласно вашему варианту 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. Справочные
данные смотрите в приложении 1.

№
варианта

Уравнение
реакции

1

4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO(г) + 6Н2О(г)

2

4НС1(г) + О2 (г)
= 2Н2О(г) + 2Cl2 (г)

3

CaCO3
(т) = CaO(m)
+ CO2 (г)

4

Fe3O4 (т) + H2 (г) = 3FeO(m)
+ Н2O(г)

5

Ca(OH)2
(т) + CO2 (г) = CaCa 3 (т)
+ Н2О(г)

6

2SО2(г) + O2(г) = 2SO3(г)

7

2AgNO3 (т) =
2 Ag (т) + 2NO2 (г) + О2 (г)

8

CH4 (г) + 2O2 (г) = CO2 (г) + 2Н2O(ж)

9

2NО2 (г)
+ O3 (г) =
O2 (г) +
N2О5(г)

10

2Н2S (г) + CO2(г) = 2Н2О(г) + CS2( г)

11

FeO(т)
+ СО(г) = Fe (т) + С02(г)

12

4Н2S (г) + 2SО2
(г) = 4Н2О(г) + 3S2 (г)

13

2SО2(г) + O2(г) = 2SO3(г)

14

4СО(г) + 2SО2(г) = S2(
г ) + 4СО2(г)

15

4FeS2 (т) + 11О2 (г) = 2Fe2O3 (т) + 8SO2 (г)

16

NН4Cl (т)
= NH3(г) + HCl(г)

17

Са(ОН)2 (т)
= CaO(т)
+ H2O(г)

18

S (ромб) + 2СО2 (г) = SO2 (г) + 2СО(г)

19

4N0(г) + 6Н2O(ж) = 5O2 (г) + 4NН3 (г)

20

Н2S(г) + CO2(г) = Н2О(г) + COS (г)

21

Н2S (г) + CO(г) = Н2О(г) + CS2(г)

22

СН4 (г) + 2H2 S (г) = CS2 (г)
+ 4Н2 (г)

23

S (ромб) + H2O(ж) = SO2 (г) + 2H2
(г)

24

Са(OН)2 (т) = CaO(т)
+ H2O(г)

25

CH4(г)
+ СО2(г) = 2CO(г) + 2Н2(г)

Задача
3. Согласно вашему варианту вычислите энергию
Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 600 и 3450
К. Справочные данные смотрите в приложении 1.

№
варианта

Уравнение
реакции

1

4FeS2 (т) + 11О2 (г) = 2Fe2O3 (т) + 8SO2 (г)

2

Zn(к) + ½О2(г) =
ZnO(к)

3

3Cu(тв) + 8HNO3(ж) = 3Cu(NO3)2(тв) + 2NO(г) + 4H2O(ж)

4

2H2O(г.) + CH4(г.) = CO2(г.) + 4H2(г.).

5

CH4(г)
+ СО2(г) = 2CO(г) + 2Н2(г)

6

3СаО(к) + Р2О5(к) = Са3(РО4)2(к)

7

Н2S(г) + CO2(г) = Н2О(г) + COS (г)

8

As2O3(к.) + O2(г.) = As2O5(к.)

9

Са(ОН)2 (т)
= CaO(т)
+ H2O(г)

10

2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г)

11

2Н2S (г) + CO2(г) = 2Н2О(г) + CS2( г)

12

FeO(т)
+ СО(г) = Fe (т) + СО2(г)

13

4Н2S (г) + 2SО2
(г) = 4Н2О(г) + 3S2 (г)

14

Н2S (г) + CO(г) = Н2О(г) + CS2(г)

15

6C(г) + 6H(г) =
C6H6(г)

16

3СаО(к) + Р2О5(к) = Са3(РО4)2(к)

17

2SО2(г) + O2(г) = 2SO3(г)

18

4N0(г) + 6Н2O(ж) = 5O2 (г) + 4NН3 (г)

19

CCl4(г) + 4HCl (г) = СH4(г) +
4Cl2(г) ,

20

S (ромб) + 2СО2 (г) = SO2 (г) + 2СО(г

21

2Pb(NO3)2(к.) = 2PbO(к.) + 4NO2(г.) + O2(г.)

22

CaCO3
(т) = CaO(m)
+ CO2 (г)

23

4Al (т) + 3O2 (г) = 2Al2O3
(т)

24

4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO(г) + 6Н2О(г)

25

Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т)

3
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Сформулиру йте
второй закон термодинамики.

2. Какие системы
называются термодинамическими?

3. Дайте определение
теплового эффекта реакции

4. Сформулируйте закон
Гесса.

5. Какие процессы
называются экзо- и эндо-термическими?

6. Какие процессы
называются самопроизвольными?

ПРИЛОЖЕНИЕ 1

Термодинамические свойства веществ

Вещество и состояние

Δ Hoобр.,
298,15

кДж/моль

ΔGoобр., 298,15

кДж/моль

So, 298,15

Дж/(моль К)

Ag (кр.)

0

0

42,55

AgCl
(кр.)

-127,1

-109,8

96,1

AgCl2– (р-р;
, гип.недисс.)

-245,2

-214,8

228,9

AgNO3 (кр.)

-124,5

-33,6

140,9

AgNO3 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-101,8

-34,5

219,8

Ag2О
(кр.)

-31,1

-11,3

121,0

Ag2S
(кр.)

-32,8

-40,8

144,0

AlCl (г)

-45,9

-72,1

227,9

AlCl3 (г)

-585

-571

313,8

AlCl3 (кр.)

-704,2

-628,6

109,3

AlCl3 (
р-р; бесконечн.Н2О)

-1031,0

-883,8

-132

Al(NO3)3 6Н2О
(кр.)

-2850,1

-2203,5

468

Al(OH)3 (аморф.)

-1276

–

–

Al(OH)4– (р-р;
бесконечн.Н2О, гип.недисс.)

-1506,5

-1306,6

90

Al2O3 (кр.)

-1675,7

-1582,3

50,9

Al2O3 (аморф)

-1602

–

–

Al2S3 (кр.)

-724

–

–

Al2(SO4)3 (кр.)

-3441,8

-3100,9

239,2

Al2(SO4)3 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-3792,4

-3217,1

-548

As (г)

288,7

247,4

174,1

As (кр.)

0

0

35,61

AsCl3 (г)

-271,1

-258,1

326,2

AsCl3 (ж)

-315,5

-268,4

212,5

As2O5 (кр.)

-926,4

-783,8

105,4

C (г)

715,1

669,7

157,99

C (к,
алмаз)

1,83

2,83

2,37

C (к,
графит)

0

0

5,74

CCl4 (г)

-102,9

-60,7

309,9

CCl4 (ж)

-135,4

-64,6

214,4

CF4 (г)

-933,0

-888,4

261,37

CHCl3 (г)

-101,3

-68,6

295,9

CHF3 (г)

-698,7

-664,3

259,57

CH3OH
(г)

-202,0

-163,3

239,7

CH3OH
(ж)

-239,45

-167,1

126,6

CH4 (г)

-74,81

-50,82

186,31

CO (г)

-110,52

-137,14

197,54

CO2 (г)

-393,51

-394,38

213,67

CO32- (р-р;
бесконечн.Н2О)

-676,64

-527,6

-56

COCl2 (г)

-221

-207

284

COS (г)

-141,70

-168,94

231,53

C2H2 (г)

226,0

208,5

200,83

C2H4 (г)

52,5

68,3

219,3

C2H6 (г)

-84,7

-33,0

229,5

C2H5OH
(г)

-234,6

-168,1

282,4

C2H5OH
(ж)

-276,9

-174,2

161,0

C6H6 (ж)

49,03

124,5

172,8

C6H12 (ж)
(циклогексан)

-156,23

26,65

204,39

HCN (г)

134,7

124,3

201,71

HCN (г)

134,7

124,3

201,71

HNCS (г)

127,61

112,89

248,03

CS2 (г)

116,7

66,55

237,8

CS2 (ж)

88,70

64,41

151,04

Ca (кр.)

0

0

41,6(63)

Ca2+ (р-р;
бесконечн.Н2О)

-543,1

-552,8

56,5

CaC2 (кр.)

-60

-65

70,0

CaCl2 (кр.)

-795,9

-749,4

108,4

CaCl2 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-877,3

-815,3

169,5

CaCO3 (кр.)

-1206,8

-1128,4

91,7

Ca(OH)2 (кр.)

-985,1

-897,1

83,4

Ca(NO3)2 (кр.)

-938,8

-743,5

193,3

CaO
(кр.)

-635,1

-603,5

38,1

CaS
(кр.)

-476,98

-471,93

56,61

CaSO4 (кр.)

-1436,3

-1323,9

106,7

Cl (г)

121,31

105,33

165,08

Cl– (р-р;
бесконечн.Н2О)

-167,1

-131,26

56,5

Cl2 (г)

0

0

222,98

ClO– (р-р;
бесконечн.Н2О)

-110,0

-36,6

33

ClO2– (р-р;
бесконечн.Н2О)

-66,53

17,12

101,25

ClO3– (р-р;
бесконечн.Н2О)

-95,6

-0,2

164,4

ClO4– (р-р;
бесконечн.Н2О)

-123,6

-3,4

183,7

HCl (г)

-92,31

-95,30

186,79

HCl
(р-р; бесконечн.Н2О)

-167,1

-131,26

56,5

HClO4 (ж)

-34,9

84,0

188,3

ClO2 (г)

104,60

122,34

257,02

Cl2O
(г)

75,73

93,40

266,23

Cr (кр.)

0

0

23,6(64)

CrCl3 (кр.)

-570

-501

124,7

CrCl3 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-737,3

-616,9

385,0

Cr2O3 (кр.)

-1140,6

-1059,0

81,2

CrO3 (кр.)

-590

-513

73,2

Cu (кр.)

0

0

33,1

CuCl
(кр.)

-137,3

-120,1

87

CuCl2 (кр.)

-205,85

-161,71

108,07

Cu2O
(кр.)

-173,2

-150,6

92,9

CuO
(кр.)

-162,0

-134,3

42,63

CuS
(кр.)

-53,14

-53,58

66,53

Cu2S
(кр.)

-79,50

-86,27

120,92

CuSO4 (кр.)

-770,9

-661,79

109,2

CuSO4 5Н2О
(кр.)

-2279,4

-1880

300

CuSO4 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-844,1

-680,1

-75

Fe (кр.)

0

0

27,15

FeCl2 (кр.)

-341,7

-303,4

118

FeCl2 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-421,3

-341,4

-18

FeCl3 (кр.)

-399,4

–

–

FeCl3 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-547,7

-398,3

-140

FeCO3 (кр.)

-738,15

-665,09

95,40

FeO
(кр.)

-265

-244

60,8

Fe(OH)2 (кр.)

-562

-479,7

88

Fe(OH)3 (кр.)

-827

-699,6

105

Fe2O3 (кр.)

-822

-740

87

Fe3O4 (кр.)

-1117,13

-1014,17

146,19

FeSO4 (кр.)

-927,59

-819,77

107,53

Fe2(SO4)3 (кр.)

-2580

-2253

283

FeS
(кр.)

-100,42

-100,78

60,29

FeS2 (кр.)

-177,40

-166,05

52,93

H (г)

217,98

203,27

114,60

H2 (г)

0

0

130,52

K (г)

88,9

60,4

160,23

K (кр.)

0

0

64,68

KBr
(кр.)

-393,5

-380,1

95,9

KBrO3 (кр.)

-376,1

-287,0

149,2

KCN
(кр.)

-113,4

-101,9

127,8

K2CO3 (кр.)

-1150,18

-1064,87

155,52

KCl
(кр.)

-436,56

-408,6

82,55

KCl
(р-р; бесконечн.Н2О)

-419,35

-413,78

157,4

KClO3 (кр.)

-389,1

-287,5

142,97

KClO4 (кр.)

-427,2

-297,4

151,04

KF (кр.)

-566,1

-536,4

66,5

KMnO4 (кр.)

-833,9

-734,0

171,7

KNO3 (кр.)

-494,5

-394,6

132,9

KOH
(кр.)

-424,67

-378,9

78,9

KOH
(р-р; бесконечн.Н2О)

-482,29

-439,84

90

K2CrO4 (кр.)

-1407,9

-1299,8

200

K2Cr2O7 (кр.)

-2062

-1882

291

K2O
(кр.)

-362

-322

96

K2S
(кр.)

-387

-373

113

K2SO4 (кр.)

-1439,3

-1321,3

175,6

Mg (кр.)

0

0

32,7

MgCl2 (кр.)

-644,8

-595,3

89,54

MgO
(кр.)

-601,5

-569,3

27,07

Mg(OH)2 (кр.)

-924,7

-833,7

63,2

MgСO3 (кр.)

-1095,85

-1012,15

65,10

MgSO4 (кр.)

-1287,4

-1173,2

91,5

MgSO4*6Н2О
(кр.)

-3089,50

-2635,10

348,10

MgSO4 (р-р;
бесконечн.Н2O)

-1379,1

-1203,0

-115,9

Mn (кр.)

0

0

32,0

MnO
(кр.)

-385,1

-363,34

61,5

MnO2 (кр.)

-521,5

-466,7

53,1

Mn2O3 (кр.)

-957,72

-879,91

110,46

Mn3O4 (кр.)

-1387,60

-1282,91

154,81

MnСO3 (кр.)

-881,66

-811,40

109,54

MnCl2 (кр.)

-481,16

-440,41

118,24

MnS
(кр.)

-214,35

-219,36

80,75

MnSO4 (кр.)

-1066,8

-959,0

112,5

MnSO4 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-1131,2

-976,7

-44

N (г)

472,71

455,59

153,19

N2 (г)

0

0

191,5

NH2OH
(г)

-50,9

-3,62

235,6

NH3 (г)

-46,2

-16,71

192,6

NH3 (ж)

-69,87

–

–

NH4+ (р-р;
бесконечн.Н2О)

-132,3

-79,5

114,3

NH4Al(SO4)2 (кр.)

-2353,50

-2039,80

216,31

NH4Cl
(кр.)

-314,2

-203,2

95,81

NH4Cl
(р-р; бесконечн.Н2О)

-299,4

-210,8

170,8

NH4NO2 (кр.)

-256,1

NH4NO3 (кр.)

-365,43

-183,83

151,04

(NH4)2SO4 (кр.)

-1180,31

-901,53

220,08

NH4OH
(р-р; бесконечн.Н2О, гип.недисс.)

-366,2

-264,0

181,7

NO (г)

90,2

86,6

210,6

NOCl (г)

52,59

66,37

263,50

NO2 (г)

33,5

51,55

240,2

N2H4 (г)

95,3

159,1

238,5

N2O
(г)

82,01

104,12

219,86

N2O4 (г)

9,6

98,4

303,8

N2O4 (ж)

-19,0

97,9

209,2

N2O5 (кр.)

-42,7

114,1

178,2

N2O5 (г)

13,30

117,14

355,65

HNO3 (ж)

-173,00

-79,90

156,16

HNO3 (г)

-133,91

-73,78

266,78

HNO3 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-207,4

-111,6

147,2

Na (кр.)

0

0

51,30

NaCl
(кр.)

-411,41

-384,4

72,13

NaNO3 (кр.)

-466,70

-365,97

116,50

NaOH
(кр.)

-495,93

-379,8

64,43

NaOH
(р-р; бесконечн.Н 0)

-470,45

-419,44

48,0

NaHCO3 (кр.)

-949,08

-851,1

101,3

Na2CO3 (кр.)

-1129,43

-1045,7

135,0

Na3РO4 (кр.)

-1924,64

-1811,31

224,68

Na2S
(кр.)

-374,47

-358,13

79,50

Na2SO3 (кр.)

-1095,0

-1006,7

146,02

Na2SO4 (кр.)

-1389,5

-1271,7

149,62

O (г)

249,2

231,8

160,94

O2 (г)

0

0

205,04

H2O
(кр.)

-291,85

–

39,33

H2O
(г)

-241,82

-228,61

188,72

H2O
(ж)

-285,83

-237,25

70,08

H2O2 (ж)

-187,78

-120,38

109,5

H2O2 (г)

-135,88

-105,74

234,41

PCl3 (г)

-279,5

-260,45

311,71

PCl3 (ж)

-311,7

-274,49

218,49

PCl5 (кр.)

-445,89

-318,36

170,80

PCl5 (г)

-366,9

-297,1

364,4

P2O3 (ж)

-1097

-1023

142

P2O5 (кр.)

-1507,2

-1371,7

140,3

P4O6 (кр.)

-1640

–

–

H3PO4 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-1272

-1012,6

221

H3PO4 (кр.)

-1279,05

-1119,20

110,50

H3PO4 (ж)

-1266,90

-1134,00

200,83

Pb (кр.)

0

0

64,8

PbCl2 (кр.)

-359,82

-314,56

135,98

PbCl2 (г)

-173,64

-182,02

315,89

Pb(NO3)2 (кр.)

-451,7

-256,9

218

Pb(NO3)2 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-415,7

-247,6

307

PbО (к,
желт.)

-217,61

-188,20

68,70

PbО (к,
красн.)

-219,3

-189,10

66,1

PbО2 (кр.)

-276,6

-218

71,9

Pb3О4 (кр.)

-723,41

-606,17

211,29

PbS
(кр.)

-100

-99

91,2

PbS (г)

122,34

76,25

251,33

PbSО4 (кр.)

-920,48

-813,67

148,57

S (к,
монокл.)

0,377

0,188

32,6

S (к,
ромб.)

0

0

31,9

S (г)

278,81

238,31

167,75

SOCl2 (г)

-212,8

-198,0

307,94

SO2 (г)

-296,90

-300,21

248,07

SO2Cl2 (г)

-363,2

-318,9

311,3

SO2Cl2 (ж)

-394,13

-321,49

216,31

SO3 (г)

-395,8

-371,2

256,7

SO3 (ж)

-439,0

–

–

H2S
(г)

-20,9

-33,8

205,69

H2S2 (г)

15,3

-4,5

260,7

H2SO4 (ж)

-814,2

-690,3

156,9

H2SO4 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-911,0

-745,7

18,0

Zn (кр.)

0

0

41,63

Zn2+ (р-р;
бесконечн.Н2О)

-153,64

-147,16

-110,62

ZnCl2 (кр.)

-415,1

-369,4

111,5

ZnCl2 (г)

-265,68

-269,24

276,56

ZnCО3 (кр.)

-812,53

-730,66

80,33

ZnCl 2 (р-р;
бесконечн.Н2О)

-487,8

-409,7

–

Zn(NH3)42+ (р-р;
бесконечн.Н2О, гип.недисс.)

-537,0

-304,6

298

Zn(CN)42- (р-р;
бесконечн.Н2О, гип.недисс.)

-332,1

-427,2

259,3

ZnO
(кр.)

-350,6

-320,7

43,51

Zn(OH)2 (кр.)

-645,43

-555,92

77,0

Zn(OH)42- (р-р;
бесконечн.Н2О, гип.недисс.)

–

-860,8

–

ZnS
(кр.)

-205,4

-200,7

57,7

ZnSO4 (кр.)

-981,4

-870,12

110,54

4 ЛИТЕРАТУРА

Основные источники:

1.     
Белик, В.В.
Физическая и коллоидная химия [Текст]: учебник для студентов учреждений сред. проф.
образ./ В.В. Белик, К.И. Киенская. -8-е изд., испр. -М.: Академия, 2013- 228 с.
:ил.,табл.(Среднее проф.образование.)

2.     
Горбунцов, С.В.
Физическая и коллоидная химия [Текст]: учеб. для проф. образ./ С.В. Горбунцов,
Э.А. Муллоярова. – М.: Альфа-М ИНФРА -М, 2010.-240с.:ил.,табл.

Дополнительные источники:

1.  Шварцман Л.А.. Начала физической химии для
металлургов[Текст]: учеб. для проф. образ./ Л.А. Шварцман, А. М. Жуховицкий.-
А.: Металлургия, 2001 -352с.:ил.

2.    Стромберг. А.Г. Физическая химия [Текст]: учеб.
для проф. образ./ А.Г. Стромберг.- М.: Высшая школа, 2001-98с.:ил.

3.    Борнацкий, И.И. Основы физической химии
[Текст]: учеб. для проф. образ. / И.И. Борнацкий. – М.: Металлургия,
1999-152с.:ил.

4.   
Ипполитов
Е.Г.. Физическая химия [Текст]:учеб. для проф. образ ./ Е.Г. Ипполитов, Н.В.
Артемов.- М.: Академия, 2005. -310с. :ил.

Интернет-ресурсы:

1.
http://lcr.tsu.ru/kurzina/download/файл4_Labornii%20practicum_Kurzina.pdf

Источник

Найди верный ответ на вопрос ✅ «Рассчитать температуру, при которой возможно самопроизвольное протекание реакции: 2H2O (Ж) = 2H2 (Г) + O2 (Г) …» по предмету 📙 Химия, а если ответа нет или никто не дал верного ответа, то воспользуйся поиском и попробуй найти ответ среди похожих вопросов.

Искать другие ответы

Главная » Химия » Рассчитать температуру, при которой возможно самопроизвольное протекание реакции: 2H2O (Ж) = 2H2 (Г) + O2 (Г)

Источник

Условия самопроизвольного протекания процессов

1. Процессы,
протекающие в изолированной системе. Подставив в уравнение второго закона
термодинамики (26) величинуQиз математической записи первого закона
термодинамики (2), получаем объединённое
выражение:

TdS
dU + pdV. (38)

Учитывая, что
энергия и объём изолированной системы
есть величины постоянные, то dU= 0 иdV= 0, получаем:

dS
0 (39)

Знак неравенства
относится к необратимым процессам.

В изолированной
системе самопроизвольно протекают
процессы, сопровождающиеся увеличением
энтропии. При достижении максимально
возможного для данных условий значения
энтропии в системе устанавливается
состояние равновесия (dS= 0).

Таким образом,
изменение энтропии является критерием
возможности самопроизвольного протекания
химического процесса в изолированной
системе:

если dS> 0 – в системе самопроизвольно
протекает прямая реакция;

если dS= 0 – система находится в состоянии
равновесия;

если dS< 0 – в системе самопроизвольно
протекает обратная реакция.

2. Процессы, протекающие при постоянном давлении и температуре.

Для выяснения
возможности протекания изобарно-изотермических
процессов используется функция состояния
G, называемаяизобарно-изотермическим потенциаломилисвободной энергией Гиббса:

G=H–TS.
(40)

Продифференцируем
это уравнение с учётом выражения (6):

dG = dU +
pdV + VdP – TdS – SdT. (41)

Величину dUнаходим из уравнения (37) и подставляем
в (34):

dG≤Vdp–SdT. (42)

При постоянных
величинах давления и температуры: dp=dT=0;

dG≤0 (43)

При постоянных
давлении и температуре самопроизвольно
протекают только процессы, сопровождающиеся
уменьшением изобарно-изотермического
потенциала. Когда G
достигает минимального в данных условиях
значения, в системе устанавливается
равновесиеdG = 0 .

Следовательно,
вычислив dGхимической
реакции, не проводя эксперимента, можно
ответить о принципиальной возможности
протекания данного химического процесса:

dG<
0 – в системе самопроизвольно протекает
прямая реакция;

dG=
0 – в системе установилось химическое
равновесие;

dG>
0 – в системе самопроизвольно протекает
реакция в обратном направлении.

Изменение свободной
энергии Гиббса можно вычислить по
формуле:

G=H–TS,
(44)

предварительно
рассчитав тепловой эффект реакции
Hи изменение энтропии
S.

Изменение энергии
Гиббса одновременно учитывает изменение
энергетического запаса системы и степени
её беспорядка.

Как и в случае
изменения энтальпии и энтропии, к
изобарно-изотермическому потенциалу
применимо следствие из закона Гесса:
изменение энергии Гиббса dG
врезультате химической реакции
равно сумме энергий Гиббса образования
продуктов реакции за вычетом суммы
энергий Гиббса образования исходных
веществ с учётом их стехиометрических
коэффициентов:

ΔG=(45)

В реакциях,
протекающих при постоянном давлении и
температуре, связь между ΔGи константой равновесия Крвыражается с помощьюуравнения изотермы
химической реакции.

Предположим, что
реакция протекает в смеси идеальных
газов А, В, С и D, взятых в
произвольных неравновесных количествах
с соответствующими парциальными
давлениями:

ν1А + ν2В
↔ ν3С + ν4D.

Уравнение изотермы
для данного процесса имеет следующий
вид:

ΔG= ΔG+RTln.
(46)

При протекании
химической реакции спустя некоторое
время наступает состояние химического
равновесия. Это означает, что скорости
прямой и обратной реакции становятся
равными. В состоянии химического
равновесия количество всех веществ А,
В, С и Dне будет меняться
во времени.

Поскольку в момент
равновесия ΔG= 0, то уравнение изотермы для условий
химического равновесия принимает вид:

ΔG= -RTln.
(47)

Обозначив

=
Кр, (48)

тогда получаем:

ΔG= -RTlnКр.
(49)

Для данной реакции
при данной температуре Кр является
постоянной величиной и называетсяконстантой равновесия химической
реакции. Уравнение (48) связывает
равновесные парциальные давления (рi,
парц) веществ, участвующих в химическом
процессе, и называетсязаконом действия
масс.

С помощью выражения
(49) можно вычислить константу равновесия
химической реакции, используя
термодинамические таблицы:

Кр =exp
.
(50)

Большое значение
Кр значит, что в равновесной смеси
продуктов реакции значительно больше,
чем исходных веществ. В подобном случае
говорят о том, что равновесие реакции
сдвинуто в сторону продуктов реакции,
и процесс протекает преимущественно в
прямом направлении. Соответственно,
при малых значениях Кр прямая
реакция протекает в незначительной
степени, равновесие сдвинуто в сторону
исходных веществ.

Пример 4. Не
производя вычислений, установить знак
ΔSследующего процесса:

Н2О(г)= Н2(г) + ½ О2(г).

Решение.Для химических реакций, протекающих с
изменением объёма, можно предсказать
изменение энтропии без вычислений. В
нашем случае для реакции разложения
воды объём продуктов реакции больше
объёма исходных веществ, следовательно,
беспорядок и вероятность больше в правой
части уравнения, т.е. сумма энтропий 1
моль Н2и ½ моль О2больше
энтропии 1 моль Н2О. Таким образом,
ΔSх.р.>
0.

Пример 5.Определить изменение энтропии ΔSи изобарно-изотермического потенциала
ΔGв стандартных условиях для реакции

Fe3O4
+ CO = 3 FeO + CO2

и решить вопрос о
возможности самопроизвольного её
протекания при указанных условиях.

Решение. Значения
ΔSи ΔGреакции вычисляем по следствию из закона
Гесса:

ΔS=
3S+S-S-S

Находим значения
ΔS(Дж/моль·град) веществ по справочным
данным таблицы 1 Приложения:

S=58,79;
S=
151,46; S=
197,4; S=
213,6;

ΔS=
3 · 58,79 + 213,6 – 151,46 – 197,4 = 39,11 Дж/моль·град.

Значения стандартных
величин ΔGреагирующих веществ берём из таблицы
1 Приложения:

ΔG=
3+––

ΔG=
3 · (-246,0) – 394,89 + 1010 + 137,4 = = 14,51 кДж/моль.

Таким образом,
ΔG>
0. Следовательно, в стандартных условиях
(Т=298К, Р=1атм.) самопроизвольный процесс
восстановленияFe3O4оксидом углерода невозможен.

Пример 6.Вычислить стандартное изменение
изобарного потенциала ΔGдля
процесса:

С2Н2+О2= 2 СО2+ Н2Ож.

Воспользоваться
табличными данными ΔНи ΔS

Решение.Используем формулу (44)

G=H–TS

Находим по
справочнику таблицы 1 Приложения
стандартные значения энтальпии и
энтропии веществ, участвующих в химической
реакции:

=
226,75 кДж/моль,
=
200,8 Дж/ моль ∙ град,

= 0,

= 205,03 Дж/ моль ∙ град,

=
-393,51 кДж/моль,
=
213,6 Дж/моль ∙ град,

=
-285,84 кДж/моль,
=
69,96 Дж/моль ∙ град.

=
2+–– 5/2=
2·(-393,51) – 285,84 – 226,75 – 0 =

= – 1299,61 кДж/моль

ΔS=
2+–– 5/2= 2·213,6 + 69,96 – 200,8 – 5/2 · 205,03 =

= – 216,21 Дж/моль ∙
град = -0,2162 кДж/моль ∙ град

ΔG=
– 1299,61 – (-0,2162)·298 = – 1235,19 кДж/моль.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
Источник

Добавить комментарий