найти в каких реакциях дельта h равно дельта h 298 образования hcl

Найти в каких реакциях дельта h равно дельта h 298 образования hcl

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.

Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.

Пример 3. Определить тепловой эффект превращения 1 моль водяного пара в жидкую воду, если образование водяного пара и воды протекает по уравнениям:

1. Н2(г) + О2(г) = Н2О(пар) + 241,8 кДж;

2. Н2(г) + О2(г) = Н2О(ж) + 285,8 кДж.

Для нахождения теплового эффекта превращения 1 моль водяного пара в воду необходимо из второго уравнения вычесть первое:

1 Н2(г) + О2(г) – Н2(г) – О2(г) = Н2О(ж) – Н2О(пар);

То же самое проделаем с тепловыми эффектами предложенных реакций:

285,8 – 241,8 = +44,0 кДж.

Таким образом, разница между тепловыми эффектами реакций 2 и 1 соответствует тепловому эффекту превращения 1 моль водяного пара в воду:

Н2О(пар) Н2О(ж) + 44,0 кДж.

1.3. Энтальпия образования соединений Задание Вариант 1. Выбрать из приведённых ниже реакций те, Н которых равно Н 298 образования CaSiO3(тв):

1. Са(тв) + 3 О(г) + Si(тв) = CaSiO3(тв), Н 298 = Н1;

2. Са(тв) + О2(г) + Si(тв) = CaSiO3(тв), Н 298 = Н2;

3. СаО(тв) + SiО2(тв) = CaSiO3(тв), Н 298 = Н3;

/ 4. Са(тв) + О2(г) = CaO(тв), Н 298 = Н// / // /// Si(тв) + О2(г) = SiO2(тв), Н 298 = Н4 Н 298= Н4 + Н4 + Н4.

/// СаО(тв) + SiО2(тв) = CaSiO3(тв), Н 298 = НВариант 2. Указать, Н каких реакций равно Н 298 образования HF(г):

1. Н(г) + F2(г) = HF(г), Н 298 = Н1;

2. Н2(г) + F2(г) = 2 HF(г), Н 298 = Н2;

1 3. HF(г) = Н2(г) + F2(г), Н 298 = Н3;

2 / 4. Н2(г) = Н(г), Н 298 = Н// / // /// F2(г) = F(г), Н 298 = Н4 Н 298= Н4 + Н4 + Н4.

/// Н(г) + F(г) = HF(г), Н 298 = НВариант 3. Обосновать, Н какой реакции равно Н 298 образования PbSO4(тв):

1. PbO(тв) + SO3(г) = PbSO4(тв), Н 298 = Н1;

2. PbO(тв) + О2(г) + SO2(г) = PbSO4(тв), Н 298 = Н2;

3. Pb(тв) + S(тв) + 2 О2(г) = PbSO4(тв), Н 298 = Н3;

4. Pb(тв) + SO3(г) + О2(г) = PbSO4(тв), Н 298 = Н4, Вариант 4. Определить, в каких реакциях Н равно Н 298 образования NН3(г):

1. N2(г) + 3 Н(г) = NН3(г), Н 298 = Н1;

2. NН4OH(ж) = Н2О(ж) + NН3(г), Н 298 = Н2;

3. N2(г) + 3 Н2(г) = 2 NН3(г), Н 298 = Н3;

/ 4. N2(г) = N(г), Н 298 = Н// / // /// H2(г) = 3 H(г), Н 298 = Н4 Н 298= Н4 + Н4 + Н4.

/// N(г) + 3 H(г) = NН3(г), Н 298 = НВариант 5. Найти, в каких реакциях Н равно Н 298 образования HCl(г):

1. Н(г) + Cl2(г) = HCl(г), Н 298 = Н1;

2. 2 HCl(г) = Н2(г) + Cl2(г), Н 298 = Н2;

3. Н2(г) + Cl(г) = HCl(г), Н 298 = Н3;

/ 4. Н2(г) = Н(г), Н 298 = Н// / // /// Cl2(г) = Cl(г), Н 298 = Н4 Н 298= Н4 + Н4 + Н4.

/// Н(г) + Cl(г) = HCl(г), Н 298 = НВариант 6. Обосновать, Н каких реакций равно Н 298 образования NaOH(тв):

1. Nа(тв) + О(г) + Н(г) = NaOH(тв), Н 298 = Н1;

1 2. Nа(тв) + О2(г) + Н2(г) = NaOH(тв), Н 298 = Н2;

2 3. Nа2О(тв) + Н2О(ж) = 2 NaOH(тв), Н 298 = Н3;

/ 1 4. Nа(тв) + О2(г) = Nа2О(тв), Н 298 = Н4 // / // /// 1 1 Н2(г) + О2(г) = Н2О(ж), Н 298 = Н4 Н 298= Н4+ Н4 + Н4.

2 4 /// 1 Nа2О(тв) + Н2О(ж) = NaOH(тв), Н 298 = Н2 Примеры выполнения задания Под энтальпией образования соединения ( Н 298обр) понимают изменение энтальпии для реакции образования одного моля данного химического соединения из простых веществ. При этом энтальпия образования простых веществ (N2, О2, Н2, Сграфит и др.) принимается равной нулю. Стандартная энтальпия образования вычисляется при стандартных условиях: 25 °С (298 К) и Р = 1 атм, обозначается Н 298 и измеряется в кДж/моль.

Энтальпия образования химического соединения равна по абсолютной величине и противоположна по знаку энтальпии разложения этого соединения на простые вещества при стандартных условиях, т. е. Н 298обр = –Н 298разл (закон Лавуазье-Лапласа).

Пример 1. Выбрать из приведённых ниже уравнений то, которое соответствует энтальпии образования сульфата алюминия:

1. 2 Al(тв) + 3 S(тв) + 12 О(г) = Al2(SO4)3(тв), Н1;

2. Al2O3(тв) + 3 SO3(г) = Al2(SO4)3(тв), Н2;

3. 2 Al(тв) + 3 S(тв) + 6 О2(г) = Al2(SO4)3(тв), Н3;

4. Al2O3(тв) + 3 S(тв) + 9 О(г) = Al2(SO4)3(тв), Н4.

Из всех предложенных уравнений реакций только энтальпия реакции 3 соответствует энтальпии образования одного моля Al2(SO4)3(тв) из простых веществ. В других уравнениях (1, 2 и 4) при образовании одного моля Al2(SO4)3(тв) участвуют либо сложные вещества (уравнение 2), либо атомарный кислород (уравнение 1), либо то и другое вместе (уравнение 4). Итак, Н 298 (Al2(SO4)3(тв)) = Н3.

Пример 2. Определить, чему равна Н 298обр для KClО3(тв), HF(г), NO(г), HCN(г) и CuSO4(тв), если 1 1. К(тв) + Сl2(г) + О2(г) = KClО3(тв), Н1 = –391,2 кДж;

2 2. Н2(г) + F2(г) = 2 HF(г), Н2 = –546,6 кДж;

1 3. О2(г) + N2(г) = NO(г), Н3 = +90,4 кДж;

2 1 4. HCN(г) = Н2(г) + С(тв) + N2(г), Н4 = –130,5 кДж;

2 5. CuSO4(тв) = Cu(тв) + S(тв) +2 O2(г), Н5 = +771,1 кДж.

Для KClО3 и NO приведённые значения Н1 и Н3 равны значениям Н 298обр для этих соединений, т. е. Н 298(KClО3) = –391,2 кДж/моль, Н 298(NO) = +90,4 кДж/моль, потому, что Н приведённых реакций соответствуют образованию одного моля вещества из простых веществ. Энтальпия образования Н 298 для одного моля HF составляет Н2, т. е. Н 298(HF) = = –273,3 кДж/моль. Для HCN и CuSO4 приведённые значения Н реакций (Н4 и Н5) соответствуют энтальпиям разложения этих соединений, поэтому Н 298обр для HCN и CuSO4 равны по абсолютной величине и противоположны по знаку значениям Н4 и Н5, т. е. Н 298(HCN) = +130,5 кДж/моль, Н 298(CuSO4) = = –771,1 кДж/моль.

По энтальпии образования соединения можно найти энергию химической связи и наоборот.

Пример 3. Рассчитать энергию связи N–H в молекуле NН3, если для NНН 298 = –45,9 кДж/моль, а Н диссоциации молекул N2 и Н2 на атомы соответственно равны Н1 = 961,8 и Н2 = 431,8 кДж/моль.

1 Образование NН3 из простых веществ ( N2(г) + Н2(г) = NН3(г)) можно 2 представить в виде следующих стадий: диссоциация N2 и Н2 на атомы и образование NН3 из атомов. Составляем термохимические уравнения:

1 / 1. N2(г) = N(г), 2 Н1 = Н1 = 480,9 кДж;

3 / 2. H2(г) = 3 H(г), 2 Н2 = Н2 = 647,7 кДж;

3. N(г) + 3 H(г) = NН3(г), Н3 – Суммируем уравнения (1), (2), (3) и получаем:

1 1 N2(г) + H2(г) = NН3(г);

2 2 В соответствии с законом Гесса, алгебраическая сумма Н промежуточных стадий образования NН3 из простых веществ равна Н 298 для NН3, т. е.

1 Н1 + Н2 + Н3 = Н 298 или, подставляя значения, 480,9 + 647,7 + Н3 = 2 = –45,9 кДж. Отсюда находим Н3 образования аммиака из атомов:

Рассмотрев энтальпии образования некоторых соединений, видим, что чем больше разняться между собой элементы, входящие в состав данного соединения по значению относительной электроотрицательности (ОЭО), тем меньше величина энтальпии образования. В то же время разность значений относительных электроотрицательностей ( ОЭО) элементов качественно определяет вид химической связи между ними. А именно, соединения с ионной связью образованы элементами, у которых эта разность наибольшая ( ОЭО > 2). Ковалентные соединения с полярной связью образуются между элементами, имеющими ОЭО 2, а с неполярной связью – при ОЭО = 0. Отсюда следует, что при переходе от молекул с ковалентной неполярной связью к молекулам с ковалентной полярной связью, а затем с ионной, величина энтальпии образования должна уменьшаться.

Так, например, согласно данным таблицы, наблюдаем, что от LiCl к CCl4 ОЭО уменьшается. Следовательно, уменьшается полярность связи и в той же последовательности возрастает величина энтальпии образования.

Вещество LiCl ВеCl2 ВCl3 CCl2,0 1,5 1,0 0, ОЭО Н св, рассчитанная на одну связь Э–Cl, кДж –408,3 –233,8 –134,3 –33,1.4. Следствие из закона Гесса. Термохимические расчёты Задание Вариант 1. Вычислить Н (кДж) реакции 4 NН3(г) + 5 О2(г) = 6 Н2О(г) + 4 NО(г), используя величины Н 298 (кДж/моль) из приложения (табл. 1).

Вариант 2. Горение сероводорода протекает по уравнению 2 Н2S(г) + 3 О2(г) = 2 Н2О(г) + 2 SО2(г).

Вычислить Н 298 (кДж/моль) для Н2S, если Н реакции равно –1037,0 кДж.

Необходимые для расчёта энтальпии образования веществ использовать из приложения (табл. 1).

Вариант 3. При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,3 кДж теплоты СаС2(тв) + 2 Н2О(ж) = Са(ОН)2(тв) + С2Н2(г).

Определить Н 298 (кДж/моль) для вещества Са(ОН)2. Энтальпии образования всех других соединений использовать из приложения (табл. 1).

Вариант 4. Вычислить тепловой эффект (Q) реакции 3 Mn3О4(тв) + 8 Al(тв) = 9 Mn(тв) + 4 Al2О3(тв).

Необходимые для расчёта величины Н 298 реагирующих веществ и продуктов реакции использовать из приложения (табл. 1).

Вариант 5. Используя величины Н 298 (кДж/моль) из приложения (табл. 1), вычислить Н реакции Ca3(РО4)2(тв) + 3 SiO2(тв) + 5 C(графит) = 3 CaSiO3(тв) + 5 CO(г) + 2 Р(белый).

Будет ли эта реакция экзо- или эндотермической Вариант 6. Вычислить Н и Q реакции 2 PbS(тв) + 3 О2(г) = 2 PbO(тв) + 2 SO2(г), используя величины Н 298 (кДж/моль) из приложения (табл. 1). Определить, будет ли эта реакция экзо- или эндотермической Примеры выполнения задания Зная стандартные энтальпии образования химических соединений, тепловой эффект реакции можно рассчитать, пользуясь следствием из закона Гесса.

Согласно следствию из закона Гесса для процессов, которые протекают при Р = const, тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с соответствующими стехиометрическими коэффициентами.

Для реакции, представленной в общем виде а А + b B = c C + d D (1.8) тепловой эффект в математической форме записывается следующим образом:

Н 298 – стандартные энтальпии образования исходных веществ А и В и продуктов реакции C и D; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты, соответствующие исходным веществам и продуктам реакции.

Пример 1. Вычислить Н и Q реакции:

SiO2(тв) + 4 HF(г) = SiF4(г) + 2 Н2О(ж).

Определить, будет ли эта реакция экзо- или эндотермической Находим значения Н 298 (стандартных энтальпий) веществ, участвующих в реакции, в приложении (табл. 1).

Вещество SiO2(тв) HF(г) SiF4(г) Н2О(ж) Н 298, кДж/моль –910,9 –273,3 –1614,9 –285,Согласно следствию из закона Гесса (уравнение (1.9)) находим Н р = [ Н 298 (SiF4(г)) + 2 Н 298 (Н2О(ж))] – [ Н 298 (SiO2(тв)) + 4 Н 298 (HF(г))] = = –1614,9 + 2(–285,8) + 910,9 – 4(–273,3) = –1614,9 – 571,6 + 910,9 + 1093,2 = = –182,4 кДж.

Qр = – Н р. Отсюда Qр = +182,4 кДж. Данная реакция экзотермическая.

Пример 2. Найти Н 298 для SO2(г), если для реакции 4 FeS2(тв) + 11 О2(г) = 2 Fe2О3(тв) + 8 SO2(г), Н р = –3308,2 кДж.

В приложении (табл. 1) находим Н 298 (Fe2О3(тв)) = –822,2, Н 298 (FeS2(тв)) = = –177,4 кДж/моль. Согласно ур. (1.9) Н р = [2 Н 298 (Fe2О3(тв)) + 8 Н 298 (SO2(г))] – 4 Н 298 (FeS2(тв)), 1 1 отсюда Н 298 (SO2(г)) = Н р – Н 298 (Fe2О3(тв)) + Н 298 (FeS2(тв)).

8 4 После подстановки 1 1 Н 298 (SO2(г)) = (–3308,2) – (–822,2) + (–177,4) = –413,5 + 205,5 – 88,7 = 8 4 = –296,7 кДж/моль.

Пример 3. Вычислить, сколько теплоты выделится при взаимодействии 100 г карбида кальция с водой по реакции СаС2(тв) + 2 Н2О(ж) = Са(ОН)2(тв) + С2Н2(г).

В приложении (табл. 1) находим Н 298 для веществ, участвующих в реакции.

Вещество СаС2(тв) Н2О(ж) Са(ОН)2(тв) С2Н2(г) Н 298, кДж/моль –59,8 –285,8 –985,1 +226,По ур. (1.9) находим Н реакции Н р = [ Н 298 (Са(ОН)2(тв)) + Н 298 (С2Н2(г))] – [ Н 298 (СаС2(тв)) + 2 Н 298 (Н2О(ж))] = = –985,1 + 226,8 + 59,8 – 2(–285,8) = – 126,9 кДж, поскольку Qр = – Н р, то Qр = +126,9 кДж.

Такое количество теплоты выделится при взаимодействии одного моля СаС2, т. е. 64,1 г. Составляем пропорцию:

64,1 г СаС2 – 126,9 кДж;

100,0 г СаС2 – Qх, 100,0 126,откуда Qх = =196,5 кДж.

64,1.5. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа Задание Вариант 1. Найти Н р образования аммиака по реакции 1 N2 (г) + H2 (г) = NH3 (г) 2 при нормальном давлении и 1000 К, используя данные табл. 1, 2 приложения.

Вариант 2. Рассчитать Н р для процесса получения 102 кг оксида алюминия (корунда) Al2O3(тв) при 600 К, используя данные приложения (табл. 1, 2).

Вариант 3. Для реакции синтеза метилового спирта 2 H2(г) + СО(г) = СН3ОН(г), определить зависимость изменения энтальпии реакции от температуры при постоянном давлении, используя данные приложения (табл. 1, 2).

Вариант 4. Для реакции получения циклогексана С6H6(г) + 3 Н2(г) = С6Н12(г) вычислить изменение энтальпии при 500 К, если известно, что при температуре 150 °С при гидрировании 78 г бензола выделяется 212 752 Дж тепла (Р = 1 атм).

При расчетах используйте данные приложения (табл. 2).

Вариант 5. Определить Н р возгонки кристаллического йода при 380 К:

I2(тв) = I2(г), используя данные приложения (табл. 1, 2).

Примеры выполнения задания В справочных таблицах энтальпии образования сложных веществ обычно приводятся для стандартных условий (Н 298 при P = 1 атм, Т = 298 K). Однако, многие химические реакции протекают при температурах и давлениях, отлиР чающихся от стандартных (НТ ); поэтому возможность определения теплового эффекта процесса при заданных условиях (температуре, давлении) только лишь расчетным путем имеет большое практическое значение.

Зависимость теплового эффекта реакции при постоянном давлении от температуры описывается дифференциальным уравнением Кирхгофа:

Из уравнения (1.10) следует, что знак температурного коэффициента теплового эффекта определяется знаком С Р ; при С Р > 0 тепловой эффект реакции растет с увеличением температуры, С Р Pages: | 1 |

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.

Источник

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:

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

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

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

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):

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

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:

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

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

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:

Ответ: равновесие системы наступит при 386,9 К.

Определение направления химической реакции

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

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:

Так как ∆G° имеет отрицательное значение, (∆G°

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.

Источник

Найти в каких реакциях дельта h равно дельта h 298 образования hcl

Задачи Химическая термодинамика и термохимия

Задачи по теме химическая термодинамика и термохимия с решениями

1. Задача Расчёт тепловых эффектов химической реакции.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaO(т) + H2O(ж) → Ca(OH)2(т), где т, ж – твёрдое и жидкое агрегатное состояние.

Рассчитываем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции), используя следствие из закона Гесса:

Рассчитаем тепловой эффект реакции с учётом количества вещества оксида кальция:

ΔHр-ции = nCaO* ΔH°р-ции; nCaO = = 1,79*10 3 моль →

2. Задача Расчёт теплот образования веществ.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaC2(т) + 2H2O(ж) → Ca(OH)2(т) + C2H2(г), где т, ж и г – соответственно, твёрдое, жидкое и газообразное агрегатное состояние.

Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции):

ΔH°р-ции = →

Выразим и рассчитаем теплоту образования гидроксида кальция, используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = ΔH° Ca(OH)2 + ΔH° C2H2 – (ΔH° CaС2 – 2*ΔH° H2О), при этом учитываем стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

3. Задача Расчёт теплоты растворения.

Рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата сульфита натрия (Na₂SO₃ * 7H₂O), если теплота растворения безводного сульфита натрия равна 11,34 кДж/моль, а теплота образования кристаллогидрата этой соли (теплота гидратации) равна 58,4 кДж/моль.

Решение задачи. Теплота растворения безводного сульфита натрия складывается из теплоты, пошедшей на разрушение кристаллической решётки безводной соли, и теплоты, выделившейся при гидратации соли:

Na2SO3 + 7H2O → Na2SO3 * 7H2O,

ΔH° растворения = ΔH° разруш. крист. решётки + ΔH° гидратации;

теплота растворения кристаллогидрата равна:

Задача Расчёт теплоты сгорания.

Рассчитать стандартную теплоту сгорания этилового спирта, исходя из реакции биохимического брожения глюкозы:

Решение задачи. Используем ещё одно следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммами теплот сгорания исходных веществ и суммами теплот сгорания продуктов реакции: ΔH°р-ции = ΔH°сгор._С6Н12О6 – (2*ΔH°сгор._С2Н5ОН + 2ΔH°_СО2). Поскольку углекислый газ уже не может окисляться, то его теплота сгорания (окисления) равна нулю.

ΔH°сгор.С2Н5ОН = =

Задачи по теме Расчёт изменения внутренней энергии при химических реакциях и фазовых переходах.

Задача 1. Рассчитать изменение внутренней энергии системы в стандартных условиях (ΔU°) при протекании реакции

Решение. Изменение внутренней энергии рассчитывается по формуле ΔU=ΔH-A, для газов A (работа расширения) = Δn*R*T →

Рассчитаем ΔH°р-ции, используя следствие из закона Гесса:

Рассчитываем изменение внутренней энергии:

Следовательно, в процессе реакции внутренняя энергия увеличилась на 112 кДж/моль.

Задача 2. Рассчитать изменение внутренней энергии при испарении 250 г воды при 20°С (пары подчиняются законам идеальных газов). Объёмом жидкости по сравнению с объёмом пара можно пренебречь. Удельная теплота парообразования воды равна 2451 Дж/г.

ΔH = 2451 Дж/г * 18 г/моль = 44,12 кДж/моль,

Следовательно, внутренняя энергия системы увеличилась на 579,0 кДж.

Примеры решения типовых задач по второму началу термодинамики.

При решении задач указывать и учитывать агрегатное состояние веществ.

Задачи по Определение изменения энтропии в различных процессах.

Особенностью химических и физико-химических превращений является участие в них большого числа частиц. Для таких систем наиболее вероятно состояние беспорядка (частицы менее связаны, менее упорядочены), которое характеризуется энтропией (S). Количественно изменение энтропии можно рассчитать на основе следствия закона Гесса. Чем большее увеличение энтропии в каком-либо процессе, тем этот процесс более вероятен. Качественно знак изменения энтропии можно оценить (определить), сопоставляя число частиц до и после реакции и агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

Энтропия связана с теплотой и возрастает при увеличении беспорядка:

— переход из твёрдого состояния жидкое, из жидкого – в газообразное;

— увеличение числа частиц.

Энтропия уменьшается при возрастании упорядоченности (взаимодействие частиц увеличивается):

— конденсация паров, сжижение;

— уменьшение числа частиц.

Задача 1. Определить знак изменения энтропии в реакциях:

Решение. Знак изменения энтропии можно установить по количеству частиц исходных и конечных веществ:

Наступление равновесия возможно, если знак изменения функций ΔH и Δ S одинаков

Задачи по расчету констант равновесия.

Зависимость константы равновесия от свободной энергии Гиббса выражается уравнением:

Задача. Константа равновесия реакции С(Т) + СО₂(г)↔ 2СО (г) при 1700°К равна 2,4. Рассчитать ΔGр-ции при 1700°К и константу равновесия в стандартных условиях (298°К).

Источник

Энтропия. Энергия Гиббса

Понятие энтропии

Абсолютная энтропия веществ и изменение энтропии в процессах

Стандартная энтропия

Стандартная энтропия образования

Энергия Гиббса

Стандартная энергия Гиббса образования

Энтальпийный, энтропийный фактор и направление процесса

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие энтропии

Энтропия S – функция состояния системы. Энтропия характеризует меру неупорядоченности (хаотичности) состояния системы. Единицами измерения энтропии являются Дж/(моль·К).

Абсолютная энтропия веществ и изменение энтропии в процессах

При абсолютном нуле температур (Т = 0 К) энтропия идеального кристалла любого чистого простого вещества или соединения равна нулю. Равенство нулю S при 0 К позволяет вычислить абсолютные величины энтропий веществ на основе экспериментальных данных о температурной зависимости теплоемкости.

Изменение энтропии в процессе выражается уравнением:

где S_(прод.) и S_(исх.) – соответственно абсолютные энтропии продуктов реакции и исходных веществ.

На качественном уровне знак S реакции можно оценить по изменению объема системы ΔV в результате процесса. Знак ΔV определяется по изменению количества вещества газообразных реагентов Δn_г. Так, для реакции

(Δn_г = 1) ΔV > 0, значит, ΔS > 0.

Стандартная энтропия

Величины энтропии принято относить к стандартному состоянию. Чаще всего значения S рассматриваются при Р = 101,325 кПа (1 атм) и температуре Т = 298,15 К (25 о С). Энтропия в этом случае обозначается S о ₂₉₈ и называется стандартной энтропией при Т = 298,15 К. Следует подчеркнуть, что энтропия вещества S (S о ) увеличивается при повышении температуры.

Стандартная энтропия образования

Стандартная энтропия образования ΔS о _f,298 (или ΔS о _обр,298) – это изменение энтропии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии.

Энергия Гиббса

Энергия Гиббса G – функция состояния системы. Энергия Гиббса равна:

Абсолютное значение энергии Гиббса определить невозможно, однако можно вычислить изменение δG в результате протекания процесса.

Критерий самопроизвольного протекания процесса: в системах, находящихся при Р, Т = const, самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (ΔG

Стандартная энергия Гиббса образования

Стандартная энергия Гиббса образования δG о _f,298 (или δG о _обр,298) – это изменение энергии Гиббса в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества пристутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Для простых веществ, находящихся в термодинамически наиболее устойчивой форме, δG о _f,298 = 0.

Энтальпийный, энтропийный фактор и направление процесса

Проанализируем уравнение ΔG о _Т = ΔН о _Т — ΔТS о _Т. При низких температурах ТΔS о _Т мало. Поэтому знак ΔG о _Т определяется в основном значением ΔН о _Т (энтальпийный фактор). При высоких температурах ТΔS о _Т – большая величина, знак Δ G о _Т определяется и энтропийным фактором. В зависимости от соотношения энтальпийного (ΔН о _Т) и энтропийного (ТΔS о _Т) факторов существует четыре варианта процессов.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя термодинамические справочные данные, вычислить при 298,15 К изменение энтропии в реакции:

Решение. Значения стандартных энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

В данной реакции ΔV o _х.р.,298

Задача 2. Используя справочные термодинамические данные, рассчитать стандартную энтропию образования NH₄NO_3(к). Отличается ли стандартная энтропия образования NH₄NO_3(к) от стандартной энтропии этого соединения?

Решение. Стандартной энтропии образования NH₄NO₃ отвечает изменение энтропии в процессе:

Значения стандартных энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

Стандартная энтропия образования NH₄NO₃(к), равная — 609,06 Дж/(моль·К), отличается от стандартной энтропии нитрата аммония S о ₂₉₈(NH₄NO_3(к)) = +151,04 Дж/(моль·К) и по величине, и по знаку. Следует помнить, что стандартные энтропии веществ S о ₂₉₈ всегда больше нуля, в то время как величины ΔS 0 _f,298, как правило, знакопеременны.

Задача 3. Изменение энергии Гиббса реакции:

равно δG о ₂₉₈= –474,46 кДж. Не проводя термодинамические расчеты, определить, за счет какого фактора (энтальпийного или энтропийного) протекает эта реакция при 298 К и как будет влиять повышение температуры на протекание этой реакции.

Решение. Поскольку протекание рассматриваемой реакции сопровождается существенным уменьшением объема (из 67,2 л (н.у.) исходных веществ образуется 36 мл жидкой воды), изменение энтропии реакции ΔS о о ₂₉₈ реакции меньше нуля, то она может протекать при температуре 298 К только за счет энтальпийного фактора. Повышение температуры уменьшает равновесный выход воды, поскольку ТΔS о

Задача 4. Используя справочные термодинамические данные, определить может ли при 298,15 К самопроизвольно протекать реакция:

Если реакция не будет самопроизвольно протекать при 298,15 К, оценить возможность ее протекания при более высоких температурах.

Решение. Значения стандартных энергий Гиббса и энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

ΔG о _х.р.,298 > 0, следовательно, при Т = 298,15 К реакция самопроизвольно протекать не будет.

Поскольку ΔS о _х.р.,298 > 0, то при температуре Т>ΔН о /ΔS о величина ΔG о _х.р.,298 станет величиной отрицательной и процесс сможет протекать самопроизвольно.

Задача 5. Пользуясь справочными данными по ΔG о _f,298 и S о ₂₉₈, определите ΔH о ₂₉₈ реакции:

Решение. Значения стандартных энергий Гиббса и энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

ΔG о ₂₉₈ = ΔН о ₂₉₈ – ТΔS о ₂₉₈. Подставляя в это уравнение величины ΔН о ₂₉₈ и ТΔS о ₂₉₈, получаем:

ΔН о ₂₉₈ = –182,25× 10 3 + 298·(–302,94) = –272526,12 Дж = – 272,53 кДж.

Следует подчеркнуть, что поскольку ΔS о ₂₉₈ выражена в Дж/(моль× К), то при проведении расчетов ΔG 0 ₂₉₈ необходимо также выразить в Дж или величину ΔS 0 ₂₉₈ представить в кДж/(мольK).

Задачи для самостоятельного решения

1. Используя справочные данные, определите стандартную энтропию образования ΔS о _f,298 NaHCO_3(к).

2. Выберите процесс, изменение энергии Гиббса которого соответствует стандартной энергии Гиббса образования NO_2(г):

Источник