Termodynamická pravdepodobnosť rôznych smerov zložitých reakcií v procesoch rafinácie ropy. Chemická kinetika Pravdepodobnosť chemických reakcií

201. Akým smerom bude za štandardných podmienok prebiehať reakcia N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g)? Podporte svoju odpoveď výpočtami.

202. Vypočítajte zmenu Gibbsovej energie nejakej reakcie pri 1000 K, ak ∆ r N° 298 = 131,3 kJ a ∆ rS° 298 \u003d 133,6 J / K (vplyv teploty T na ∆ H a ∆ S zanedbať).

203. Vypočítajte ∆ r G° 298 systémy PbO 2 + Pb = 2PbO na základe ∆ r N° 298 a ∆ rS° 298 reaktantov. Zistite, či je táto reakcia možná.

204. Určte, ktorým smerom bude reakcia Fe203 (c) + 3H2 \u003d \u003d Fe (c) + 3H20 (g) spontánne prebiehať za štandardných podmienok.

205. Vypočítajte zmenu Gibbsovej energie a určte možnosť redukcie oxidu chrómového (III) uhlíkom pri 1500 K podľa reakcie Cr 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 2Cr (t) + 3CO (g) .

206. Volfrám sa získava redukciou oxidu volfrámového (IV) vodíkom. Určte možnosť výskytu tejto reakcie pri 500 a 1000 °C podľa reakcie WO 3 (t) + 3H2 (g) \u003d W (t) + 3H20 (g).

207. Vypočítajte zmenu Gibbsovej energie a určite možnosť, že táto reakcia nastane za štandardných podmienok CO (g) + H20 (l) \u003d CO2 (g) + H2 (g).

208. Vypočítajte zmenu Gibbsovej energie a určte možnosť rozkladnej reakcie oxidu meďnatého pri 400 a 1500 K podľa reakcie 4CuO (t) \u003d 2Cu 2 O (t) + O 2 (g).

209. Určte teplotu ekvipravdepodobnej reakcie v smere dopredu a dozadu, ak ∆ r N° 298 = = 38 kJ a ∆ rS° 298 = 207 J/K.

210. Vypočítajte ∆ r G° 298 a ∆ r G° 1000 pre reakciu H20 (g) + + C (g) \u003d CO (g) + H2 (g). Ako teplota ovplyvňuje termodynamickú pravdepodobnosť procesu prebiehajúceho v smere dopredu?

211. Ktorá z nasledujúcich reakcií je termodynamicky pravdepodobnejšia: 1) N 2 + O 2 \u003d 2NO alebo 2) N 2 + 2O 2 \u003d 2NO 2? Podporte svoju odpoveď výpočtami.

212. Určite znamienko ∆ r G° 298, bez použitia výpočtov, pre reakciu CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t), ∆ r N° 298 \u003d -178,1 kJ / mol. Vysvetlite odpoveď.

213. Určite znamienko ∆ r G° 298 pre proces asimilácie sacharózy v ľudskom tele, ktorá sa redukuje na svoju oxidáciu C12H22O11 (s) + 12O2 (g) \u003d 12CO2 (g) + 11H20 (g).

214. Skontrolujte, či nehrozí, že oxid dusnatý (I), používaný v medicíne ako narkotikum, bude oxidovaný vzdušným kyslíkom na veľmi toxický oxid dusnatý (II) podľa reakcie 2N 2 O (g) + O 2 (g ) \u003d 4NO (G) .

215. Glycerín je jedným z produktov látkovej premeny, ktorý sa nakoniec v tele premieňa na CO 2 (g) a H 2 O (l). Vypočítajte ∆ r G° 298 oxidačná reakcia glycerolu, ak ∆ f G° 298 (C3H803) = = 480 kJ/mol.

216. Vypočítajte zmenu Gibbsovej energie pre fotosyntetickú reakciu 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) \u003d C 6 H 12 O 6 (roztok) + 6O 2 (g).

217. Určite teplotu, pri ktorej ∆ r G° T \u003d 0, pre reakciu H20 (g) + CO (g) \u003d CO2 (g) + H2 (g).

218. Vypočítajte termodynamické charakteristiky ∆ r N° 298, ∆ rS° 298, ∆ r G° 298 reakcií 2NO (g) \u003d N204 (g). Formulujte záver o možnosti reakcie pri teplotách 0; 25 a 100 °C, potvrďte výpočtom.

219. Je možná reakcia 3Fe203 (c) + H2 (g) \u003d 2Fe304 (c) \u003d H20 (g)? Podporte svoju odpoveď výpočtami.

220. Vypočítajte zmenu Gibbsovej energie reakcie pri 980 K, ak ∆ r N° 298 = 243,2 kJ a ∆ rS° 298 = 195,6 J/K (vplyv teploty na ∆ H a ∆ S zanedbať).

221. Vypočítajte ∆ r G° 298 a ∆ r G° 1000 pre reakciu

Fe203 (c) + 3CO (g) \u003d 2Fe (c) + 3C02 (g)

Ako teplota ovplyvňuje termodynamickú pravdepodobnosť procesu prebiehajúceho v smere dopredu?

222. Interakcia karbidu vápnika s vodou je opísaná dvoma rovnicami:

a) CaC2 + 2H20 \u003d CaC03 + C2H2; b) CaC2 + 5H20 \u003d CaC03 + 5H2 + C02.

Ktorá reakcia je termodynamicky výhodnejšia? Vysvetlite výsledky výpočtu.

223. Určte smer spontánneho toku reakcie SO2 + 2H2 \u003d Scr + 2H20 za štandardných podmienok.

224. Vypočítajte zmenu Gibbsovej energie reakcie ZnS + 3 / 2O 2 \u003d ZnO + SO 2 pri 298 a 500 K.

225. Určte smer spontánnej reakcie

NH4CI (c) + NaOH (c) \u003d NaCl (c) + H20 (g) + NH3 (g).

za štandardných podmienok

Rýchlosť chemických reakcií

226. Určte, koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie homogénneho plynu 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2, ak sa celkový tlak v systéme zvýši 3-krát.

227. Reakčná rýchlosť: 2NO + O2 → 2NO2 pri koncentráciách NO a O2 rovných 0,6 mol/dm3 je 0,18 mol/(dm3.min). Vypočítajte rýchlostnú konštantu reakcie.

228. Koľkokrát treba zvýšiť koncentráciu CO v systéme, aby sa rýchlosť reakcie 2CO → CO 2 + C (tv) zvýšila 4-krát?

229. Reakcia prebieha podľa rovnice N 2 + O 2 → 2NO. Počiatočné koncentrácie dusíka a kyslíka sú 0,049 a 0,01 mol/dm3. Vypočítajte koncentrácie látok, keď v systéme vznikne 0,005 mol NO.

230. Reakcia medzi látkami A a B prebieha podľa rovnice 2A + B \u003d C. Koncentrácia látky A je 6 mol / l a látka B je 5 mol / l. Rýchlostná konštanta reakcie je 0,5 l/(mol s). Vypočítajte rýchlosť reakcie v počiatočnom okamihu a v okamihu, keď v reakčnej zmesi zostáva 45 % látky B.

231. O koľko stupňov sa musí zvýšiť teplota, aby sa rýchlosť reakcie zvýšila 90-krát? Van' Hoffov teplotný koeficient je 2,7.

232. Teplotný koeficient reakčnej rýchlosti rozkladu jódovodíka podľa reakcie 2HI \u003d H 2 + I 2 je 2. Vypočítajte rýchlostnú konštantu tejto reakcie pri 684 K, ak pri 629 K je rýchlostná konštanta 8,9 10 - 5 l / (mol s).

233. Určte teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ak sa reakcia spomalí 25-krát, keď sa teplota zníži o 45 °.

234. Vypočítajte, pri akej teplote sa reakcia skončí za 45 minút, ak pri 293 K trvá 3 hodiny. Vezmite teplotný koeficient rýchlosti reakcie rovný 3,2.

235. Vypočítajte rýchlostnú konštantu reakcie pri 680 K, ak pri 630 K je rýchlostná konštanta tejto reakcie 8,9 -5 mol/(dm 3 s) a γ = 2.

236. Reakčná rýchlostná konštanta pri 9,4 °C je 2,37 min-1 a pri 14,4 °C je 3,204 min-1. Vypočítajte aktivačnú energiu a teplotný koeficient rýchlosti reakcie.

237. Vypočítajte, o koľko stupňov je potrebné zvýšiť teplotu, aby sa rýchlosť reakcie zvýšila 50 a 100-krát, ak je teplotný koeficient rýchlosti reakcie 3.

238. Pri 393 K je reakcia ukončená za 18 minút. Po akom časovom intervale táto reakcia skončí pri 453 K, ak je teplotný koeficient rýchlosti reakcie 3?

239. Počiatočné koncentrácie reakčných zložiek CO + H20 (g) → CO2 + H2 boli rovnaké (mol / dm 3): \u003d 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Určte koncentrácie všetkých účastníkov reakcie po zvýšení koncentrácie vodíka o 10 %.

240. Reakciu medzi látkami A a B vyjadruje rovnica A + 2B → C. Počiatočné koncentrácie látky sú: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,05 mol/l. Konštanta reakčnej rýchlosti je 0,4. Určte počiatočnú rýchlosť reakcie a rýchlosť reakcie po určitom čase, keď sa koncentrácia látky A zníži o 0,01 mol / l.

241. V systéme CO + Cl 2 = COCl 2 sa koncentrácia zvýšila z 0,03 na 0,12 mol/l a koncentrácia chlóru sa zvýšila z 0,02 na 0,06 mol/l. O koľko sa zvýšila rýchlosť doprednej reakcie?

242. Koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie 2A + B → A 2 B, ak sa koncentrácia látky A zdvojnásobí a koncentrácia látky B sa zníži 2-krát?

243. Aký podiel (%) novokaínu sa rozloží za 10 dní skladovania pri 293 K, ak pri 313 K je rýchlostná konštanta hydrolýzy novokaínu 1 10 -5 deň -1 a aktivačná energia reakcie je 55,2 kJ / mol ?

244. Pri 36 °C je rýchlostná konštanta rozpadu penicilínu 6·10-6 s-1 a pri 41 °С je 1,2·10-5 s-1. Vypočítajte teplotný koeficient reakcie.

245. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie pri 298 K, ak sa aktivačná energia zníži o 4 kJ/mol?

246. Vypočítajte teplotný koeficient (γ) rýchlostnej konštanty rozkladnej reakcie peroxidu vodíka v rozsahu teplôt 25 °C - 55 °C pri E a= 75,4 kJ/mol.

247. Rozklad peroxidu vodíka za vzniku kyslíka v 0,045 M roztoku KOH pri 22 °C prebieha ako reakcia prvého poriadku s polčasom τ 1/2 = 584 min. Vypočítajte rýchlosť reakcie v počiatočnom čase po zmiešaní rovnakých objemov 0,090 M roztoku KOH a 0,042 M roztoku H202 a množstvo peroxidu vodíka, ktoré zostane v roztoku po jednej hodine.

248. So zvýšením teploty o 27,8 °C sa rýchlosť reakcie zvýšila 6,9-krát. Vypočítajte teplotný koeficient rýchlosti reakcie a aktivačnú energiu tejto reakcie pri 300 K.

249. Pre niektoré reakcie prvého rádu je polčas rozpadu látky pri 351 K 411 minút. Aktivačná energia je 200 kJ/mol. Vypočítajte, ako dlho bude trvať rozklad 75 % pôvodného množstva látky pri 402 K.

250. Rýchlostné konštanty určitej reakcie pri 25 a 60 °C sú 1,4 a 9,9 min-1. Vypočítajte rýchlostné konštanty tejto reakcie pri 20 a 75 °C.

Chemická rovnováha

251. Rovnovážna konštanta reakcie A + B = C + D sa rovná jednej. Počiatočná koncentrácia [A] = 0,02 mol/l. Koľko percent látky A podlieha transformácii, ak počiatočné koncentrácie [B] = 0,02; 0,1; 0,2 mol/l?

252. Počiatočné koncentrácie dusíka a vodíka v reakčnej zmesi na získanie amoniaku boli 4 a 10 mol/DM3. Vypočítajte rovnovážne koncentrácie zložiek v zmesi, ak do dosiahnutia rovnováhy zreagovalo 50 % dusíka.

253. Reverzibilná reakcia prebieha podľa rovnice A + B ↔ C + D. Počiatočná koncentrácia každej z látok v zmesi je 1 mol / l. Po ustavení rovnováhy je koncentrácia zložky C 1,5 mol/dm 3 . Vypočítajte rovnovážnu konštantu pre túto reakciu.

254. Určte počiatočné koncentrácie NO a O 2 a rovnovážnu konštantu reverzibilnej reakcie 2NO + O 2 ↔ 2NO 2, ak je rovnováha nastolená pri nasledujúcich koncentráciách reaktantov, mol / dm 3: = 0,12; = 0,48; = 0,24.

255. Akým smerom sa posunie chemická rovnováha v systéme 2NO 2 ↔ NO + O 2, ak sa rovnovážne koncentrácie každej zložky znížia 3-krát?

256. Koľkokrát sa zníži rovnováha čiastočný tlak vodík počas reakcie N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 ak sa tlak dusíka zdvojnásobí?

257. V systéme 2NO 2 ↔ N 2 O 4 sa pri 60 °C a štandardnom tlaku ustálila rovnováha. Koľkokrát treba zmenšiť objem na dvojnásobok tlaku?

258. V akom smere sa bude rovnováha posúvať pri zvyšovaní teploty systému:

1) COCI2 ↔ CO + Cl2; ∆ r N° 298 = -113 kJ/mol

2) 2СО ↔ CO2 + С; ∆ r N° 298 = -171 kJ/mol

3) 2S03 ↔ 2S02 + 02; ∆ r N° 298 = -192 kJ/mol.

Vysvetlite odpoveď.

259. Reakcia AB (g) ↔ A (g) + B (g) prebieha v uzavretej nádobe. Rovnovážna konštanta reakcie je 0,04 a rovnovážna koncentrácia látky B je 0,02 mol/l. Určte počiatočnú koncentráciu látky AB. Koľko percent látky AB sa rozložilo?

260. Pri oxidácii amoniaku kyslíkom je možná tvorba dusíka a rôznych oxidov dusíka. Napíšte reakčnú rovnicu a diskutujte o vplyve tlaku na rovnovážny posun reakcií za vzniku: a) N 2 O; b) NO2.

261. Akým smerom sa posunie rovnováha pre reverzibilnú reakciu C (tv) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), keď sa objem systému zmenší 2-krát?

262. Pri určitej teplote sa ustálila rovnováha v systéme 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 pri týchto koncentráciách: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Nájdite rovnovážnu konštantu reakcie a počiatočnú koncentráciu NO 2 .

263. Počiatočné koncentrácie oxidu uhoľnatého a vodnej pary sú rovnaké a rovnajú sa 0,1 mol/l. Vypočítajte rovnovážne koncentrácie CO, H 2 O a CO 2 v sústave CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), ak sa ukázalo, že rovnovážna koncentrácia vodíka je 0,06 mol / l, určte rovnovážnu konštantu.

264. Rovnovážna konštanta reakcie 3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 pri určitej teplote je 2. Koľko mólov dusíka by sa malo zaviesť na 1 liter plynnej zmesi, aby sa 75% vodíka premenilo na amoniak, ak počiatočné koncentrácia vodíka bola 10 mol/l?

265. V systéme 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g) sú rovnovážne koncentrácie látok = 0,2 mol / l, = 0,3 mol / l, = 0,4 mol / l. Vypočítajte rovnovážnu konštantu a odhadnite rovnovážnu polohu.

266. Do nádoby s objemom 0,2 litra sa umiestnilo 0,3 a 0,8 g vodíka a jódu. Po ustálení rovnováhy sa v nádobe našlo 0,7 g HI. Vypočítajte rovnovážnu konštantu reakcie.

267. Počiatočné koncentrácie H2 a I2 sú 0,6 a 1,6 mol/l. Po ustavení rovnováhy bola koncentrácia jódu 0,7 mol/l. Vypočítajte rovnovážne koncentrácie H 2 a I 2 a rovnovážnu konštantu.

268. Pri určitej teplote je rovnovážna konštanta reakcie 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 2,5 mol -1 l a v rovnovážnej zmesi plynov = 0,05 mol / l a = 0,04 mol / l. Vypočítajte počiatočné koncentrácie kyslíka a NO.

269. Látky A a B v množstve 3 a 4 mol umiestnené v nádobe s objemom 2 litre reagujú podľa rovnice 5A + 3B \u003d A 5 B 3.

Zreagovalo 1,6 mol látky A. Určte množstvo spotrebovanej látky B a získaného produktu. Vypočítajte rovnovážnu konštantu.

270. Pri štúdiu rovnováhy reakcie H 2 + I 2 = 2HI sa zistilo, že pri počiatočných koncentráciách H 2 a I 2 1 mol/l je rovnovážna koncentrácia HI 1,56 mol/l. Vypočítajte rovnovážnu koncentráciu jódu, ak počiatočné koncentrácie H2 a I2 boli 2 mol/l.

271. Pri štúdiu rovnováhy H2 + I2 = 2HI sa ukázalo, že rovnovážne koncentrácie H2, I2 a HI sú 4,2; 4,2; 1,6 mol/l. V inom experimente, uskutočnenom pri rovnakej teplote, sa zistilo, že rovnovážne koncentrácie I2 a HI sú 4,0 a 1,5 mol/l. Vypočítajte koncentráciu vodíka v tomto experimente.

272. Pri určitej teplote v rovnovážnom plynovom systéme SO 2 - O 2 - SO 3 boli koncentrácie látok 0,035, resp. 0,15 a 0,065 mol/l. Vypočítajte rovnovážnu konštantu a počiatočné koncentrácie látok za predpokladu, že ide len o kyslík a SO 2 .

273. V nádobe s objemom 8,5 litra bola stanovená rovnováha CO (g) + Cl2 (g) \u003d COCl2 (g). Zloženie rovnovážnej zmesi (g): CO - 11, Cl 2 - 38 a COCl 2 - 42. Vypočítajte rovnovážnu konštantu reakcie.

274. Ako sa posunie rovnováha a rovnovážna konštanta reakcie H 2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g), ∆ H < 0, nasledujúce faktory a) zvýšenie koncentrácií H2, Cl2 a HCl; b) trojnásobné zvýšenie tlaku; c) zvýšenie teploty?

275. Počiatočné koncentrácie NO a Cl 2 v homogénnom systéme 2NO + Cl 2 = 2NOCl sú 0,5 a 0,2 mol/dm 3 . Vypočítajte rovnovážnu konštantu, ak do doby dosiahnutia rovnováhy zreagovalo 35 % NO.

Pomocou roztokov solí mangánu, železa, medi a zinku a roztoku sulfidu sodného vyzrážajte uvedené sulfidy v štyroch skúmavkách, premyte zrazeniny destilovanou vodou dekantačná metóda a potom pridajte 2-3 ml zriedeného roztoku kyseliny sírovej ku každej zrazenine. Čo sa deje? Porovnajte experimentálne údaje s výsledkami výpočtu.

Skúsenosti 3. Výber smeru reakcie

Medzi iónmi E3+ a S2– vo vodnom roztoku sú možné nasledujúce interakcie:

výmenná interakcia;

Vzájomne sa zvyšujúca hydrolýza;

Redoxná reakcia, ak oxidačný stav (+3) prvku nie je príliš stabilný a môže klesnúť na (+2):

2E 3+ + 3S 2– → E 2 S 3,

2E 3+ + 3S 2– + 6H20 → 2E (OH)3 + 3H2S,

2E 3+ + 3S 2– → 2ES + S.

S použitím údajov v tabuľke 2 vykonajte potrebné výpočty a zistite, ktorá z týchto možností priebehu reakcií je z termodynamického hľadiska najpravdepodobnejšia pri interakcii roztoku sulfidu sodného so soľami trojnabitého železa, hliníka, síranu sodného, ​​síranu sodného, ​​síranu sodného a síranu sodného. katióny chrómu a bizmutu.

tabuľka 2

Látka	∆f Go, kJ/mol	Látka	∆f Go, kJ/mol
Fe 3+ (roztok)	– 10,53	FeS	– 100,8
Al 3+ (roztok)	– 490,5	Bi 2 S 3	– 152,9
Cr 3+ (roztok)	– 223,2	Al2S3	– 492,5
Bi 3+ (roztok)	+ 91,9	Fe(OH)3	– 699,6
S 2 - (rr)	+ 85,40	Cr(OH)3	– 849,0
H 2 S	– 33,50	Bi(OH)3	– 580,3
H20 (l.)	– 237,23	Al(OH)3	– 1157,0
H20 (g.)	– 228,61

Podľa akých vonkajších znakov v každom konkrétnom prípade možno určiť, k akej interakcii došlo?

Do troch skúmaviek nalejte 1-2 ml roztokov uvedených solí a pridajte 1 ml roztoku sulfidu sodného. Čo sa pozoruje v každom prípade?

Zhoduje sa predpoveď s experimentálnymi výsledkami?

Téma: CHEMICKÁ KINETIKA. CATALYSIS. ROVNOVÁHA

Laboratórne práce№ 7

Chemická kinetika

Literatúra: 1. S. 104-112; 3. S. 65-68; 4. S. 61-64.

Cieľ práce:štúdium vplyvu koncentrácie reagujúcich látok a teploty na rýchlosť chemickej reakcie.

Otázky a cvičenia na vlastnú prípravu.

1. Predmet chemická kinetika. Definujte rýchlosť chemickej reakcie. Uveďte faktory, ktoré ovplyvňujú rýchlosť chemickej reakcie.

2. Uveďte matematické vyjadrenie rýchlosti chemickej reakcie. Vysvetlite, prečo je v matematickom výraze pre rýchlosť znamienko mínus. Ako závisí rýchlosť reakcie od teploty?

3. Formulujte zákon hromadnej akcie. Aký je fyzikálny význam rýchlostnej konštanty a aké faktory ovplyvňujú jej hodnotu?

Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie.

4. Aktivačná energia. aktivovaný komplex. Entropia aktivácie.

5. Kinetická klasifikácia reakcií. Molekularita a poradie reakcie.

6. Katalyzátory a katalýza.

7. Homogénna katalýza. Teória medziproduktov.

8. Reverzibilné a nezvratné procesy. Podmienky pre vznik chemickej rovnováhy. Konštanta chemickej rovnováhy a faktory, ktoré ju ovplyvňujú.

9. Le Chatelierov princíp. Posun v chemickej rovnováhe.

1. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2NO + O 2 = 2NO 2, ak sa objem reakčnej nádoby zmenší 3-krát?

2. Nájdite hodnotu rýchlostnej konštanty reakcie A + B \u003d AB, ak pri koncentráciách látok A a B rovných 0,5 a 0,1 mol/l je reakčná rýchlosť 0,005 mol/l s.

3. Určte, o koľko stupňov sa má zvýšiť teplota, aby sa rýchlosť reakcie zvýšila 8-krát, ak je teplotný koeficient rýchlosti reakcie 2.

Vybavenie. Objemové skúmavky - 8 ks. Pasteurova pipeta (5 ml) - 2 ks. Chemické sklo (100 ml). Voda do kúpeľa. Laboratórny teplomer (100 0 С). Stopky (alebo metronóm). Elektrická varná doska.

Činidlá: Tiosíran sodný 0,5 % roztok, kyselina sírová 0,5% roztok, destilovaná voda.

Úvod. Termodynamické výpočty umožňujú dospieť k záveru, že tento proces je možný, zvoliť podmienky na uskutočnenie chemickej reakcie, určiť rovnovážne zloženie produktov, vypočítať teoreticky dosiahnuteľné stupne konverzie východiskových látok a výťažky produktov. , ako aj energetické efekty (reakčné teplo, premenné teplo v stave agregácie), čo je nevyhnutné pre zostavenie energetických bilancií a stanovenie nákladov na energiu.

Najdôležitejšie pojmy termodynamiky sú „teplo procesu“ a „práca“. Veličiny charakterizujúce stav termodynamického systému sa nazývajú termodynamické parametre. Patria sem: teplota, tlak, špecifický objem, hustota, molárny objem, špecifická vnútorná energia. Nazývajú sa veličiny úmerné hmotnosti (alebo množstvu hmoty) uvažovaného termodynamického systému rozsiahly; sú to objem, vnútorná energia, entalpia, entropia. Intenzívne veličiny nezávisia od hmotnosti termodynamického systému a iba ako termodynamické parametre slúžia ako stavy. Sú to teplota, tlak a rozsiahle veličiny vzťahujúce sa na jednotku hmotnosti, objemu alebo množstva látky. Zmena intenzívnych parametrov za účelom urýchlenia chemicko-technologických procesov je tzv zintenzívnenie.

Pri exotermických reakciách je zásoba vnútornej energie východiskových látok (U 1) väčšia ako u výsledných produktov (U 2). Rozdiel ∆U = U 1 - U 2 sa premieňa na teplo. Naopak, pri endotermických reakciách v dôsledku absorpcie určitého množstva tepla vnútorná energia látok stúpa (U 2 > U 1). ∆U sa vyjadruje v J / mol alebo sa v technických výpočtoch uvádza 1 kg alebo 1 m 3 (pre plyny). Štúdiom tepelných účinkov reakcií alebo stavov agregácie, prípadne miešania, rozpúšťania sa zaoberá sekcia fyzikálnej chémie alebo chemickej termodynamiky – termochémia. V termochemických rovniciach je uvedený tepelný účinok reakcie. Napríklad: C (grafit) + O2 \u003d CO2 + 393,77 kJ / mol. Rozkladné teplo má opačné znamienko. Na ich definovanie sa používajú tabuľky. Podľa D.P. Konovalova sa spalné teplo určuje z pomeru: Q horenie = 204,2n + 44,4m + ∑x (kJ / mol), kde n je počet mólov kyslíka potrebných na úplné spálenie 1 mólu danej látky, m je počet mólov vody vzniknutých pri spaľovaní 1 mólu látky, ∑x je konštantná korekcia pre daný homologický rad. Čím viac neobmedzené, tým viac ∑x.

Pre acetylénové uhľovodíky ∑x=213 kJ/mol. Pre etylénové uhľovodíky ∑x=87,9 kJ/mol. Pre nasýtené uhľovodíky ∑x=0. Ak má molekula zlúčeniny rôzne funkčné skupiny a typy väzieb, potom sa tepelná charakteristika zistí súčtom.

Tepelný účinok reakcie sa rovná súčtu teplôt tvorby reakčných produktov mínus súčet teplôt tvorby počiatočných látok, berúc do úvahy počet mólov všetkých látok zúčastňujúcich sa reakcie. Napríklad na reakciu všeobecný pohľad: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x tepelný efekt: Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)

Tepelný účinok reakcie sa rovná súčtu spaľovacích teplôt východiskových látok mínus súčet spaľovacích teplôt reakčných produktov, berúc do úvahy počet mólov všetkých reaktantov. Pre rovnakú všeobecnú reakciu:

Q x \u003d (n 1 Q A horieť + n 2 Q B horieť) - (n 3 Q C horieť + n 4 Q D páliť)

Pravdepodobnosť priebeh rovnovážnych reakcií je určený termodynamickou rovnovážnou konštantou, ktorá je určená:

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Analýza tohto výrazu ukazuje, že pre endotermické reakcie (Q< 0, ∆Hº > 0) s poklesom entropie (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. V nasledujúcom texte sa budeme podrobnejšie zaoberať termodynamickým prístupom k chemickým reakciám.

Prednáška 4

Základné zákony termodynamiky. Prvý zákon termodynamiky. Tepelná kapacita a entalpia. Entalpia reakcie. Entalpia tvorby zlúčeniny. Entalpia spaľovania. Hessov zákon a entalpia reakcie.

Prvý zákon termodynamiky: zmena vnútornej energie (∆E) systému sa rovná práci vonkajšie sily(А′) plus množstvo odovzdaného tepla (Q): 1)∆Е=А′+Q; alebo (2. typ) 2)Q=∆E+A – množstvo tepla odovzdaného systému (Q) je vynaložené na zmenu jeho vnútornej energie (∆E) a práce (A) vykonanej systémom. Toto je jeden z typov zákona zachovania energie. Ak je zmena stavu systému veľmi malá, potom: dQ=dE+δA - taký záznam pre malé (δ) zmeny. Pre plyn (ideálny) δА=pdV. V izochorickom procese δA=0, potom δQ V =dE, keďže dE=C V dT, potom δQ V =C V dT, kde C V je tepelná kapacita pri konštantnom objeme. V malom teplotnom rozsahu je tepelná kapacita konštantná, preto Q V =C V ∆T. Z tejto rovnice je možné určiť tepelnú kapacitu systému a teplo procesov. C V - podľa zákona Joule-Lenz. V izobarickom procese prebiehajúcom bez užitočnej práce, za predpokladu, že p je konštantné a môže byť vyňaté zo zátvorky pod diferenciálnym znamienkom, t.j. δQ P = dE+pdV=d(E+pV)=dH, je tu H entalpia systém. Entalpia je súčet vnútornej energie (E) systému a súčinu tlaku a objemu. Množstvo tepla možno vyjadriť pomocou izobarickej tepelnej kapacity (С Р): δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = const) a Q P =∆H(p = const) - po zovšeobecnení. Z toho vyplýva, že množstvo tepla prijatého systémom je jednoznačne určené zmenou niektorej stavovej funkcie (entalpia) a závisí len od počiatočných a konečných stavov systému a nezávisí od tvaru dráhy, po ktorej proces prebieha. vyvinuté. Toto ustanovenie je základom úvahy o probléme tepelných účinkov chemických reakcií.

Tepelný účinok reakcie súvisí so zmenou chemickej premennej množstvo tepla, získané systémom, v ktorom prebiehala chemická reakcia a reakčné produkty mali teplotu počiatočných činidiel (spravidla Q V a Q P).

Reakcie s negatívny tepelný efekt, teda s uvoľňovaním tepla do okolia, sa nazýva exotermický. Reakcie s pozitívne tepelný efekt, t.j. prebiehajúci s absorpciou tepla z prostredia, sa nazývajú endotermický.

Stechiometrická reakčná rovnica bude: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i Hi alebo ∆H=∑y i Hi; j sú symboly produktov, i sú symboly činidiel.

Táto pozícia sa volá Hessov zákon: veličiny Е i , H i sú funkciami stavu systému a následne ∆H a ∆Е, a teda tepelné účinky Q V a Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) závisia len od toho, čo látky reagujú za daných podmienok a aké produkty sa získajú, ale nezávisia od dráhy, po ktorej prebiehal chemický proces (mechanizmus reakcie).

Inými slovami, entalpia chemickej reakcie sa rovná súčtu entalpií tvorby reakčných zložiek vynásobených stechiometrickými koeficientmi zodpovedajúcich zložiek, pričom sa berie so znamienkom plus pre produkty a so znamienkom mínus pre východiskové látky. Nájdime ako príklad∆H pre reakciu PCl5+4H20=H3PO4+5HCl (2)

Tabuľkové hodnoty entalpií tvorby reakčnej zložky sú pre PCl 5 - 463 kJ / mol, pre vodu (kvapalina) - 286,2 kJ / mol, pre H3PO 4 - 1288 kJ / mol, pre HCl (plyn) - 92,4 kJ /mol. Dosadením týchto hodnôt do vzorca: Q V =∆E dostaneme:

∆H=-1288+5(-92,4)–(-463)–4(-286,2)=-142 kJ/mol

Pre organické zlúčeniny, ako aj pre CO je ľahké uskutočniť proces spaľovania na CO 2 a H 2 O. Stechiometrická rovnica spaľovania organická zlúčenina zloženie C m H n Op sa zapisuje takto:

(3) CmHnOp+ (p-m-n/4)02 \u003d mC02 + n/2 H20

Preto entalpiu spaľovania podľa (1) možno vyjadriť entalpiami jej vzniku a tvorby CO 2 a H 2 O:

∆H sg = m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp

Po určení spalného tepla študovanej zlúčeniny pomocou kalorimetra a poznaní ∆H CO 2 a ∆H H 2 O je možné zistiť entalpiu jej vzniku.

Hessov zákon umožňuje vypočítať entalpie akýchkoľvek reakcií, ak je pre každú zložku reakcie známa jedna z jej termodynamických charakteristík - entalpia tvorby zlúčeniny z jednoduchých látok. Entalpiou vzniku zlúčeniny z jednoduchých látok sa rozumie ∆H reakcie vedúcej k vytvoreniu jedného mólu zlúčeniny z prvkov prijatých v ich typických stavoch agregácie a alotropných modifikácií.

Prednáška 5

Druhý zákon termodynamiky. Entropia. Gibbsova funkcia. Zmeny v Gibbsovej funkcii počas chemických reakcií. Rovnovážna konštanta a Gibbsova funkcia. Termodynamický odhad pravdepodobnosti reakcie.

Druhý zákon termodynamiky nazval vyhlásenie, že nie je možné postaviť perpetum mobile druhého druhu. Zákon bol získaný empiricky a má dve navzájom ekvivalentné formulácie:

a) je nemožný proces, ktorého jediným výsledkom je premena všetkého tepla prijatého z určitého telesa na jemu ekvivalentnú prácu;

b) je nemožný proces, ktorého jediným výsledkom je prenos energie vo forme tepla z telesa, ktoré je menej zahriate, na teleso, ktoré je teplejšie.

Funkcia δQ/T je celkový diferenciál nejakej funkcie S: dS=(δQ/T) arr (1) – táto funkcia S sa nazýva entropia telesa.

Tu sú Q a S navzájom úmerné, to znamená so zvýšením (Q) (S) - zvýšenie a naopak. Rovnováha (1) zodpovedá rovnovážnemu (reverzibilnému) procesu. Ak je proces nerovnovážny, potom sa entropia zvýši, potom sa (1) transformuje:

dS≥(δQ/T)(2) Keď teda nastanú nerovnovážne procesy, entropia systému sa zvýši. Ak sa (2) dosadí do prvého termodynamického zákona, dostaneme: dE≤TdS-δA. Je zvykom písať ho v tvare: dE≤TdS-δA'-pdV, teda: δA'≤-dE+TdS-pdV, tu pdV je rovnovážna expanzná práca, δA' je užitočná práca. Integrácia oboch častí tejto nerovnosti pre izochoricko-izotermický proces vedie k nerovnosti: A'V≤-∆E+T∆S(3). A integrácia pre izobaricko-izotermický proces (Т=const, p=const) vedie k nerovnosti:

A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

Pravé časti (3 a 4) možno zapísať ako zmeny niektorých funkcií, resp.

F=E-TS(5) a G=E-TS+pV; alebo G=H-TS (6)

F je Helmholtzova energia a G je Gibbsova energia, potom (3 a 4) možno zapísať ako A’V ≤-∆F (7) a A’ P ≤-∆G (8). Zákon rovnosti zodpovedá rovnovážnemu procesu. V tomto prípade sa vykoná najužitočnejšia práca, to znamená (A’V) MAX = -∆F a (A’ P) MAX = -∆G. F a G sa nazývajú izochoricko-izotermické a izobaricko-izotermické potenciály.

Rovnováha chemických reakcií charakterizovaný procesom (termodynamickým), pri ktorom systém prechádza nepretržitým radom rovnovážnych stavov. Každý z týchto stavov je charakterizovaný nemennosťou (v čase) termodynamických parametrov a absenciou tokov hmoty a tepla v systéme. Rovnovážny stav je charakterizovaný dynamickou povahou rovnováhy, teda rovnosťou priamych a spätných procesov, minimálnou hodnotou Gibbsovej energie a Helmholtzovej energie (to znamená dG=0 a d 2 G>0; dF =0 a d2F>0). V dynamickej rovnováhe sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké. Treba dodržať aj rovnicu:

u J dn J = 0, kde µ J = (ðG/ðn J) T , P , h = G J je chemický potenciál zložky J; n J je množstvo zložky J (mol). Veľký význam uJ označuje väčšiu reaktivitu častíc.

∆Gº=-RTLnK p(9)

Rovnica (9) sa nazýva rovnica van't Haffovej izotermy. Hodnota ∆Gº v tabuľkách v referenčnej literatúre pre mnoho tisíc chemických zlúčenín.

Kp \u003d e - ∆ Gº / (RT) \u003d e - ∆ Hº / RT ∙ e ∆ Sº / R (11). Z (11) je možné poskytnúť termodynamický odhad pravdepodobnosti reakcie. Takže pre exotermické reakcie (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1 a ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) s poklesom entropie (∆Sº>0) je samovoľný priebeh procesu nemožný.

Ak majú ∆Hº a ∆Sº rovnaké znamienko, termodynamická pravdepodobnosť priebehu procesu je určená špecifickými hodnotami ∆Hº, ∆Sº a Tº.

Zvážte na príklade reakcie syntézy amoniaku kombinovaný účinok ∆Н o a ∆S o na možnosť implementácie procesu:

Pre túto reakciu je ∆Н o 298 = -92,2 kJ / mol, ∆S o 298 = -198 J / (mol * K), T∆S o 298 = -59 kJ / mol, ∆G o 298 = -33, 2 kJ/mol.

Z uvedených údajov je vidieť, že zmena entropie je negatívna a nepriaznivo ovplyvňuje reakciu, ale zároveň je proces charakterizovaný veľkým negatívnym entalpickým efektom ∆Hº, vďaka čomu je proces možný. So zvyšovaním teploty sa reakcia, ako ukazujú kalorimetrické údaje, stáva ešte exotermickejšou (pri T=725K, ∆H=-113kJ/mol), ale pri záporná hodnota∆S o zvýšení teploty výrazne znižuje pravdepodobnosť procesu.

I zákon termodynamiky vám umožňuje vypočítať tepelné účinky rôznych procesov, ale neposkytuje informácie o smere procesu.

Pre procesy prebiehajúce v prírode sú známe dve hnacie sily:

1. Túžba systému prejsť do stavu s čo najmenším množstvom energie;

2. Túžba systému dosiahnuť čo najpravdepodobnejší stav, ktorý sa vyznačuje tým maximálny počet nezávislé častice.

Prvý faktor je charakterizovaný zmenou entalpie. Posudzovaný prípad musí byť sprevádzaný uvoľňovaním tepla, teda DH< 0.

Druhý faktor je určený teplotou a zmenou entropia.

entropia (S)- termodynamická funkcia stavu systému, ktorá odráža pravdepodobnosť realizácie jedného alebo druhého stavu systému v procese prenosu tepla.

Rovnako ako energia, ani entropia nepatrí medzi experimentálne stanovené veličiny. V reverzibilnom procese prebiehajúcom za izotermických podmienok možno zmenu entropie vypočítať pomocou vzorca:

To znamená, že pri nezvratnom priebehu procesu sa entropia zvyšuje v dôsledku prechodu časti práce na teplo.

Pri reverzibilných procesoch teda systém vykonáva maximálnu možnú prácu. V nezvratnom procese systém vždy vykoná menej práce.

Premena stratenej práce na teplo je vlastnosťou tepla ako makroskopicky neusporiadanej formy prenosu energie. Preto vzniká interpretácia entropie ako miery neporiadku v systéme:

Pri zvyšovaní neporiadku v systéme entropia rastie a naopak, ako je systém usporiadaný, entropia klesá.

Takže v procese odparovania vody sa entropia zvyšuje, v procese kryštalizácie vody sa znižuje. Pri rozkladných reakciách entropia stúpa, pri zložených reakciách klesá.

Fyzikálny význam entropie bol stanovený štatistickou termodynamikou. Podľa Boltzmannovej rovnice:

Smer samovoľného toku procesu závisí od pomeru veličín na ľavej a pravej strane posledného výrazu.

Ak proces prebieha za izobaricko-izotermických podmienok, tak celková hybná sila procesu sa nazýva Gibbsova voľná energia alebo izobaricko-izotermický potenciál (DG):

.

(15)

Hodnota DG vám umožňuje určiť smer spontánneho toku procesu:

Ak DG< 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;

Ak DG > 0, potom proces prebieha spontánne v opačnom smere;

Ak DG=0, potom je stav v rovnováhe.

V živých organizmoch, ktoré sú otvorenými systémami, je hlavným zdrojom energie pre mnohé biologické reakcie – od biosyntézy bielkovín a transportu iónov až po svalovú kontrakciu a elektrickú aktivitu nervových buniek – ATP (adenozín-5¢-trifosfát).

Energia sa uvoľňuje počas hydrolýzy ATP:

ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4

kde ADP je adenozín-5¢-difosfát.

DG 0 tejto reakcie je -30 kJ, takže proces prebieha spontánne v doprednom smere.

Analýza pomeru faktorov entalpie a entropie v rovnici na výpočet izobaricko-izotermického potenciálu nám umožňuje vyvodiť tieto závery:

1. Pri nízkych teplotách prevažuje faktor entalpie a exotermické procesy prebiehajú spontánne;

2. Kedy vysoké teploty prevažuje faktor entropie a procesy prebiehajú spontánne, sprevádzané zvýšením entropie.

Na základe vyššie uvedeného materiálu je možné formulovať II termodynamický zákon:

V izobaricko-izotermických podmienkach v izolovanom systéme spontánne nastávajú tie procesy, ktoré sú sprevádzané zvýšením entropie.

V izolovanom systéme je prenos tepla nemožný, preto DH = 0 a DG » -T×DS. To ukazuje, že ak je hodnota DS kladná, potom je hodnota DG záporná, a preto proces spontánne pokračuje smerom dopredu.

Ďalšia formulácia druhého termodynamického zákona:

Nekompenzovaný prenos tepla z menej zahriatych telies na viac vyhrievané je nemožný.

V chemických procesoch sa zmeny entropie a Gibbsovej energie určujú v súlade s Hessovým zákonom:

,	(16)
.	(17)

Reakcie, na ktoré GR< 0 называют exergonický.

Vyvolávajú sa reakcie, pre ktoré DG > 0 endergonické.

Hodnotu DG chemickej reakcie možno určiť aj zo vzťahu:

DG = DH - T×DS.

V tabuľke. 1 je znázornená možnosť (alebo nemožnosť) spontánnej reakcie s rôznymi kombináciami znakov DH a DS.

Normy na riešenie problémov

1. Niektoré reakcie prebiehajú s poklesom entropie. Určite podmienky, za ktorých je možný spontánny výskyt tejto reakcie.

Podmienkou samovoľného vzniku reakcie je pokles Gibbsovej voľnej energie, t.j. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

Pretože entropia počas reakcie klesá (DS< 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:

1) DH< 0 (реакция экзотермическая);

2) (proces musí prebiehať pri nízkych teplotách).

2. Endotermická rozkladná reakcia prebieha spontánne. Odhadnite zmenu entalpie, entropie a Gibbsovej voľnej energie.

1) Keďže reakcia je endotermická, potom DH > 0.

2) Pri rozkladných reakciách sa entropia zvyšuje, teda DS > 0.

3) Spontánny výskyt reakcie naznačuje, že DG< 0.

3. Vypočítajte štandardnú entalpiu chemosyntézy vyskytujúcej sa v baktériách Thiobacillus denitrificans:

6KNO 3 (tuhá látka) + 5S (tuhá látka) + 2CaCO 3 (tuhá látka) \u003d 3K 2 SO 4 (tuhá látka) + 2CaSO 4 (tuhá látka) + 2CO 2 (plyn) + 3N 2 (plyn)

podľa hodnôt štandardných entalpií tvorby látok:

Napíšme výraz pre prvý dôsledok Hessovho zákona, berúc do úvahy skutočnosť, že štandardné entalpie tvorby síry a dusíka sú rovné nule:

\u003d (3 × K2S04 + 2 × CaSO4 + 2 × CO2) -

- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).

Nahradíme hodnoty štandardných entalpií tvorby látok:

3×(-1438) + 2×(-1432) + 2×(-393,5) - (6×(-493) + 2×(-1207)).

2593 kJ.

Pretože< 0, то реакция экзотермическая.

4. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie:

2C2H5OH (kvapalina) \u003d C2H5OC2H5 (kvapalina) + H20 (kvapalina)

podľa hodnôt štandardných entalpií spaľovania látok:

C2H5OH \u003d -1368 kJ / mol;

C 2 H 5 OC 2 H 5 \u003d -2727 kJ / mol.

Napíšme výraz pre druhý dôsledok Hessovho zákona, berúc do úvahy skutočnosť, že štandardná entalpia spaľovania vody (najvyšší oxid) sa rovná nule:

2 x C2H5OH - C2H5OC2H5.

Nahradme hodnoty štandardných entalpií spaľovania látok zapojených do reakcie:

2×(-1368) - (-2727).

Dôsledky z Hessovho zákona umožňujú vypočítať nielen štandardné entalpie reakcií, ale aj hodnoty štandardných entalpií tvorby a spaľovania látok z nepriamych údajov.

5. Stanovte štandardnú entalpiu tvorby oxidu uhoľnatého (II) podľa nasledujúcich údajov:

Rovnica (1) ukazuje, že štandardná zmena entalpie pre túto reakciu zodpovedá štandardnej entalpii tvorby C02.

Napíšme výraz pre prvý dôsledok z Hessovho zákona pre reakciu (2):

CO = C02-.

Nahraďte hodnoty a získajte:

CO \u003d -293,5 - (-283) \u003d -110,5 kJ / mol.

Tento problém sa dá vyriešiť aj inak.

Odčítaním druhej rovnice od prvej rovnice dostaneme:

6. Vypočítajte štandardnú entropiu reakcie:

CH 4 (plyn) + Cl 2 (plyn) \u003d CH 3 Cl (plyn) + HCl (plyn),

podľa hodnôt štandardných entropií látok:

Štandardnú entropiu reakcie vypočítame podľa vzorca:

\u003d (CH3CI + HCl) - (CH4 + Cl2).

234 + 187 - (186 + 223) = 12 J / (mol x K).

7. Vypočítajte štandardnú Gibbsovu energiu reakcie:

C2H5OH (kvapalina) + H202 (kvapalina) \u003d CH3COH (plyn) + 2H20 (kvapalina)

podľa nasledujúcich údajov:

Zistite, či je spontánny výskyt tejto reakcie možný za štandardných podmienok.

Štandardnú Gibbsovu energiu reakcie vypočítame podľa vzorca:

\u003d (CH3COH + 2 x H20) - (C2H5OH + H202).

Nahradením tabuľkových hodnôt dostaneme:

129 + 2 x (-237) - ((-175) + (-121) = -307 kJ/mol.

Pretože< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

C6H12O6 (tuhá látka) + 602 (plyn) \u003d 6C02 (plyn) + 6H20 (kvapalina).

známe údaje:

Hodnoty štandardnej entalpie a entropie reakcie vypočítame pomocou prvého dôsledku Hessovho zákona:

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d

6×(-393,5) + 6×(-286) - (-1274,5) - 6×0 = -2803 kJ;

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d

6×214 + 6×70 - 212 - 6×205 = 262 J/K = 0,262 kJ/K.

Štandardnú Gibbsovu energiu reakcie nájdeme zo vzťahu:

T× = -2803 kJ - 298,15 K×0,262 kJ/K =

9. Vypočítajte štandardnú Gibbsovu energiu hydratačnej reakcie sérového albumínu pri 25 0 С, pre ktorú DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K). Odhadnite príspevok faktorov entalpie a entropie.

Štandardnú Gibbsovu energiu reakcie vypočítame podľa vzorca:

DG 0 = DH 0 - T×DS 0 .

Nahradením hodnôt dostaneme:

DG 0 \u003d -6,08 kJ / mol - 298 K × (-5,85 × 10 - 3) kJ / (mol × K) \u003d

4,34 kJ/mol.

V tomto prípade faktor entropie bráni priebehu reakcie, zatiaľ čo faktor entalpie ju podporuje. Spontánna reakcia je možná, ak t.j. pri nízkych teplotách.

10. Určte teplotu, pri ktorej bude spontánne prebiehať reakcia denaturácie trypsínu, ak = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).

Teplotu, pri ktorej sú oba procesy rovnako pravdepodobné, zistíte zo vzťahu:

V tomto prípade faktor entalpie bráni priebehu reakcie, zatiaľ čo faktor entropie ju podporuje. Spontánna reakcia je možná, ak:

Podmienkou spontánneho výskytu procesu je teda T > 983 K.

Otázky na sebaovládanie

1. Čo je termodynamický systém? Aké typy termodynamických systémov poznáte?

2. Uveďte termodynamické parametre, ktoré poznáte. Ktoré z nich sú merateľné? Ktoré k nemerateľnému?

3. Čo je termodynamický proces? Aké sú procesy, ktoré sa vyskytujú, keď je jeden z parametrov konštantný?

4. Aké procesy sa nazývajú exotermické? Čo sú endotermické?

5. Aké procesy sa nazývajú reverzibilné? Ktoré sú nezvratné?

6. Čo sa myslí pod pojmom „stav systému“? Aké sú stavy systému?

7. Aké systémy skúma klasická termodynamika? Uveďte prvý a druhý postulát termodynamiky.

8. Ktoré premenné sa nazývajú stavové funkcie? Uveďte funkcie stavu, ktoré poznáte.

9. Čo je vnútorná energia? Dá sa merať vnútorná energia?

10. Čo je entalpia? Aký je jeho rozmer?

11. Čo je to entropia? Aký je jeho rozmer?

12. Čo je Gibbsova voľná energia? Ako sa to dá vypočítať? Čo je možné určiť pomocou tejto funkcie?

13. Aké reakcie sa nazývajú exergonické? Ktoré sú endergonické?

14. Formulujte prvý termodynamický zákon. Aká je ekvivalencia tepla a práce?

15. Formulujte Hessov zákon a jeho dôsledky. Aká je štandardná entalpia tvorby (horenia) látky?

16. Formulujte druhý termodynamický zákon. Za akých podmienok prebieha proces spontánne v izolovanom systéme?

Varianty úloh na samostatné riešenie

Možnosť číslo 1

4NH3 (plyn) + 5O2 (plyn) \u003d 4NO (plyn) + 6H20 (plyn),

Určte, do akého typu (exo- alebo endotermickej) táto reakcia patrí.

C 2 H 6 (plyn) + H 2 (plyn) \u003d 2CH 4 (plyn),

3. Vypočítajte štandardnú Gibbsovu energiu hydratačnej reakcie b-laktoglobulínu pri 25 0 С, pre ktorú DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K. Odhadnite príspevok faktorov entalpie a entropie.

Možnosť číslo 2

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie:

2NO 2 (plyn) + O 3 (plyn) \u003d O 2 (plyn) + N 2 O 5 (plyn),

pomocou hodnôt štandardných entalpií tvorby látok:

Určte, do akého typu (exo- alebo endotermickej) táto reakcia patrí.

2. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie:

pomocou hodnôt štandardných entalpií spaľovania látok:

3. Vypočítajte štandardnú Gibbsovu energiu reakcie tepelnej denaturácie chymotrypsinogénu pri 50 0 С, pre ktorú je DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K. Odhadnite príspevok faktorov entalpie a entropie.

Možnosť číslo 3

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu hydrogenačnej reakcie benzénu na cyklohexán dvoma spôsobmi, t.j. pomocou hodnôt štandardných entalpií tvorby a horenia látok:

Cu (tuhá látka) + ZnO (tuhá látka) = CuO (tuhá látka) + Zn (tuhá látka)

3. Pri redukcii 12,7 g oxidu meďnatého uhlím (za vzniku CO) sa absorbuje 8,24 kJ tepla. Určte štandardnú entalpiu tvorby CuO, ak CO = -111 kJ/mol.

Možnosť číslo 4

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu chemosyntézy vyskytujúcej sa v autotrofných baktériách Baglatoa a Thiothpix po etapách a celkovo:

2H2S (plyn) + 02 (plyn) \u003d 2H20 (kvapalina) + 2S (pevná látka);

2S (tuhá látka) + 302 (plyn) + 2H20 (kvapalina) \u003d 2H2S04 (kvapalina),

2. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie:

C6H12O6 (tuhá látka) \u003d 2C2H5OH (kvapalina) + 2CO2 (plyn),

pomocou hodnôt štandardných entalpií spaľovania látok:

4HCl (plyn) + O2 (plyn) \u003d 2Cl2 (plyn) + 2H20 (kvapalina)

známe údaje:

Možnosť číslo 5

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie:

2CH3Cl (plyn) + 3O2 (plyn) \u003d 2CO2 (plyn) + 2H20 (kvapalina) + 2HCl (plyn),

pomocou hodnôt štandardných entalpií tvorby látok:

Určte, do akého typu (exo- alebo endotermickej) táto reakcia patrí.

2. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie:

C6H6 (kvapalina) + 3H2 (plyn) \u003d C6H12 (kvapalina),

pomocou hodnôt štandardných entalpií spaľovania látok:

3. Vypočítajte štandardnú Gibbsovu energiu reakcie denaturácie trypsínu pri 50 0 С, pre ktorú je DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K). Posúdiť možnosť postupu procesu vpred.

Možnosť číslo 6

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu chemosyntézy u autotrofných baktérií Thiobacillus Thioparus:

5Na2S203 × 5H20 (tuhá látka) + 7O2 (plyn) \u003d 5Na2S04 (pevná látka) + 3H2S04 (jamka) + 2S (pevná látka) + 22H20 (jamka),

Určte, do akého typu (exo- alebo endotermickej) táto reakcia patrí.

2. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie:

C6H5N02 (kvapalina) + 3H2 (plyn) \u003d C6H5NH2 (kvapalina) + 2H20 (kvapalina),

pomocou hodnôt štandardných entalpií spaľovania látok:

3. Zhodnoťte úlohu faktorov entalpie a entropie pre reakciu:

H2O2 (kvapalina) + O3 (plyn) \u003d 2O2 (plyn) + H20 (kvapalina)

známe údaje:

Určte teplotu, pri ktorej bude reakcia spontánne prebiehať.

Možnosť číslo 7

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby CH 3 OH z nasledujúcich údajov:

CH30H (kvapalina) + 1,502 (plyn) = CO2 (plyn) + 2H20 (kvapalina) DH0 = -726,5 kJ;

C (grafit) + O2 (plyn) \u003d CO2 (plyn) DH 0 \u003d -393,5 kJ;

H 2 (plyn) + 0,5 O 2 (plyn) \u003d H20 (kvapalina) DH 0 \u003d -286 kJ.

2. Posúďte možnosť spontánnej reakcie:

8Al (tuhá látka) + 3Fe 3 O 4 (tuhá látka) \u003d 9Fe (tuhá látka) + Al 2 O 3 (tuhá látka)

za štandardných podmienok, ak:

3. Vypočítajte hodnotu DH 0 pre možné reakcie premeny glukózy:

1) C6H12O6 (kr.) \u003d 2C2H5OH (kvapalina) + 2C02 (plyn);

2) C6H12O6 (kr.) + 602 (plyn) \u003d 6C02 (plyn) + 6H20 (kvapalina).

známe údaje:

Ktorá z týchto reakcií vyvoláva veľká kvantita energie?

Možnosť číslo 8

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby MgCO 3 z nasledujúcich údajov:

MgO (tuhá látka) + C02 (plyn) = MgC03 (tuhá látka) +118 kJ;

C2H6 (plyn) + H2 (plyn) \u003d 2CH4 (plyn)

známe údaje:

3. Ktoré z týchto oxidov: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 možno redukovať hliníkom na voľný kov pri 298 K:

Možnosť číslo 9

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby Ca 3 (PO 4) 2 z nasledujúcich údajov:

3CaO (tuhá látka) + P 2 O 5 ( tuhá látka) \u003d Ca 3 (PO 4) 2 (tuhá látka) DH 0 \u003d -739 kJ;

P4 (tuhá látka) + 502 (plyn) \u003d 2P205 (tuhá látka) DH 0 \u003d -2984 kJ;

Ca (tuhá látka) + 0,5 O 2 (plyn) \u003d CaO (tuhá látka) DH 0 \u003d -636 kJ.

2. Posúďte možnosť spontánnej reakcie:

Fe203 (tuhá látka) + 3CO (plyn) \u003d 2Fe (tuhá látka) + 3CO2 (plyn)

za štandardných podmienok, ak:

3. Určte, ktoré z uvedených oxidov: CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 možno redukovať vodíkom na voľný kov pri 298 K, ak je známe:

Možnosť číslo 10

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby etanolu z nasledujúcich údajov:

DH 0 vyhorela C2H5OH \u003d -1368 kJ / mol;

C (grafit) + O2 (plyn) \u003d CO2 (plyn) + 393,5 kJ;

H2 (plyn) + O2 (plyn) \u003d H20 (kvapalina) +286 kJ.

2. Vypočítajte štandardnú entropiu reakcie:

C2H2 (plyn) + 2H2 (plyn) \u003d C2H6 (plyn),

známe údaje:

3. Vypočítajte množstvo energie, ktoré sa uvoľní v ľudskom tele, kto zjedol 2 kusy cukru, každý po 5 g, za predpokladu, že hlavným spôsobom metabolizmu sacharózy je jej oxidácia:

C12H22O11 (tuhá látka) + 1202 (plyn) = 12CO2 (plyn) + 11H20 (kvapalina) = -5651 kJ.

Možnosť číslo 11

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby C 2 H 4 z nasledujúcich údajov:

C2H4 (plyn) + 302 (plyn) \u003d 2C02 (plyn) + 2H20 (kvapalina) + 1323 kJ;

C (grafit) + O2 (plyn) \u003d CO2 (plyn) + 393,5 kJ;

H2 (plyn) + 0,502 (plyn) = H20 (kvapalina) +286 kJ.

2. Bez vykonania výpočtov nastavte znamienko DS 0 nasledujúcich procesov:

1) 2NH3 (plyn) \u003d N2 (plyn) + 3H2 (plyn);

2) C02 (kr.) \u003d C02 (plyn);

3) 2NO (plyn) + O2 (plyn) = 2NO2 (plyn).

3. Určte, podľa ktorej reakčnej rovnice bude prebiehať rozklad peroxidu vodíka za štandardných podmienok:

1) H202 (plyn) \u003d H2 (plyn) + O2 (plyn);

2) H202 (plyn) \u003d H20 (kvapalina) + 0,502 (plyn),

Možnosť číslo 12

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu vzniku ZnSO 4 z nasledujúcich údajov:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + SO 2 DH 0 = -890 kJ;

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 DH 0 \u003d -196 kJ;

H2O (tuhá látka) \u003d H20 (kvapalina),

H2O (kvapalina) \u003d H2O (plyn),

H20 (tuhá látka) \u003d H20 (plyn).

známe údaje:

3. Vypočítajte množstvo energie, ktoré sa uvoľní pri spaľovaní 10 g benzénu, podľa nasledujúcich údajov:

Možnosť číslo 14

1. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby PCl 5 z nasledujúcich údajov:

P4 (tuhá látka) + 6Cl2 (plyn) = 4PCl3 (plyn) DH0 = -1224 kJ;

PCl 3 (plyn) + Cl 2 (plyn) \u003d PCl 5 (plyn) DH 0 \u003d -93 kJ.

2. Vypočítajte štandardnú zmenu Gibbsovej energie tvorby sírouhlíka CS 2 z nasledujúcich údajov:

CS 2 (kvapalina) + 3O 2 (plyn) \u003d CO2 (plyn) + 2SO 2 (plyn) DG 0 \u003d -930 kJ;

CO2 \u003d -394 kJ / mol; SO 2 \u003d -300 kJ / mol.

3. Zhodnoťte úlohu faktorov entalpie a entropie pre reakciu:

CaCO 3 (tuhá látka) \u003d CaO (tuhá látka) + CO 2 (plyn)

známe údaje:

Určte teplotu, pri ktorej bude reakcia spontánne prebiehať.

Možnosť číslo 15

1. Vypočítajte tepelný účinok reakcie tvorby kryštalického hydrátu CuSO 4 × 5H 2 O podľa rovnice:

CuS04 (tuhá látka) + 5H20 (kvapalina) \u003d CuS04 × 5H20 (tuhá),

Jednou z najdôležitejších otázok v chémii je otázka možnosti chemickej reakcie. Kvantitatívnym kritériom základnej uskutočniteľnosti chemickej reakcie je najmä charakteristická funkcia stavu systému, nazývaná Gibbsova energia (G). Skôr než pristúpime k úvahám o tomto kritériu, zastavme sa pri niekoľkých definíciách.

spontánne procesy. Spontánne procesy sú procesy, ktoré prebiehajú bez dodávky energie z vonkajšieho zdroja. Mnohé chemické procesy sú spontánne, ako napríklad rozpúšťanie cukru vo vode, oxidácia kovov na vzduchu (korózia) atď.

Reverzibilné a nezvratné procesy. Mnohé chemické reakcie prebiehajú jedným smerom, kým sa reaktanty úplne nevyčerpajú. Takéto reakcie sú tzv chemicky ireverzibilné. Príkladom je interakcia sodíka a vody.

Ostatné reakcie prebiehajú najskôr v smere dopredu a potom v smere dopredu a dozadu v dôsledku interakcie produktov reakcie. V dôsledku toho sa vytvorí zmes obsahujúca východiskové materiály aj reakčné produkty. Takéto reakcie sú tzv chemicky reverzibilné. V dôsledku chemicky reverzibilného procesu, skutočná (stabilná) chemická rovnováha, ktorý sa vyznačuje nasledujúcimi vlastnosťami:

1) pri absencii vonkajších vplyvov zostáva stav systému nezmenený na dobu neurčitú;

2) akákoľvek zmena vonkajších podmienok vedie k zmene stavu systému;

3) rovnovážny stav nezávisí od toho, z ktorej strany sa dosiahne.

Príkladom systému v skutočnej rovnováhe je ekvimolekulárna zmes

CO (g) + H20 (g) C02 (g) + H2 (g).

Akákoľvek zmena teploty alebo iných podmienok spôsobuje posun v rovnováhe, t.j. zmena v zložení systému.

Okrem skutočných rovnováh sa veľmi často stretávame s rovnováhou zdanlivou (falošnou, bránenou), kedy stav systému pretrváva v čase veľmi dlho, avšak malý zásah do systému môže viesť k silnej zmene jeho stavu. Príkladom je zmes vodíka a kyslíka, ktorá pri izbovej teplote bez vonkajších vplyvov môže zostať nezmenená donekonečna. Do tejto zmesi však stačí vložiť platinovaný azbest (katalyzátor), pretože sa spustí energetická reakcia.

H2 (g) + O2 (g) \u003d H20 (g),

čo vedie k úplnému vyčerpaniu východiskových látok.

Ak sa rovnaký katalyzátor zavedie za rovnakých podmienok do kvapalnej vody, potom nie je možné získať počiatočnú zmes.

Entropia. Stav akéhokoľvek systému možno charakterizovať hodnotami priamo meraných parametrov (p, T atď.). Toto charakteristika makrostavu systému. Stav systému možno opísať aj charakteristikami každej častice systému (atómu, molekuly): súradnica, frekvencia vibrácií, frekvencia rotácie atď. Toto charakteristika mikrostavu systému. Systémy pozostávajú z veľmi veľkého počtu častíc, takže jeden makrostav bude zodpovedať obrovskému počtu rôznych mikrostavov. Toto číslo sa nazýva termodynamická pravdepodobnosť stavu a označuje sa ako W.

Termodynamická pravdepodobnosť je spojená s ďalšou vlastnosťou hmoty - entropia (S, J / (mol. K)) - Boltzmannov vzorec

kde R je univerzálna plynová konštanta a N A je Avogadrova konštanta.

Fyzikálny význam entropie možno vysvetliť nasledujúcim myšlienkovým experimentom. Nechajte ideálny kryštál nejakej látky, napríklad chloridu sodného, ​​ochladiť na absolútnu nulovú teplotu. Za týchto podmienok sa ióny sodíka a chlóru, ktoré tvoria kryštál, stávajú prakticky nehybnými a tento makroskopický stav je charakterizovaný jediným mikrostavom, t.j. W = 1 a v súlade s (3.13) S = 0. Ako teplota stúpa, ióny začínajú oscilovať okolo rovnovážnych polôh v kryštálovej mriežke, zvyšuje sa počet mikrostavov zodpovedajúcich jednému makrostavu a následne S>0.

teda entropia je mierou neusporiadanosti stavu systému. Entropia systému sa zvyšuje vo všetkých procesoch sprevádzaných poklesom poriadku (zahrievanie, rozpúšťanie, vyparovanie, rozkladné reakcie atď.). Procesy, ktoré sa vyskytujú so zvýšením poriadku (chladenie, kryštalizácia, kompresia atď.), Vedú k zníženiu entropie.

Entropia je funkciou stavu, ale na rozdiel od väčšiny ostatných termodynamických funkcií je možné experimentálne určiť absolútnu hodnotu entropie látky. Táto možnosť vychádza z postulátu M. Plancka, podľa ktorého pri absolútnej nule je entropia ideálneho kryštálu nulová(tretí zákon termodynamiky).

Teplotná závislosť entropie látky je kvalitatívne znázornená na obr. 3.1.

Na obr. 3.1 je vidieť, že pri teplote 0 K je entropia látky nulová. So zvyšovaním teploty entropia plynulo narastá a v miestach fázových prechodov dochádza k prudkému nárastu entropie, ktorý je určený vzťahom

(3.14)

kde Δ f.p S, Δ f.p H a T f.p sú zmeny entropie, entalpie a teploty fázového prechodu.

Entropia látky B v štandardnom stave sa označuje ako . Pre mnohé látky sú stanovené absolútne hodnoty štandardných entropií a sú uvedené v referenčných knihách.

Entropia, podobne ako vnútorná energia a entalpia, je funkciou stavu, takže zmena entropie systému v procese nezávisí od jeho dráhy a je určená len počiatočným a konečným stavom systému. Zmenu entropie počas chemickej reakcie (3.10) možno nájsť ako rozdiel medzi súčtom entropií produktov reakcie a súčtom entropií východiskových látok:

V jednej z formulácií je použitý pojem entropia druhý termodynamický zákon: v izolovaných systémoch môžu spontánne prebiehať iba procesy prebiehajúce so zvýšením entropie (ΔS>0). Izolované systémy sú systémy, ktoré si nevymieňajú s životné prostredie ani hmota, ani energia. Systémy, v ktorých prebiehajú chemické procesy, nepatria medzi izolované systémy, pretože vymieňajú si energiu s prostredím (tepelný efekt reakcie) a v takýchto systémoch môžu prebiehať aj procesy s poklesom entropie.

SO2 (g) + 2H2S (g) \u003d 3S (t) + 2H20 (l), ak sú štandardné entropie oxidu sírového (IV), sírovodíka, síry a vody 248,1; 205,64; 31,88 a 69,96 J/(mol K), v tomto poradí.

Riešenie. Na základe rovnice (3.15) môžeme napísať:

Entropia pri tejto reakcii klesá, čo súvisí s tvorbou pevných a kvapalných produktov z plynných látok.

Príklad 3.8. Bez výpočtov určite znamienko zmeny entropie v nasledujúcich reakciách:

1) NH4N03 (c) \u003d N20 (g) + 2H20 (g),

2) 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g),

3) 2H2 (g) + 02 (g) \u003d 2H20 (g).

Riešenie. V reakcii (1) 1 mol NH 4 NO 3 v kryštalickom stave tvorí 3 móly plynov, preto D r S 1 >0.

Pri reakciách (2) a (3) klesá celkový počet mólov aj počet mólov plynných látok. Preto D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).

Gibbsova energia(izobaricko-izotermický potenciál). V mnohých prípadoch sa spontánne procesy v prírode vyskytujú v prítomnosti rozdielu potenciálov, napríklad rozdiel v elektrických potenciáloch spôsobuje prenos náboja a rozdiel v gravitačných potenciáloch spôsobuje pád tela. Tieto procesy končia, keď je dosiahnutý minimálny potenciál. Hnacou silou chemických procesov prebiehajúcich pri konštantnom tlaku a teplote je izobaricko-izotermický potenciál, tzv Gibbsova energia a označené G. Zmena Gibbsovej energie v chemickom procese je určená vzťahom

ΔG = ΔH –TAS, (3,16)

kde AG je zmena Gibbsovej energie chemického procesu; ΔH je zmena entalpie chemického procesu; ΔS je zmena entropie chemického procesu; T je teplota, K.

Rovnica (3.16) môže byť reprezentovaná v tejto forme:

∆H = ∆G + T∆S. (3,17)

Význam rovnice (3.17) je, že časť tepelného účinku reakcie sa vynaloží na vykonanie práce (ΔG) a časť sa rozptýli do prostredia (TAS).

Gibbsova energia je kritériom základnej možnosti spontánnej reakcie. Ak sa Gibbsova energia počas reakcie zníži, proces môže prebiehať spontánne za týchto podmienok:

ΔG< 0. (3.18)

Proces za týchto podmienok nie je realizovateľný, ak

ΔG > 0. (3,19)

Výrazy (3.18) a (3.19) súčasne znamenajú, že reverzná reakcia nemôže (3.18) alebo môže (3.19) prebehnúť spontánne.

Reakcia je reverzibilná, t.j. môže prúdiť v smere dopredu aj dozadu, ak

Rovnica (3.20) je termodynamická podmienka pre chemickú rovnováhu.

Vzťahy (3.18) – (3.20) sú aplikovateľné aj na fázové rovnováhy, t.j. na prípady, keď sú dve fázy (agregátne stavy) tej istej látky v rovnováhe, napríklad ľad a tekutá voda.

Entalpické a entropické faktory. Z rovníc (3.16) a (3.18) vyplýva, že procesy môžu prebiehať spontánne (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Ak sa entalpia systému zvyšuje (ΔH>0) a entropia klesá (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Pri ostatných znakoch ΔS a ΔН je základná možnosť postupu procesu určená pomerom faktorov entalpie (ΔH) a entropie (ТΔS).

Ak ΔН>0 a ΔS>0, t.j. Keďže entalpická zložka pôsobí proti a entropická zložka podporuje priebeh procesu, reakcia môže prebiehať spontánne vďaka entropickej zložke za predpokladu, že |ΔH|<|TΔS|.

Ak zložka entalpie uprednostňuje proces a entropia pôsobí proti procesu, potom môže reakcia prebiehať spontánne vďaka zložke entalpie za predpokladu, že |ΔH|>|TAS|.

Vplyv teploty na smer reakcie. Teplota ovplyvňuje zložky entalpie a entropie Gibbsovej energie, čo môže byť sprevádzané zmenou znamienka Gibbsovej energie týchto reakcií, a teda aj smeru reakcií. Pre hrubý odhad teploty, pri ktorej sa mení znamienko Gibbsovej energie, môžeme zanedbať závislosť ΔН a ΔS od teploty. Potom z rovnice (3.16) vyplýva, že znamienko Gibbsovej energie sa bude pri teplote meniť

Je zrejmé, že zmena znamienka Gibbsovej energie so zmenou teploty je možná len v dvoch prípadoch: 1) ΔН>0 a ΔS>0 a 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Štandardná Gibbsova energia tvorby je zmena Gibbsovej energie reakcie tvorby 1 mol zlúčeniny z jednoduchých látok, ktoré sú za štandardných podmienok stabilné. Predpokladá sa, že Gibbsova energia tvorby jednoduchých látok je nulová. Štandardné Gibbsove energie tvorby látok možno nájsť v príslušných referenčných knihách.

Gibbsova energia chemickej reakcie. Gibbsova energia je stavová funkcia, t.j. jeho zmena v procese nezávisí od dráhy jeho toku, ale je určená počiatočným a konečným stavom systému. Preto možno Gibbsovu energiu chemickej reakcie (3.10) vypočítať zo vzorca

Všimnite si, že závery o fundamentálnej možnosti priebehu reakcie z hľadiska hodnoty Δ r G sú použiteľné len pre tie podmienky, pre ktoré sa vypočítava zmena Gibbsovej energie reakcie. Ak sa podmienky líšia od štandardu, potom možno na nájdenie Δ r G použiť rovnicu van't Hoffove izotermy, čo sa pre reakciu (3.10) medzi plynmi zapisuje ako

(3.23)

a medzi rozpustenými látkami

(3.24)

kde sú parciálne tlaky príslušných látok; c A, c B, c D , c E sú koncentrácie zodpovedajúcich rozpustených látok; a, b, d, e sú zodpovedajúce stechiometrické koeficienty.

Ak sú reaktanty v štandardnom stave, potom sa rovnice (3.23) a (3.24) stanú rovnicami

Príklad 3.9. Určte možnosť reakcie NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (c) za štandardných podmienok pri teplote 298,15 K pomocou údajov o štandardných entalpiách tvorby a entropiách.

Riešenie. Na základe prvého dôsledku Hessovho zákona nájdeme štandardnú entalpiu reakcie:

; reakcia je exotermická, preto entalpická zložka podporuje reakciu.

Zmenu entropie reakcie vypočítame podľa rovnice

Reakcia je sprevádzaná poklesom entropie, čo znamená, že entropická zložka pôsobí proti reakcii.

Zmenu Gibbsovej energie procesu zistíme podľa rovnice (3.16):

Táto reakcia teda môže prebiehať spontánne za štandardných podmienok.

Príklad 3.10. Pomocou údajov o štandardných entalpiách tvorby a entropiách určite, pri akej teplotnej rovnováhe nastane v systéme N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).

Riešenie. Rovnovážna podmienka pre systém je ΔG=0. Aby sme to dosiahli, pomocou vzťahu (3.21) nájdeme teplotu, pri ktorej ΔG=0. Vypočítajte štandardnú entalpiu a entropiu reakcie:

Entalpická zložka uprednostňuje a entropická zložka odporuje reakcii, čo znamená, že pri určitej teplote je možné zmeniť znamienko Gibbsovej energie, teda zmeniť smer reakcie.

Rovnovážna podmienka bude zapísaná takto:

∆G = ∆H –T∆S,

alebo dosadením číselných hodnôt dostaneme

0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.

Preto bude reakcia pri teplote v rovnováhe

TO.

Pod touto teplotou bude reakcia prebiehať v smere dopredu a nad touto teplotou v opačnom smere.

Príklad 3.11. Pri určitej teplote T endotermická reakcia A®B prakticky končí. Určte: a) znamienko D r S reakcie; b) znamienko DG reakcie B®A pri teplote T; c) možnosť reakcie B ® A pri nízkych teplotách.

Riešenie. a) Spontánny výskyt reakcie A ® B naznačuje, že DG<0. Поскольку DН>0, potom z rovnice
DG = DH - TDS znamená, že DS>0; pre reverznú reakciu B® A DS<0.

b) Pre reakciu A® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

c) Reakcia A® B je endotermická (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.

Príklad 3.12. Vypočítajte hodnotu Gibbsovej energie a určte, či je možná reakcia CO + Cl 2 ÛCOCl 2 pri teplote 700 K, ak rovnovážna konštanta reakcie pri tejto teplote je 10,83 atm -1 a parciálne tlaky všetkých zložiek sú rovnaký a rovný jednej.

Riešenie. Vzťah D r G 0 a K r reakcie A + B Û C + D je daný rovnicou izotermy (3.22)

Za štandardných podmienok, keď je parciálny tlak každého reaktantu 1 atm, bude mať tento pomer formu

V dôsledku toho môže reakcia pri T = 700 K prebiehať spontánne v smere dopredu.

Otázky a úlohy pre samoukov

1. Uveďte číselné hodnoty tlaku a teploty v medzinárodnej sústave jednotiek, ako aj v atmosférách, milimetroch ortuti a stupňoch Celzia, zodpovedajúce štandardným a normálnym podmienkam.

2. Akú podmienku spĺňajú funkcie štátu? Čo určuje zmenu hodnoty funkcie stavu v procese?

3. Stálosť akých parametrov charakterizuje izobaricko-izotermické a izochoricko-izotermické procesy?

4. Formulujte prvý termodynamický zákon.

5. Za akých podmienok bude tepelný účinok procesu: a) rovný zmene entalpie tohto procesu; b) rovná sa zmene vnútornej energie procesu?

6. Chemická reakcia prebieha v uzavretom reaktore. Zmena ktorej funkcie stavu bude určovať tepelný účinok reakcie?

7. Počas chemickej reakcie stúpa teplota systému. Je tento proces exotermický alebo endotermický? Aké znamienko (+) alebo (-) má zmena entalpie tohto procesu?

8. Formulujte Hessov zákon.

9. Definujte pojem „štandardná entalpia tvorby látky“.

10. Aké sú štandardné entalpie tvorby molekulárneho chlóru a stabilné pri teplote 298 K modifikácia železa α-Fe?

11. Štandardná entalpia tvorby bieleho fosforu je nula a červeného - (-18,41) kJ / mol. Ktorá z alotropných modifikácií je stabilnejšia pri teplote 25 o C?

12. Formulujte 1. dôsledok Hessovho zákona.

13. Definujte pojem „štandardná entalpia horenia látky“.

14. Ako sú stabilné štandardná entalpia tvorby oxidu uhličitého a štandardná entalpia spaľovania pri T = 298 K modifikácia uhlík - grafit?

15. Uveďte 3 príklady spontánnych chemických procesov.

16. Uveďte znaky chemickej (skutočnej) rovnováhy.

17. Uveďte príklady procesov sprevádzaných: a) nárastom entropie; b) pokles entropie.

18. Aké znamienko by mala mať zmena entropie spontánne prebiehajúcej reakcie, ak Δ r Н=0?

19. Aké znamenie by mala mať zmena entropie reakcie tepelného rozkladu uhličitanu vápenatého? prečo? Napíšte rovnicu reakcie.

20. Aké termodynamické vlastnosti účastníkov reakcie potrebujete poznať, aby ste vyriešili otázku možnosti reakcie?

21. Exotermická reakcia medzi plynmi je sprevádzaná zväčšením objemu. Čo možno povedať o možnosti takejto reakcie?

22. V ktorom z nasledujúcich prípadov je možné pri zmene teploty zmeniť smer reakcie: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS > 0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?

23. Nájdite štandardnú entalpiu oxidácie plynného oxidu sírového kyslíkom na plynný oxid sírový. Štandardné entalpie tvorby SO 2 - (-297 kJ / mol) a SO 3 - (- 395 kJ / mol).

Odpoveď: -196 kJ.

24. Uveďte znak zmeny entropie v nasledujúcich reakciách:

a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H20 (G);

b) C02 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + C02 (G);

d) H20 (W) \u003d H20 (G);

Odpoveď: a) (-); b) (+); c) (~0); d) (+), e) (-).

25. Nájdite štandardnú entropiu reakcie oxidácie plynného oxidu sírového s kyslíkom na plynný oxid sírový. Štandardná entropia tvorby SO 2 - (248 J / (mol K), S03 - (256 J / (mol K)), 02 - (205 J / (mol K)).

Odpoveď: -189 J/K.

26. Nájdite entalpiu reakcie pre syntézu benzénu z acetylénu, ak je entalpia spaľovania benzénu (-3302 kJ/mol) a acetylénu - (-1300 kJ/mol).

Odpoveď: - 598 kJ.

27. Nájdite štandardnú Gibbsovu energiu rozkladnej reakcie hydrogénuhličitanu sodného. Je možné, aby reakcia prebiehala spontánne za týchto podmienok?

Odpoveď: 30,88 kJ.

28. Nájdite štandardnú Gibbsovu energiu reakcie 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (korózne reakcie uhlíkovej ocele s vodnou parou). Je možné, aby reakcia prebiehala spontánne za týchto podmienok?

Odpoveď: -54,45 kJ.

29. Pri akej teplote nastane chemická rovnováha v sústave 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?

Odpoveď: 777 K.

30. Nájdite tepelný účinok procesu vyparovania 1 g vody (merné skupenské teplo vyparovania) pri teplote 298 K, ak štandardná entalpia tvorby H 2 O (l) je (-285,84 kJ / mol), a plynné - (-241,84 kJ /mol).

Odpoveď: 2,44 kJ / g.

3.4 Úlohy pre súčasné a stredné kontroly

Oddiel I

1. Proces tvorby oxidu uhličitého pri spaľovaní grafitu v kyslíku môže prebiehať dvoma spôsobmi:

I. 2C (g) + 02 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O2 \u003d 2CO2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.

II. C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393 kJ.

Nájdite DfH°(CO).

Odpoveď: -110 kJ / mol.

2. Vypočítajte entalpiu vzniku a entalpiu horenia oxidu uhoľnatého (CO) na základe nasledujúcich reakcií:

I. 2C (g) + O2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° \u003d -220 kJ.

II. 2CO (g) + O2 (g) \u003d 2CO2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.

Odpoveď: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.

3. Nájdite štandardnú entalpiu vzniku siričitanu sodného z termochemickej rovnice

4Na2S03 (cr) \u003d 3Na2S03 (cr) + Na2S (cr) - 181,1 kJ,

Ak kJ/mol a kJ/mol.

Odpoveď: -1090 kJ / mol.

4. Nájdite štandardnú entalpiu spaľovania metánu na základe reakcie CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ.

Odpoveď: -802 kJ / mol.

5. Predpovedajte, či bude pozitívny alebo negatívny

zmena entropie systému v reakciách:

a) H20 (g)® H20 (g) (pri teplote 25 °C);

b) CaC03 (t)® CaO (t) + C02 (g);

c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);

d) N2 (g) + O2 (g) \u003d 2NO (g);

e) Ag + (roztok) + Cl - (roztok) = AgCl (t).

Poskytnite vysvetlenia bez výpočtov.

Odpoveď: a) +; b) +; V) -; d) -0; e) -.

6. Predpovedajte znamenie systému DS v každom z nasledujúcich

procesy:

a) odparenie 1 mol CCI4(g);

b) Br2(g) -> Br2(g);

c) vyzrážanie AgCl(t) zmiešaním NaCl (aq.) a AgN03 (aq.).

Poskytnite vysvetlenia.

Odpoveď: a) +; b) -; V)-.

7. Pomocou tabuľkových hodnôt absolútnych hodnôt entropií látok za štandardných podmienok (S °) porovnajte hodnoty absolútnych entropií látok pri teplote 298 K v každej z nasledujúcich dvojíc :

a) 02 (g) a 03 (g);

b) C (diamant) a C (grafit);

c) NaCI (t) a MgCl2(t).

Vysvetlite dôvod rozdielu v S° v každom prípade.

8. Vypočítajte D r S° pre reakcie

a) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); b) 2S02 (g) + O2 (g) \u003d 2S03 (g),

pomocou tabuľkových hodnôt absolútnych entropií látok za štandardných podmienok.

Odpoveď: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.

9. Použitie tabuľkových hodnôt absolútneho en-

trópium (S°), vypočítajte D r S° pre nasledujúce procesy:

a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH30H (g);

b) 2HCI (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl2 (g);

c) 2N02 (g) = N204 (g).

Súhlasí znamienko D r S° v každom prípade s tým, čo by sa malo očakávať na základe kvalitatívnych vyjadrení? Vysvetlite odpovede.

Odpoveď: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.

10. Štandardná entalpia tvorby CO (g) je -110,5 kJ/mol. Spálením 2 mol CO (g) sa uvoľní 566 kJ tepla. Vypočítajte

Odpoveď: -393,5 kJ / mol.

11. Určte množstvo tepla uvoľneného pri ochladzovaní 100 kg vápna vodou: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), ak štandardné teplo tvorby CaO (k), H20 (1), Ca(OH)2(k) sú -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.

Odpoveď: -1165357,2 kJ.

12. Určte entalpiu rozkladu peroxidu vodíka (H 2 O 2) na vodu a kyslík pomocou údajov uvedených nižšie:

SnCl2 (p) + 2HCl (p) + H202 (p) \u003d SnCl4 (p) + 2H20 (1), D r H° \u003d -393,3 kJ;

SnCl2 (p) + 2HCl (p) + 1/202 (g) \u003d SnCl4 (p) + H20 (l), D r H° \u003d -296,6 kJ.

Odpoveď: - 96,7 kJ.

13. Vypočítajte množstvo tepla, ktoré sa uvoľní pri výrobe 10 6 kg amoniaku za deň, ak

Odpoveď: -2.7. 109 kJ.

14. Určte na základe nasledujúcich údajov:

P4 (cr) + 6Cl2 (g) \u003d 4PCl3 (l), D r H ° \u003d -1272,0 kJ;

PCl3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl5 (cr), D r H ° \u003d -137,2 kJ.

Odpoveď: -455,2 kJ / mol.

15. Vypočítajte zmenu entalpie reakcie za štandardných podmienok: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g) na základe nasledujúcich údajov:

2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,

kJ/mol.

Odpoveď: -289,95 kJ.

16. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie tvorby PbO pomocou nasledujúcich údajov:

1) 2Pb (cr) + O2 (g) \u003d 2Pb02 (cr) - 553,2 kJ;

2) 2Pb02 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O2 (g) + 117,48 kJ.

Odpoveď: -217,86 kJ / mol.

17. Vypočítajte štandardnú entalpiu reakcie tvorby CuCl pomocou nasledujúcich údajov:

1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;

2) Cu (cr) + Cl2 (g) = CuCl2 (cr) - 205,9 kJ.

Odpoveď: 134,7 kJ / mol.

18. Vypočítajte Δ f H° metylalkoholu v kvapalnom stave pri znalosti nasledujúcich údajov:

H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g), D r H° \u003d -285,8 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393,7 kJ;

CH30H (l) + 3/202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (l), D r H ° \u003d -715,0 kJ.

Odpoveď: -250,3 kJ / mol.

19. Štandardné entalpie spaľovania benzénu a acetylénu sú -3270 a -1302 kJ/mol. Stanovte D r H ° konverzie acetylénu na benzén: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).

Odpoveď: -636 kJ.

20. Určte štandardnú entalpiu tvorby oxidu železitého (III), ak sa pri oxidácii 20 g železa uvoľnilo 146,8 kJ tepla.

Odpoveď: -822 kJ / mol.

21. Vypočítajte množstvo tepla, ktoré sa uvoľní pri príjme 22,4 litra čpavku (n.o.), ak

N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.

Odpoveď: -46 kJ.

22. Stanovte Δ f H° etylénu pomocou nasledujúcich údajov.

C2H4 (g) + 302 (g) \u003d 2C02 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d C02 (g) -393,7 kJ;

H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.

Odpoveď: 52 kJ / mol.

23. Vypočítajte entalpiu reakcie F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),

ak F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;

Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.

Odpoveď: 198 kJ.

24. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby Hg 2 Br 2 pomocou nasledujúcich údajov:

1) HgBr2 (cr) + Hg (g) = Hg2Br2 (cr) - 37,32 kJ;

2) HgBr2 (cr) \u003d Hg (1) + Br2 (1) + 169,45 kJ.

Odpoveď: -206,77 kJ / mol.

25. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby hydrogénuhličitanu sodného pomocou nasledujúcich údajov:

2NaHC03 (cr) \u003d Na2C03 (cr) + CO2 (g) + H20 (g) + 130,3 kJ,

Ak kJ/mol;

C (gr) + O2 (g) \u003d C02 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.

Odpoveď: -947,4 kJ / mol.

26. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby CaCO 3 (cr) pomocou nasledujúcich údajov:

Ca (OH)2 (c) + C02 (g) \u003d CaC03 (cr) + 173,9 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d C02 (g) - 393,7 kJ;

kJ/mol.

Odpoveď: -1206 kJ / mol.

27. Určte štandardnú entalpiu tvorby oxidu železa (III), ak počas reakcie

2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2 Al

na každých 80 g Fe 2 O 3 sa absorbuje 426,5 kJ tepla, kJ/mol.

Odpoveď: -823 kJ / mol.

28. Koľko tepla treba minúť na získanie 11,2 kg železa, ak v súlade s termochemickou rovnicou FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .

Odpoveď: 4600 kJ.

29. Nájdite spalné teplo diamantu, ak štandardné spalné teplo grafitu je -393,51 kJ/mol a teplo je

a fázový prechod С(grafit) ® С(diamant) je

1,88 kJ/mol.

Odpoveď: -395,39 kJ / mol.

30. Koľko tepla sa uvoľní, keď sa 1 kg červeného fosforu premení na čierny fosfor, ak je známe,

že štandardné entalpie tvorby červeného a čierneho fosforu sú -18,41 a -43,20 kJ/mol.

Odpoveď: -800 kJ.

Oddiel II

Vypočítajte štandardnú zmenu Gibbsovej energie chemickej reakcie pri teplote 25 °C z hodnôt štandardných entalpií tvorby a absolútnych entropií chemických zlúčenín a stanovte možnosť spontánnej reakcie:

1. 4NH3g + 502g = 4NO g + 6H20 g.

Odpoveď: -955,24 kJ; reakcia je možná.

2. SO 2g + 2H2Sg \u003d 3S až + 2H20 jamka.

Odpoveď: -107,25 kJ; reakcia je možná.

3. 2H2Sg + 302g = 2H20g + 2S02g.

Odpoveď: -990,48 kJ; reakcia je možná.

4. 2NO g + O 3g + H2O jamka \u003d 2HNO 3g.

Odpoveď: - 260,94 kJ; reakcia je možná.

5. 3Fe203k + CO g \u003d 2Fe30 4k + CO 2g.

Odpoveď: - 64,51 kJ; reakcia je možná.

6. 2CH3OH w + 30 2g \u003d 4H20g + 2CO 2g.

Odpoveď: - 1370,46 kJ; reakcia je možná.

7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H20 g.

Odpoveď: 228,13 kJ; reakcia nie je možná.

8. Fe20 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.

Odpoveď: -31,3 kJ; reakcia je možná.

9. C2H4g + 302g \u003d 2CO2g + 2H20 g.

Odpoveď: -1313,9 kJ; reakcia je možná.

10. 4NH 3g + 302g = 6H20g + 2N 2g.

Odpoveď: -1305,69 kJ; reakcia je možná.

11. 4NO 2g + 02g + 2H20x = 4HNO 3g.

Odpoveď: -55,08 kJ; reakcia je možná.

12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H20 l.

Odpoveď: -7,71 kJ; reakcia je možná.

13. 2C2H2g + 502g \u003d 4CO2g + 2H20 g.

Odpoveď: -2452,81 kJ; reakcia je možná.

14. Fe30 4k + 4H 2g \u003d 3Fe až + 4H20 g.

Odpoveď: 99,7 kJ; reakcia nie je možná.

15. 2Fe20 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.

Odpoveď: 297,7 kJ; reakcia nie je možná.

16. Fe30 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.

Odpoveď: -14,88 kJ; reakcia je možná.

17. 2H 2 S g + O 2 g \u003d 2 H 2 O jamka + 2 S c.

Odpoveď: -407,4 kJ; reakcia je možná.

18. Fe20 3k + 3H 2g \u003d 2Fe až + 3H20 g.

Odpoveď: 54,47 kJ; reakcia nie je možná.

Vypočítajte štandardnú zmenu Gibbsovej energie chemickej reakcie pri teplote 25 °C z hodnôt štandardných entalpií tvorby a absolútnych entropií chemických zlúčenín a určte, pri akej teplotnej rovnováhe nastane v systéme.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H20 f.

Odpoveď: -93,1 kJ; ~552 K.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.

Odpoveď: -194,0 kJ; ~1632 K.

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.

Odpoveď: -214,24 kJ; ~1462 K.

22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.

Odpoveď: 113,8 kJ; ~959 K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.

Odpoveď: -142,36 kJ; ~ 963 K.

Zo štandardných entalpií vzniku a absolútnych entropií chemických zlúčenín vypočítajte zmenu Gibbsovej energie chemickej reakcie pri teplote 350 °C. Ignorujte teplotnú závislosť D f H° a S°. Nastavte možnosť spontánnych reakcií:

24. 2PH 3g + 402g = P205k + 3H20 g.

Odpoveď: 1910,47 kJ; reakcia je možná.

25. Cl2g + S02g + 2H20w = H2S04w + 2HCl g.

Odpoveď: -80,0 kJ; reakcia je možná.

26. P20 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.

Odpoveď: 860,0 kJ; reakcia nie je možná.

27. 2CO g + SO 2g \u003d S až + 2CO 2g.

Odpoveď: -154,4 kJ; reakcia je možná.

28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H20 g.

Odpoveď: -57,9 kJ; reakcia je možná.

29. NO g + 03 g = 02 g + NO 2 g.

Odpoveď: -196,83 kJ; reakcia je možná.

30. CH 4g + 20 2g \u003d CO2g + 2H20 g.

Odpoveď: -798,8 kJ; reakcia je možná.