Термодинамічна можливість різних напрямів складних реакцій у процесах нафтопереробки. Хімічна кінетика Імовірність перебігу хімічних реакцій

201. У якому напрямі за стандартних умов протікатиме реакція N 2(г) + Про 2(г) = 2NO (г) ? Відповідь підтвердьте розрахунками.

202. Обчисліть зміну енергії Гіббса деякої реакції при 1000 К, якщо ∆ r Н° 298 = 131,3 кДж, а ∆ r S° 298 = 133,6 Дж/К (вплив температури Тна ∆ Нта ∆ Sзнехтувати).

203. Обчисліть ∆ r G° 298 системи PbO 2 + Pb = 2PbO на підставі ∆ r Н° 298 та ∆ r S° 298 реагуючих речовин. Визначте, чи можлива ця реакція.

204. Визначте, в якому напрямку реакція Fe 2 O 3(к) + 3Н 2 = = Fe (к) + 3Н 2 О (г) мимовільно протікатиме за стандартних умов.

205. Обчисліть зміну енергії Гіббса і визначте можливість відновлення оксиду хрому (III) вуглецем при 1500 До реакції Cr 2 O 3(т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3СО (г) .

206. Вольфрам одержують відновленням оксиду вольфраму (IV) воднем. Визначте можливість перебігу цієї реакції при 500 і 1000 °З реакції WO 3(т) + 3H 2(г) = W (т) + 3H 2 O (г) .

207. Обчисліть зміну енергії Гіббса та визначте можливість протікання цієї реакції за стандартних умов СО(г) + Н 2 О (ж) = СО 2(г) + Н 2(г) .

208. Обчисліть зміну енергії Гіббса і визначте можливість протікання реакції розкладання оксиду міді (II) при 400 і 1500 До реакції 4CuO (т) = 2Сu 2 Про (т) + О 2(г) .

209. Визначте температуру рівноймовірного перебігу реакції у прямому та зворотному напрямках, якщо ∆ r Н° 298 = = 38 кДж, а ∆ r S° 298 = 207 Дж/К.

210. Обчисліть ∆ r G° 298 та ∆ r G° 1000 для реакції Н2О(г) + + С(гр) = СО(г) + Н2(г) . Як впливає температура на термодинамічну ймовірність перебігу процесу у прямому напрямку?

211. Яка з наведених реакцій термодинамічно вірогідніша: 1) N 2 + O 2 = 2NO або 2) N 2 +2O 2 = 2NO 2 ? Відповідь підтвердьте розрахунками.

212. Визначте знак ∆ r G° 298 , не вдаючись до розрахунків, для реакції СаО (т) + СО 2(г) = СаСО 3(т) , ∆ r Н° 298 = -178,1 кДж/моль. Відповідь поясніть.

213. Визначте знак ∆ r G° 298 для процесу засвоювання в організмі людини сахарози, який зводиться до її окислення С12Н22О11(к) + 12О2(г) = 12СО2(г) + 11Н2О(ж).

214. Перевірте, чи немає загрози того, що оксид азоту (I), що застосовується в медицині як наркотичний засіб, окислюватиметься киснем повітря до токсичного оксиду азоту (II) за реакцією 2N 2 O (г) + О 2(г) = 4NO (г) .

215. Гліцерин - один з продуктів метаболізму, який перетворюється остаточно в організмі в СО2(г) та Н2О(ж). Обчисліть ∆ r G° 298 реакції окислення гліцерину, якщо ∆ f G° 298 (З 3 Н 8 Про 3) = = 480 кДж/моль.

216. Розрахуйте зміну енергії Гіббса для реакції фотосинтезу 6СО 2(г) + 6Н 2 О (ж) = 6 Н 12 О 6(р-р) + 6О 2(г) .

217. Визначте температуру, за якої ∆ r G° Т = 0, для реакції Н 2 О (г) + СО (г) = СО 2 (г) + Н 2 (г) .

218. Розрахуйте термодинамічні характеристики ∆ r Н° 298 , ∆ r S° 298 , ∆ r G° 298 реакції 2NO(г) = N 2 O 4(г) . Сформулюйте висновок про можливість перебігу реакції при температурах 0; 25 та 100 °С, підтвердіть його розрахунком.

219. Чи можлива реакція 3Fe2O3(к) + Н2(г) = 2Fe3O4(к) = Н2О(г)? Відповідь підтвердьте розрахунками.

220. Обчисліть зміну енергії Гіббса реакції при 980 К, якщо ∆ r Н° 298 = 243,2 кДж, а ∆ r S° 298 = 195,6 Дж/К (вплив температури на ∆ Нта ∆ Sзнехтувати).

221. Обчисліть ∆ r G° 298 та ∆ r G° 1000 для реакції

Fe 2 O 3(к) + 3СО (г) = 2 Fe (к) + 3СО 2(г)

Як впливає температура на термодинамічну ймовірність перебігу процесу у прямому напрямку?

222. Взаємодія карбіду кальцію з водою описується двома рівняннями:

а) СаС 2 + 2Н 2 О = СаСО 3 + З 2 Н 2; б) СаС 2 + 5Н 2 О = СаСО 3 + 5Н 2 + СО 2 .

Яка з реакцій термодинамічно краща? Поясніть результати розрахунку.

223. Визначте напрямок мимовільного перебігу реакції SO 2 + 2H 2 = S кр + 2Н 2 Про за стандартних умов.

224. Обчисліть зміну енергії Гібса реакції ZnS +3/2О 2 = ZnO + SO 2 при 298 і 500 К.

225. Визначте напрямок мимовільного перебігу реакції

NH 4 Cl (к) + NaOH (к) = NaCl (к) + H 2 O (г) + NH 3(г) .

за стандартних умов

Швидкість хімічних реакцій

226. Визначте, у скільки разів зміниться швидкість гомогенної газової реакції 4HCl + O 2 → 2H 2 O +2Cl 2 якщо загальний тиск у системі збільшити в 3 рази.

227. Швидкість реакції: 2NO + O 2 → 2NO 2 при концентраціях NO і O 2 , рівних 0,6 моль/дм 3 становить 0,18 моль/(дм 3 ·хв). Обчисліть константу швидкості реакції.

228. У скільки разів слід збільшити концентрацію СО в системі, щоб підвищити швидкість реакції 2СО → 2 + С (тв) у 4 рази?

229. Реакція йде за рівнянням N 2 + O 2 → 2NO. Вихідні концентрації азоту та кисню дорівнюють 0,049 і 0,01 моль/дм 3 . Обчисліть концентрації речовин, коли у системі утворюється 0,005 моль NO.

230. Реакція між речовинами А та В протікає за рівнянням 2А + В = С. Концентрація речовини А дорівнює 6 моль/л, а речовини 5 моль/л. Константа швидкості реакції дорівнює 0,5 л/(моль с). Обчисліть швидкість реакції в початковий момент і в той момент, коли в реакційній суміші залишається 45% речовини.

231. Наскільки градусів необхідно підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла у 90 разів? Температурний коефіцієнт Вант-Гоффа дорівнює 2,7.

232. Температурний коефіцієнт швидкості реакції розкладання йодоводороду за реакцією 2HI = H 2 + I 2 дорівнює 2. Обчисліть константу швидкості цієї реакції при 684 К, якщо за 629 К константа швидкості дорівнює 8,9 · 10 -5 л / (моль · с).

233. Визначте температурний коефіцієнт швидкості реакції, якщо при зниженні температури на 45° реакція сповільнилася у 25 разів.

234. Обчисліть, за якої температури реакція закінчиться за 45 хв, якщо при 293 К на це потрібно 3 години. Температурний коефіцієнт швидкості реакції прийняти рівним 3,2.

235. Обчисліть константу швидкості реакції при 680 К, якщо за 630 К константа швидкості даної реакції дорівнює 8,9 -5 моль/(дм 3 · с), а γ = 2.

236. Константа швидкості реакції при 9,4 ° С дорівнює 2,37 хв -1, а при 14,4 ° С становить 3,204 хв -1. Обчисліть енергію активації та температурний коефіцієнт швидкості реакції.

237. Обчисліть, на скільки градусів необхідно підвищити температуру, щоб швидкість реакції збільшилася в 50 та 100 разів, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3.

238. При 393 К реакція закінчується за 18 хв. Через який проміжок часу ця реакція закінчиться при 453 К, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3?

239. Початкові концентрації реагуючих речовин реакції СО + Н 2 О (г) → СО 2 + Н 2 дорівнювали (моль/дм 3): = 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Визначте концентрацію всіх учасників реакції після того, як концентрація водню збільшиться на 10 %.

240. Реакція між речовинами А та В виражається рівнянням А + 2В → С. Початкові концентрації речовини становлять: [A] = 0,03 моль/л; [B] = 0,05 моль/л. Константа швидкості реакції дорівнює 0,4. Визначте початкову швидкість реакції та швидкість реакції після деякого часу, коли концентрація речовини А зменшиться на 0,01 моль/л.

241. У системі СО + Cl 2 = COCl 2 концентрацію збільшили від 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацію хлору – від 0,02 до 0,06 моль/л. У скільки разів зросла швидкість прямої реакції?

242. У скільки разів зміниться швидкість реакції 2А + В → А 2 В, якщо збільшити концентрацію речовини А в 2 рази, а концентрацію речовини В зменшити в 2 рази?

243. Яка частка (%) новокаїну розкладеться за 10 діб його зберігання при 293 К, якщо при 313 К константа швидкості гідролізу новокаїну дорівнює 1 · 10 -5 діб -1 а енергія активації реакції дорівнює 55,2 кДж/моль?

244. При 36 ° С константа швидкості розпаду пеніциліну дорівнює 6 · 10 -6 -1 , а при 41 ° С - 1,2 · 10 -5 -1 . Обчисліть температурний коефіцієнт реакції.

245. У скільки разів збільшиться швидкість реакції, що протікає при 298 К, ​​якщо зменшити енергію активації на 4 кДж/моль?

246. Обчисліть температурний коефіцієнт (γ) константи швидкості реакції розкладання пероксиду водню у температурному інтервалі 25 °С – 55 °С при Е а= 75,4 кДж/моль.

247. Розкладання пероксиду водню з утворенням кисню в 0,045 М розчину КОН при 22 °С відбувається як реакція першого порядку з періодом напіврозпаду 1/2 = 584 хв. Обчисліть швидкість реакції в початковий момент часу після змішування рівних обсягів 0,090 М розчину КОН і 0,042 М розчину Н 2 Про 2 і кількість пероксиду водню, що залишився в розчині через одну годину.

248. У разі підвищення температури на 27,8 °С швидкість реакції зросла в 6,9 разу. Обчисліть температурний коефіцієнт швидкості реакції та енергію активації цієї реакції при 300 К.

249. Для деякої реакції першого порядку період напівперетворення речовини при 351 К становить 411 хв. Енергія активації дорівнює 200 кДж/моль. Обчисліть, скільки часу потрібно для розкладання 75% вихідної кількості речовини за 402 К.

250. Константи швидкості деякої реакції при 25 і 60 ° С рівні відповідно 1,4 та 9,9 хв -1 . Обчисліть константи швидкості цієї реакції за 20 і 75 °С.

Хімічна рівновага

251. Константа рівноваги реакції А + В = С + Д дорівнює одиниці. Початкова концентрація [A] = 0,02 моль/л. Скільки відсотків речовини А піддається перетворенню, якщо початкові концентрації [B] = 0,02; 0,1; 0,2 моль/л?

252. Вихідні концентрації азоту та водню в реакційній суміші для отримання аміаку склали 4 та 10 моль/дм 3 відповідно. Обчисліть рівноважні концентрації компонентів у суміші, якщо на момент настання рівноваги прореагувало 50 % азоту.

253. Оборотна реакція протікає за рівнянням А + В ↔ С + Д. Вихідна концентрація кожної речовини в суміші становить 1 моль/л. Після встановлення рівноваги концентрація компонента дорівнює 1,5 моль/дм 3 . Обчисліть константу рівноваги цієї реакції.

254. Визначте вихідні концентрації NO і O 2 і константу рівноваги оборотної реакції 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 якщо рівновага встановилася при наступних концентраціях реагуючих речовин, моль/дм 3: = 0,12; = 0,48; = 0,24.

255. У якому напрямку зміститься хімічна рівновага в системі 2NO 2 ↔ NO + O 2 якщо рівноважні концентрації кожного компонента зменшити в 3 рази?

256. У скільки разів зменшиться рівноважне парціальний тискводню в процесі реакції N 2 + 3Н 2 ↔ 2 NН 3 якщо збільшити тиск азоту в 2 рази?

257. У системі 2NO 2 ↔ N 2 O 4 при 60 °С та стандартному тиску встановилася рівновага. У скільки разів слід зменшити обсяг, щоб тиск зріс у 2 рази?

258. В якому напрямку зміститься рівновага при підвищенні температури систем:

1) СОCl 2 ↔ CO + Cl 2; ∆ r Н° 298 = -113 кДж/моль

2) 2СО ↔ CO 2 +С; ∆ r Н° 298 = -171 кДж/моль

3) 2SO 3 ↔ 2SO 2 + O 2; ∆ r Н° 298 = -192 кДж/моль.

Відповідь поясніть.

259. У замкнутій посудині протікає реакція АВ(г) ↔ А(г) + В(г) . Константа рівноваги реакції дорівнює 0,04, а рівноважна концентрація речовини становить 0,02 моль/л. Визначте початкову концентрацію речовини АВ. Скільки відсотків речовини АВ розклалося?

260. При окисленні аміаку киснем можливе утворення азоту та різних оксидів азоту. Напишіть рівняння реакції та обговоріть вплив тиску на зсув рівноваги реакцій з утворенням: а) N 2 O; б) NO2.

261. У якому напрямку зміститься рівновага для оборотної реакції С (тв) + Н 2 О (г) ↔ СО (г) + Н 2 (г) при зменшенні об'єму системи у 2 рази?

262. При певній температурі рівновага в системі 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 встановилася за наступних концентрацій: = 0,006 моль/л; = 0,024 моль/л. Знайти константу рівноваги реакції та вихідну концентрацію NO 2 .

263. Початкові концентрації монооксиду вуглецю та парів води однакові та дорівнюють 0,1 моль/л. Розрахуйте рівноважні концентрації СО, Н 2 Про та СО 2 у системі СО (г) + Н 2 О (г) ↔ СО (г) + Н 2(г) , якщо рівноважна концентрація водню дорівнювала 0,06 моль/л, визначте константу рівноваги.

264. Константа рівноваги реакції 3Н 2 + N 2 = 2NН 3 за деякої температури дорівнює 2. Скільки моль азоту слід ввести на 1 л газової суміші, щоб 75 % водню перетворити на аміак, якщо вихідна концентрація водню дорівнювала 10 моль/л?

265. В системі 2NO(г) + O 2(г) ↔ 2NO 2(г) рівноважні концентрації речовин становлять = 0,2 моль/л = 0,3 моль/л = 0,4 моль/л. Розрахуйте константу рівноваги та оцініть положення рівноваги.

266. У посудину місткістю 0,2 л помістили 0,3 і 0,8 г водню та йоду. Після встановлення рівноваги у посудині виявлено 0,7 г HI. Обчисліть константу рівноваги реакції.

267. Початкові концентрації Н 2 та I 2 рівні відповідно 0,6 та 1,6 моль/л. Після встановлення рівноваги концентрація йодоводороду дорівнювала 0,7 моль/л. Обчисліть рівноважні концентрації Н 2 та I 2 та константу рівноваги.

268. При певній температурі константа рівноваги реакції 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 дорівнює 2,5 моль -1 · л і рівноважної газової суміші = 0,05 моль/л і = 0,04 моль/л. Обчисліть початкові концентрації кисню та NO.

269. Речовини А і В у кількості 3 і 4 моль відповідно, що знаходяться в посудині місткістю 2л, реагують відповідно до рівняння 5А + 3В = А 5 3 .

Прореагувало 1,6 моль речовини А. Визначте кількість витраченої речовини та отриманого продукту. Розрахуйте константу рівноваги.

270. Під час вивчення рівноваги реакції H 2 + I 2 = 2HI знайдено, що з вихідних концентраціях H 2 і I 2 по 1 моль/л рівноважна концентрація HI дорівнює 1,56 моль/л. Обчисліть рівноважну концентрацію йодоводороду, якщо початкові концентрації H 2 і I 2 становили 2 моль/л.

271. При вивченні рівноваги H 2 + I 2 = 2HI виявилося, що рівноважні концентрації H 2 I 2 і HI рівні відповідно 4,2; 4,2; 1,6 моль/л. В іншому досвіді, що проводився за тієї ж температури, було знайдено, що рівноважні концентрації I 2 і HI рівні 4,0 і 1,5 моль/л. Розрахуйте концентрацію водню у цьому досвіді.

272. При певній температурі у рівноважній газовій системі SO 2 - O 2 - SO 3 концентрації речовин склали відповідно 0,035; 0,15 та 0,065 моль/л. Обчисліть константу рівноваги та початкові концентрації речовин, припускаючи, що це лише кисень та SO 2 .

273. У посудині місткістю 8,5 л встановилася рівновага СО(г) + Cl2(г) = СОCl2(г). Склад рівноважної суміші (г): СО – 11, Cl 2 – 38 та СОCl 2 – 42. Обчисліть константу рівноваги реакції.

274. Як впливають на зміщення рівноваги та константу рівноваги реакції Н 2(г) + Cl 2(г) = 2HCl (г) , ∆ H < 0, наступні фактори: а) збільшення концентрацій Н 2 , Cl 2 та HCl; б) збільшення тиску втричі; в) підвищення температури?

275. Вихідні концентрації NO та Cl 2 у гомогенній системі 2NO + Cl 2 = 2NOCl рівні відповідно 0,5 та 0,2 моль/дм 3 . Обчисліть константу рівноваги, якщо на момент рівноваги прореагувало 35 % NO.

Користуючись розчинами солей марганцю, заліза, міді та цинку та розчином сульфіду натрію, осадіть у чотирьох пробірках зазначені сульфіди, опади промийте дистильованою водою. методом декантації, а потім додайте до кожного з опадів 2-3 мл розведеного розчину сірчаної кислоти. Що відбувається? Порівняйте дані досвіду із результатами розрахунку.

Досвід 3. Вибір напряму протікання реакції

Між іонами Е 3+ і S 2 у водному розчині можливі наступні взаємодії:

Обмінна взаємодія;

Взаємно посилюється гідроліз;

Окисно-відновна реакція, якщо ступінь окислення (+3) у елемента не надто стійка і може знижуватися до (+2):

2Е 3+ + 3S 2– → Е 2 S 3 ,

2Е 3+ + 3S 2– + 6Н 2 О → 2Е(ОН) 3 + 3Н 2 S,

2Е 3+ + 3S 2– → 2ЕS + S.

Користуючись даними таблиці 2, виконайте необхідні розрахунки і з'ясуйте, який з цих варіантів перебігу реакцій найбільш вірогідний з термодинамічної точки зору при взаємодії розчину натрію сульфіду з солями тризарядних катіонів заліза, алюмінію, хрому і вісмуту.

Таблиця 2

Речовина	∆ f G о, кДж/моль	Речовина	∆ f G о, кДж/моль
Fe 3+ (р-р)	– 10,53	FeS	– 100,8
Al 3+ (р-р)	– 490,5	Bi 2 S 3	– 152,9
Cr 3+ (р-р)	– 223,2	Al 2 S 3	– 492,5
Bi 3+ (р-р)	+ 91,9	Fe(OH) 3	– 699,6
S 2 – (р-р)	+ 85,40	Cr(OH) 3	– 849,0
H 2 S	– 33,50	Bi(OH) 3	– 580,3
H 2 O (ж.)	– 237,23	Al(OH) 3	– 1157,0
H 2 O (р.)	– 228,61

За якими зовнішніми ознаками у кожному даному випадку можна визначити, яка саме взаємодія здійснилася?

Три пробірки налийте по 1-2 мл розчинів зазначених солей і додайте по 1 мл розчину сульфіду натрію. Що спостерігається у кожному випадку?

Чи збігається прогноз із результатами досвіду?

Тема: ХІМІЧНА КІНЕТИКА. КАТАЛІЗ. РІВНОВАГА

Лабораторна робота№ 7

Хімічна кінетика

Література: 1. С. 104-112; 3. С. 65-68; 4. С. 61-64.

Мета роботи:вивчення впливу концентрації реагуючих речовин та температури на швидкість хімічної реакції.

Питання та вправи для самопідготовки.

1. Предмет хімічної кінетики. Дати визначення швидкості хімічної реакції. Перелічити чинники, що впливають швидкість хімічної реакції.

2. Навести математичний вираз швидкості хімічної реакції. Пояснити, чому математичному вираженні швидкості стоїть знак мінус. Як залежить швидкість реакції від температури?

3. Сформулювати закон чинних мас. Який фізичний зміст константи швидкості і які фактори впливають на її величину?

Вплив температури на швидкість хімічної реакції.

4. Енергія активації. Активований комплекс. Ентропія активації.

5. Кінетична класифікація реакцій. Молекулярність та порядок реакції.

6. Каталізатори та каталіз.

7. Гомогенний каталіз. Теорія проміжних сполук.

8. Оборотні та незворотні процеси. Умови настання хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги та фактори, що на неї впливають.

9. Принцип Ле Шательє. Усунення хімічної рівноваги.

1. Як зміниться швидкість реакції 2NO + O 2 = 2NO 2 якщо зменшити обсяг реакційної судини в 3 рази?

2. Знайти значення константи швидкості реакції А + В = АВ, якщо при концентраціях речовини А і В, рівних відповідно 0,5 та 0,1 моль/л, швидкість реакції дорівнює 0,005 мол/л·с.

3. Визначити, на скільки градусів слід підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла у 8 разів, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 2.

Устаткування.Пробірки мірні – 8 шт. Піпетка Пастера (5 мл) – 2 шт. Склянка хімічна (100 мл). Лазня водяна. Термометр лабораторний (1000С). Секундомір (або метроном). Плитка електрична.

Реактиви:Тіосульфат натрію 0,5% розчин, сірчана кислота 0,5% розчин,дистильована вода.

Вступ.Термодинамічні розрахунки дозволяють зробити висновок про можливість цього процесу, вибрати умови проведення хімічної реакції, визначити рівноважний склад продуктів, розрахувати теоретично досяжні ступеня перетворення вихідних речовин та виходи продуктів, а також енергетичні ефекти (теплота реакції, теплота зміни агрегатного стану), що необхідно для складання енергетичних балансів та визначення енергетичних витрат.

Найбільш важливі поняття термодинаміки - "теплота процесу" та "робота". Величини, що характеризують стан термодинамічної системи, називають термодинамічні параметри. До них відносяться: температура, тиск, питомий об'єм, густина, молярний об'єм, питома внутрішня енергія. Величини, пропорційні масі (або кількості речовини) аналізованої термодинамічної системи називаються екстенсивними;це – обсяг, внутрішня енергія, ентальпія, ентропія. Інтенсивнівеличини не залежить від маси термодинамічної системи, і вони служать термодинамическими параметрами станами. Це – температура, тиск, а також екстенсивнівеличини, віднесені до одиниці маси, обсягу чи кількості речовини. Зміна інтенсивних параметрів з метою прискорення хіміко-технологічних процесів називається інтенсифікацією.

При екзотермічних реакціях запас внутрішньої енергії вихідних речовин (U 1) більше, ніж продуктів, що утворюються (U 2). Різниця ∆U = U 1 – U 2 перетворюється на форму теплоти. Навпаки, при ендотермічних реакціях внаслідок поглинання певної кількості теплоти внутрішня енергія речовин підвищується (U 2 > U 1). ∆U виражають у Дж/моль або технічних розрахунках їх відносять до 1 кг або 1 м 3 (для газів). Вивченням теплових ефектів реакцій чи агрегатних станів, чи змішування, розчинення займається розділ фізичної хімії чи хімічної термодинаміки – термохімії. У термохімічних рівняннях вказується тепловий ефект реакції. Наприклад: З (графіт) +О 2 = СО 2 +393,77 кДж/моль. Теплоти розкладання мають протилежний знак. Для визначення використовують таблиці. По Д.П.Коновалову теплоти згоряння визначають із співвідношення: Q згор =204,2n+44,4m+∑x (кДж/моль), де n – кількість молей кисню, необхідних повного згоряння 1 моля цієї речовини, m – число молей води, що утворюються при згорянні 1 молячи речовини, ∑x – поправка, постійна даного гомологічного ряду. Чим більша ненасиченість, тим більше ∑x.

Для вуглеводнів ацетиленового ряду ∑x=213 кДж/моль. Для етиленових вуглеводнів ∑x=87,9 кДж/моль. Для граничних вуглеводнів ∑x=0. Якщо молекулі сполуки є різні функціональні групи і типи зв'язків, то термічну характеристику знаходять підсумовуванням.

Тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот утворення продуктів реакції мінус сума теплот утворення вихідних речовин з урахуванням кількості молей всіх речовин, що беруть участь у реакції. Наприклад, для реакції загального вигляду: n 1 A+n 2 B=n 3 C+n 4 D+Q x тепловий ефект: Q x =(n 3 Q C обр +n 4 Q D обр) – (n 1 Q A обр +n 2 Q B обр)

Тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот згоряння вихідних речовин мінус сума теплот згоряння продуктів реакції з урахуванням кількості молей всіх речовин, що реагують. Для тієї ж загальної реакції:

Q x = (n 1 Q A згор +n 2 Q B згор) – (n 3 Q C згор + 4 Q D згор)

Ймовірністьпротікання рівноважних реакцій визначають за константою термодинамічної рівноваги, яка визначається:

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT e ∆ S º/ R З аналізу цього виразу видно, що для ендотермічних реакцій (Q< 0, ∆ Hº > 0) при спаді ентропії (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. Надалі термодинамічний підхід до хімічних реакцій буде розглянуто докладніше.

лекція 4.

Основні закони термодинаміки. Перший початок термодинаміки. Теплоємність та ентальпія. Ентальпія реакції. Ентальпія утворення сполуки. Ентальпія згоряння. Закон Гесса та ентальпія реакції.

Перший закон термодинаміки:зміна внутрішньої енергії (∆Е) системи дорівнює роботі зовнішніх сил(А′) плюс кількість переданої теплоти (Q): 1)∆Е=А′+Q; або (2-ой вид) 2)Q=∆Е+A – кількість теплоти, передана системі (Q) витрачається зміну її внутрішньої енергії (∆Е) і роботу (А), досконалу системою. Це один із видів закону збереження енергії. Якщо зміна стану системи дуже мало, то: dQ=dE+δA – такий запис при малих змінах. Для газу (ідеального) δА=pdV. У ізохорному процесі δА=0, то δQ V =dE, оскільки dE=C V dT, то δQ V =C V dT, де C V – теплоємність при постійному обсязі. У невеликому температурному інтервалі теплоємність стала, тому Q V = C V ∆T. З цього рівняння можна визначити теплоємність системи та теплоти процесів. C V – згідно із законом Джоуля-Ленца. В ізобарному процесі протікає без здійснення корисної роботи, враховуючи, що p постійно і його можна винести за дужку під знак диференціала, тобто δQ P = dE + pdV = d (E + pV) = dH, тут H - ентальпія системи. Ентальпія – це сума внутрішньої енергії (Е) системи та тиску на обсяг. Кількість теплоти можна виразити через ізобарну теплоємність (СР): δQ P = СР dT, Q V = ∆E (V = const) і Q P = ∆H (p = const) – після узагальнення. Звідси випливає, що кількість теплоти, що отримується системою однозначно, визначається зміною деякої функції стану (ентальпії) і залежить тільки від початкового та кінцевого станів системи і не залежить від форми шляху, яким розвивався процес. Це положення лежить в основі розгляду питання про теплові ефекти хімічних реакцій.

Тепловий ефект реакції– це віднесене до зміни хімічної змінної кількість теплоти, отримане системою, в якій пройшла хімічна реакція та продукти реакції, прийняли температуру вихідних реагентів (як правило Q V і Q P).

Реакції з негативним тепловим ефектом, Т. е. з виділенням теплоти в довкілля, називають екзотермічними. Реакції з позитивнимтепловим ефектом, тобто ті, що йдуть з поглинанням теплоти з навколишнього середовища, називаються ендотермічними.

Стехіометричне рівняння реакції буде: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i або ∆H=∑y i H i ; j – символи продуктів; i – символи реагентів.

Це становищеносить назву закону Гесса: величини Е i , H i – функції стану системи і, отже, ∆H і ∆Е, а тим самим і теплові ефекти Q V і Q р (Q V = ∆Е, Q р = ∆H) залежать тільки від того, які речовини вступають у реакцію за заданих умов і які виходять продукти, але з залежить від шляху, яким проходив хімічний процес (механізму реакції).

Іншими словами, ентальпія хімічної реакції дорівнює сумі ентальпій утворення компонентів реакції, помножених на стехіометричні коефіцієнти відповідних компонентів, взятих зі знаком плюс для продуктів та зі знаком мінус для вихідних речовин. Знайдемо як приклад∆H для реакції PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl (2)

Табличні значення ентальпій утворення компоненти реакції рівні відповідно для PCl 5 – 463 кДж/моль, для води (рідкої) – 286,2 кДж/моль, для H 3 PO 4 – 1288 кДж/моль, для HCl(газ) – 92,4 кДж /моль. Підставляючи ці значення формулу: Q V =∆Е, отримаємо:

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

Для органічних сполук, а також CO легко здійснити процес згоряння до CO 2 і H 2 O. Стехіометричне рівняння згоряння органічного з'єднанняскладу C m H n O p запишеться у вигляді:

(3) C m H n O p +(р-m-n/4)O 2 =mCO 2 +n/2 H 2 O

Отже, ентальпія згоряння згідно з (1) може бути виражена через ентальпії його утворення та утворення CO 2 і H 2 O:

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

Визначивши за допомогою калориметра теплоту згоряння досліджуваного з'єднання і знаючи ∆H CO 2 і ∆H H 2 O можна знайти ентальпію його утворення.

Закон Гесадозволяє розрахувати ентальпії будь-яких реакцій, якщо для кожного компонента реакції відома одна його термодинамічна характеристика - ентальпія утворення сполуки із простих речовин. Під ентальпією утворення сполуки з простих речовин розуміють ∆H реакції, що призводить до утворення одного молю сполуки з елементів, взятих у їх типових агрегатних станах та алотропних модифікаціях.

лекція 5.

Другий початок термодинаміки. Ентропія. Функція Гіббса. Зміна функції Гіббса під час протікання хімічних реакцій. Константа рівноваги та функція Гіббса. Термодинамічна оцінка ймовірності перебігу реакції.

Другим початком термодинамікиназивається твердження про те, що неможлива побудова вічного двигуна другого роду. Закон отримано досвідченим шляхом і має два еквівалентні один одному формулювання:

а) неможливий процес, єдиним результатом якого є перетворення всієї теплоти, отриманої від деякого тіла, на еквівалентну їй роботу;

б) неможливий процес, єдиним результатом якого є передача енергії у формі теплоти від тіла менш нагрітого до тіла більш нагрітого.

Функція δQ/T є повним диференціалом деякої функції S: dS=(δQ/T) обр (1) – ця функція S називається ентропією тіла.

Тут Q і S пропорційні одне одному, тобто зі збільшенням (Q) (S) – збільшується, і навпаки. Рівняння (1) відповідає рівноважному (оборотного) процесу. Якщо процес нерівноважний, то ентропія збільшується, тоді (1) перетворюється на:

dS≥(δQ/T)(2) Таким чином, при перебігу нерівноважних процесів ентропія системи збільшується. Якщо (2) підставити перший закон термодинаміки, то отримаємо: dE≤TdS-δA. Його прийнято записувати як: dE≤TdS-δA'-pdV, звідси: δA'≤-dE+TdS-pdV, тут pdV – робота рівноважного розширення, δA'- корисна робота. Інтегрування обох частин цієї нерівності для ізохорно-ізотермічного процесу призводить до нерівності: A' V≤-∆E+T∆S(3). А інтегрування для ізобарно-ізотермічного процесу (Т = const, p = const) - до нерівності:

A' P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

Праві частини (3 та 4) можуть бути записані як зміни деяких функцій відповідно:

F=E-TS(5) та G=E-TS+pV; або G=H-TS (6)

F – енергія Гельмгольця, а G – енергія Гіббса, тоді (3 і 4) можна записати у вигляді A' V ≤-∆F (7) та A' P ≤-∆G (8). Закон рівності відповідає рівноважному процесу. При цьому відбувається максимально корисна робота, тобто (A'V) MAX =-∆F, і (A'P) MAX =-∆G. F і G називають відповідно ізохорно-ізотермічний та ізобарно-ізотермічний потенціали.

Рівновага хімічних реакційхарактеризується процесом (термодинамическим) у якому система проходить безперервний ряд рівноважних станів. Кожен із таких станів характеризується незмінністю (у часі) термодинамічних параметрів та відсутністю в системі потоків речовини та теплоти. Рівноважний стан характеризується динамічним характером рівноваги, тобто рівністю прямого і зворотного процесів, мінімальним значенням енергії Гіббса та енергії Гельмгольця (тобто dG=0 і d2G>0; dF=0 та d2F>0). При динамічній рівновазі швидкість прямої та зворотної реакцій однакові.Повинна також дотримуватися рівності:

µ J dn J =0, де μ J = (G / N J) T , P , h = G J - хімічний потенціал компонента J; n J – кількість компонента J (моль). Велике значенняµ J вказує на більшу реакційну здатність частинок.

∆Gº=-RTLnДо р(9)

Рівняння (9) називають рівнянням ізотерми Вант-Гафф. Значення ∆Gº у таблицях у довідковій літературі для багатьох тисяч хімічних сполук.

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT e ∆ S º/ R (11). З (11) можна дати термодинамічний оцінку ймовірності перебігу реакції. Так, для екзотермічних реакцій (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1, а ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) при спаді ентропії (∆Sº>0) мимовільне перебіг процесу неможливе.

Якщо ∆Нº та ∆Sº мають один і той самий знак, термодинамічна ймовірність протікання процесу визначається конкретними значеннями ∆Нº, ∆Sº та Тº.

Розглянемо на прикладі реакції синтезу аміаку спільний вплив ∆Н o та ∆S o на можливість здійснення процесу:

Для цієї реакції ∆Н o 298 =-92,2 кДж/моль, ∆S o 298 =-198 Дж/(моль*К), Т∆S o 298 =-59кДж/моль, ∆G о 298 =-33, 2кДж/моль.

З наведених даних видно, що зміна ентропії негативно і не сприяє перебігу реакції, але водночас процес характеризується великим негативним ентальпійним ефектом ∆Нº, завдяки якому можливе здійснення процесу. Зі зростанням температури реакція, як показують калориметричні дані, стає ще екзотермічнішою (при Т=725К, ∆Н=-113кДж/моль), але при негативне значення∆S підвищення температури дуже істотно зменшує ймовірність протікання процесу.

I закон термодинаміки дозволяє розраховувати теплові ефекти різних процесів, але не дає інформацію про напрямок перебігу процесу.

Для процесів, що протікають у природі, відомі дві рушійні сили:

1. Прагнення системи перейти у стан із найменшим запасом енергії;

2. Прагнення системи до досягнення найбільш ймовірного стану, що характеризується максимальною кількістюнезалежних частинок.

Перший чинник характеризується зміною ентальпії. Розглянутий випадок повинен супроводжуватися виділенням теплоти, отже, DH< 0.

Другий фактор визначається температурою та зміною ентропії.

Ентропія (S)- термодинамічна функція стану системи, що відбиває можливість реалізації тієї чи іншої стану системи у процесі теплообміну.

Як і енергія, ентропія не належить до експериментально визначених величин. У оборотному процесі, що протікає в ізотермічних умовах, зміну ентропії можна розрахувати за такою формулою:

Це означає, що з незворотному перебігу процесу ентропія зростає завдяки переходу в теплоту частини роботи.

Таким чином, у оборотних процесах система здійснює максимально можливу роботу. При незворотному процесі система завжди здійснює меншу роботу.

Перехід втраченої роботи у теплоту є особливістю теплоти як макроскопічно невпорядкованої форми передачі енергії. Звідси виникає трактування ентропії як заходи безладдя у системі:

При збільшенні безладдя в системі ентропія зростає і, навпаки, при упорядкуванні системи ентропія зменшується.

Так, у процесі випаровування води ентропія збільшується, у процесі кристалізації води – зменшується. У реакціях розкладання ентропія збільшується, реакціях з'єднання - зменшується.

Фізичний зміст ентропії встановила статистична термодинаміка. Відповідно до рівняння Больцмана:

Від співвідношення величин, що стоять у лівій та правій частині останнього виразу, залежить напрямок мимовільного перебігу процесу.

Якщо процес відбувається в ізобарно-ізотермічних умовах, то загальна рушійна сила процесу називається вільною енергією Гіббсаабо ізобарно-ізотермічним потенціалом (DG):

.

(15)

Величина DG дозволяє визначити напрямок мимовільного перебігу процесу:

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

Якщо DG > 0, процес мимовільно протікає у напрямі;

Якщо DG=0, стан є рівноважним.

У живих організмах, що являють собою відкриті системи, головним джерелом енергії для багатьох біологічних реакцій – від біосинтезу білка та іонного транспорту до скорочення м'язів та електричної активності нервових клітин – є АТФ (аденозин-5-трифосфат).

Енергія виділяється при гідролізі АТФ:

АТФ + H 2 O ⇄ АДФ + H 3 PO 4

де АДФ – аденозин-5¢-дифосфат.

DG 0 цієї реакції становить -30 кДж, отже процес протікає мимовільно прямому напрямку.

Аналіз співвідношення ентальпійного та ентропійного факторів у рівнянні для розрахунку ізобарно-ізотермічного потенціалу дозволяє зробити наступні висновки:

1. При низьких температурах переважає ентальпійний фактор, і мимоволі протікають екзотермічні процеси;

2. При високих температурахпереважає ентропійний фактор, і мимоволі протікають процеси, що супроводжуються збільшенням ентропії.

На підставі викладеного матеріалу можна сформулювати II закон термодинаміки:

В ізобарно-ізотермічних умовах в ізольованій системі мимовільно протікають процеси, що супроводжуються збільшенням ентропії.

Дійсно, в ізольованій системі теплообмін неможливий, отже, DH = 0 і DG -T×DS. Звідси видно, що й величина DS позитивна, то величина DG негативна і, отже, процес мимовільно протікає у напрямі.

Інше формулювання II закону термодинаміки:

Неможливий некомпенсований перехід теплоти від нагрітих тіл до більш нагрітих.

У хімічних процесах зміни ентропії та енергії Гіббса визначають відповідно до закону Гесса:

,	(16)
.	(17)

Реакції, для яких DG< 0 называют екзергонічними.

Реакції, для яких DG > 0 називають ендергонічними.

Величину DG хімічної реакції можна також визначити із співвідношення:

DG = DH – T×DS.

У табл. 1 показана можливість (або неможливість) мимовільного перебігу реакції при різних поєднаннях знаків DH та DS.

Еталони вирішення завдань

1. Деяка реакція протікає із зменшенням ентропії. Визначити, за якої умови можливе мимовільне перебіг цієї реакції.

Умовою мимовільного перебігу реакції зменшення вільної енергії Гіббса, тобто. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

Оскільки в ході реакції ентропія зменшується (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) (процес повинен протікати за низьких температур).

2. Ендотермічна реакція розкладання протікає спонтанно. Оцінити зміну ентальпії, ентропії та величини вільної енергії Гіббса.

1) Оскільки ендотермічна реакція, то DH > 0.

2) У реакціях розкладання ентропія зростає, отже DS > 0.

3) Мимовільне перебіг реакції свідчить про те, що DG< 0.

3. Обчислити стандартну ентальпію хемосинтезу, що протікає у бактеріях Thiobacillus denitrificans:

6KNO 3(тв.) + 5S (тв.) + 2CaCO 3(тв.) = 3K 2 SO 4(тв.) + 2CaSO 4(тв.) + 2CO 2(газ) + 3N 2(газ)

за значеннями стандартних ентальпій утворення речовин:

Запишемо вираз першого слідства із закону Гесса з урахуванням того, що стандартні ентальпії утворення сірки та азоту дорівнюють нулю:

= (3× K 2 SO 4 + 2× CaSO 4 + 2× CO 2) -

- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).

Підставимо значення стандартних ентальпій утворення речовин:

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

2593 кДж.

Так як< 0, то реакция экзотермическая.

4. Обчислити стандартну ентальпію реакції:

2C 2 H 5 OH (рід.) = C 2 H 5 OC 2 H 5(рід.) + H 2 O (рід.)

за значеннями стандартних ентальпій згоряння речовин:

C 2 H 5 OH = -1368 кДж/моль;

C 2 H 5 OC 2 H 5 = -2727 кДж/моль.

Запишемо вираз другого слідства із закону Гесса з урахуванням того, що стандартна ентальпія згоряння води (вищий оксид) дорівнює нулю:

2× C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5 .

Підставимо значення стандартних ентальпій згоряння речовин, що беруть участь у реакції:

2×(-1368) - (-2727).

Наслідки із закону Гесса дозволяють обчислювати не лише стандартні ентальпії реакцій, а й величини стандартних ентальпій утворення та згоряння речовин за непрямими даними.

5. Визначити стандартну ентальпію утворення оксиду вуглецю (II) за такими даними:

З рівняння (1) видно, що стандартна зміна ентальпії даної реакції відповідає стандартній ентальпії освіти CO2.

Запишемо вираз першого слідства із закону Гесса для реакції (2):

CO = CO 2 -.

Підставимо значення та отримаємо:

CO = -293,5 - (-283) = -110,5 кДж/моль.

Це завдання можна вирішити й іншим способом.

Віднімаючи з першого рівняння друге, отримаємо:

6. Обчислити стандартну ентропію реакції:

CH 4(газ) + Cl 2(газ) = CH 3 Cl (газ) + HCl (газ) ,

за значеннями стандартних ентропій речовин:

Стандартну ентропію реакції обчислимо за такою формулою:

= (CH 3 Cl + HCl) - (CH 4 + Cl 2).

234 + 187 - (186 + 223) = 12 Дж/(моль×K).

7. Обчислити стандартну енергію Гіббса реакції:

C 2 H 5 OH (рід.) + H 2 O 2 (рід.) = CH 3 COH (газ) + 2H 2 O (рід.)

за такими даними:

Визначити, чи можливе мимовільне перебіг цієї реакції за стандартних умов.

Стандартну енергію Гіббса реакції обчислимо за такою формулою:

= (CH 3 COH + 2× H 2 O) - (C 2 H 5 OH + H 2 O 2).

Підставляючи табличні значення, отримаємо:

129 + 2×(-237) - ((-175) + (-121) = -307 кДж/моль.

Так як< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

З 6 H 12 O 6(тв.) + 6O 2(газ) = 6CO 2(газ) + 6H 2 O (рід.).

за відомими даними:

Значення стандартних ентальпії та ентропії реакції розрахуємо за допомогою першого слідства із закону Гесса:

6 CO 2 + 6 H 2 O - З 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =

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

6 СО 2 + 6 H 2 O - З 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =

6×214 + 6×70 – 212 – 6×205 = 262 Дж/К = 0,262 кДж/К.

Стандартну енергію Гіббса реакції знайдемо із співвідношення:

T× = -2803 кДж - 298,15 K×0,262 кДж/К =

9. Обчислити стандартну енергію Гібс реакції гідратації сироваткового альбуміну при 25 0 С, для якої DH 0 = -6,08 кДж/моль, DS 0 = -5,85 Дж/(моль×К). Оцінити внесок ентальпійного та ентропійного фактора.

Стандартну енергію Гіббса реакції розрахуємо за такою формулою:

DG0 = DH0-T×DS0.

Підставивши значення, отримаємо:

DG 0 = -6,08 кДж/моль - 298 К×(-5,85×10 - 3) кДж/(моль×К) =

4,34 кДж/моль.

У разі ентропійний чинник перешкоджає перебігу реакції, а ентальпійний - сприяє. Мимовільне перебіг реакції можливе за умови, якщо , тобто при низьких температурах.

10. Визначити температуру, за якої мимовільно піде реакція денатурації трипсину, якщо = 283 кДж/моль, = 288 Дж/(моль×К).

Температуру, за якої рівноймовірні обидва процеси знайдемо із співвідношення:

У разі ентальпійний чинник перешкоджає перебігу реакції, а ентропійний - сприяє. Мимовільне перебіг реакції можливе за умови, якщо:

Таким чином, умовою мимовільного перебігу процесу є T>983 K.

Запитання для самоконтролю

1. Що таке термодинамічна система? Які типи термодинамічних систем ви знаєте?

2. Перерахуйте відомі вам термодинамічні параметри. Які з них належать до вимірюваних? Які до невимірюваних?

3. Що таке термодинамічний процес? Як називаються процеси, що протікають за сталості одного з параметрів?

4. Які процеси називають екзотермічними? Які ендотермічні?

5. Які процеси називають оборотними? Які незворотні?

6. Що розуміють під терміном стан системи? Які бувають стани системи?

7. Які системи вивчає класична термодинаміка? Сформулюйте перший та другий постулати термодинаміки.

8. Які змінні називають функціями стану? Перерахуйте відомі функції стану.

9. Що таке внутрішня енергія? Чи можна виміряти внутрішню енергію?

10. Що таке ентальпія? Яка її розмірність?

11. Що таке ентропія? Яка її розмірність?

12. Що таке вільна енергія Гіббса? Як її можна вирахувати? Що можна визначити за допомогою цієї функції?

13. Які реакції називають екзергонічними? Які ендергонічними?

14. Сформулюйте перший закон термодинаміки. У чому полягає еквівалентність теплоти та роботи?

15. Сформулюйте закон Гесса та наслідки з нього. Що таке стандартна ентальпія утворення (згоряння) речовини?

16. Сформулюйте другий закон термодинаміки. За якої умови мимовільно протікає в ізольованій системі?

Варіанти завдань для самостійного вирішення

Варіант №1

4NH 3(газ) + 5O 2(газ) = 4NO (газ) + 6H 2 O (газ) ,

Визначити, якого типу (екзо- чи эндотермическому) належить ця реакція.

З 2 H 6(газ) + H 2(газ) = 2CH 4(газ) ,

3. Обчислити стандартну енергію Гіббса реакції гідратації b-лактоглобуліну при 25 0 С, на яку DH 0 = -6,75 кДж, DS 0 = -9,74 Дж/К. Оцінити внесок ентальпійного та ентропійного фактора.

Варіант №2

1. Обчислити стандартну ентальпію реакції:

2NO 2(газ) + O 3(газ) = O 2(газ) + N 2 O 5(газ) ,

використовуючи значення стандартних ентальпій утворення речовин:

Визначити, якого типу (екзо- чи эндотермическому) належить ця реакція.

2. Обчислити стандартну ентальпію реакції:

використовуючи значення стандартних ентальпій згоряння речовин:

3. Обчислити стандартну енергію Гіббса реакції теплової денатурації хімотрипсиногену при 50 0 С, на яку DH 0 = 417 кДж, DS 0 = 1,32 Дж/К. Оцінити внесок ентальпійного та ентропійного фактора.

Варіант №3

1. Обчислити стандартну ентальпію реакції гідрування бензолу до циклогексану двома способами, тобто, використовуючи значення стандартних ентальпій утворення та згоряння речовин:

Cu (тв.) + ZnO (тв.) = CuO (тв.) + Zn (тв.)

3. При відновленні 12,7 г оксиду міді (II) вугіллям (з утворенням CO) поглинається 8,24 кДж теплоти. Визначити стандартну ентальпію утворення CuO, якщо CO = -111 кДж/моль.

Варіант №4

1. Обчислити стандартну ентальпію хемосинтезу, що протікає в автотрофних бактеріях Baglatoa та Thiothpix, за стадіями та сумарно:

2H 2 S (газ) + O 2 (газ) = 2H 2 O (рід.) + 2S (тв.);

2S (тв.) + 3O 2(газ) + 2H 2 O (рід.) = 2H 2 SO 4(рід.) ,

2. Обчислити стандартну ентальпію реакції:

З 6 H 12 O 6(тв.) = 2C 2 H 5 OH (рід.) + 2CO 2(газ) ,

використовуючи значення стандартних ентальпій згоряння речовин:

4HCl (газ) + O 2 (газ) = 2Cl 2 (газ) + 2H 2 O (рід.)

за відомими даними:

Варіант №5

1. Обчислити стандартну ентальпію реакції:

2CH 3 Cl (газ) + 3O 2 (газ) = 2CO 2 (газ) + 2H 2 O (рід.) + 2HCl (газ) ,

використовуючи значення стандартних ентальпій утворення речовин:

Визначити, якого типу (екзо- чи эндотермическому) належить ця реакція.

2. Обчислити стандартну ентальпію реакції:

З 6 H 6(рід.) + 3H 2(газ) = C 6 H 12(рід.) ,

використовуючи значення стандартних ентальпій згоряння речовин:

3. Обчислити стандартну енергію Гіббса реакції денатурації трипсину при 50 0 С, на яку DH 0 = 283 кДж, DS 0 = 288 Дж/К). Оцінити можливість перебігу процесу у напрямі.

Варіант №6

1. Обчислити стандартну ентальпію хемосинтезу, що протікає в автотрофних бактеріях Thiobacillus Thioparus:

5Na 2 S 2 O 3 ×5H 2 O (тв.) + 7O 2(газ) = 5Na 2 SO 4(тв.) + 3H 2 SO 4(ж.) + 2S (тв.) + 22H 2 O (ж .) ,

Визначити, якого типу (екзо- чи эндотермическому) належить ця реакція.

2. Обчислити стандартну ентальпію реакції:

З 6 H 5 NO 2(рід.) + 3H 2(газ) = З 6 H 5 NH 2(рід.) + 2H 2 O (рід.) ,

використовуючи значення стандартних ентальпій згоряння речовин:

3. Оцінити роль ентальпійного та ентропійного факторів для реакції:

H 2 O 2(рід.) + O 3(газ) = 2O 2(газ) + H 2 O (рід.)

за відомими даними:

Визначити температуру, за якої реакція піде мимовільно.

Варіант №7

1. Обчислити стандартну ентальпію утворення CH 3 OH за такими даними:

CH 3 OH (рід.) + 1,5O 2 (газ) = CO 2 (газ) + 2H 2 O (рід.) DH 0 = -726,5 кДж;

З (графіт) + O 2 (газ) = CO 2 (газ) DH 0 = -393,5 кДж;

H 2 (газ) + 0,5 O 2 (газ) = H 2 O (рід.) DH 0 = -286 кДж.

2. Оцінити можливість мимовільного перебігу реакції:

8Al (тв.) + 3Fe 3 O 4(тв.) = 9Fe (тв.) + Al 2 O 3(тв.)

за стандартних умов, якщо:

3. Обчислити значення DH 0 для можливих реакцій перетворення глюкози:

1) C 6 H 12 O 6(кр.) = 2C 2 H 5 OH (рід.) + 2CO 2(газ);

2) C 6 H 12 O 6(кр.) + 6O 2(газ) = 6CO 2(газ) + 6H 2 O (рід.).

за відомими даними:

В результаті якої з цих реакцій виділяється Велика кількістьенергії?

Варіант №8

1. Обчислити стандартну ентальпію освіти MgCO 3 за такими даними:

MgO (тв.) + CO 2 (газ) = MgCO 3 (тв.) + 118 кДж;

З 2 H 6(газ) + H 2(газ) = 2CH 4(газ)

за відомими даними:

3. Які з перерахованих оксидів: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 можуть бути відновлені алюмінієм до вільного металу при 298 К:

Варіант №9

1. Обчислити стандартну ентальпію освіти Ca 3 (PO 4) 2 за такими даними:

3CaO (тв.) + P 2 O 5(тв.) = Ca 3 (PO 4) 2(тв.) DH 0 = -739 кДж;

P 4(тв.) + 5O 2(газ) = 2P 2 O 5(тв.) DH 0 = -2984 кДж;

Ca (тв.) + 0,5 O 2 (газ) = CaO (тв.) DH 0 = -636 кДж.

2. Оцінити можливість мимовільного перебігу реакції:

Fe 2 O 3(тв.) + 3CO (газ) = 2Fe (тв.) + 3CO 2(газ)

за стандартних умов, якщо:

3. Визначити, які з перерахованих оксидів: CuO, PbO 2 , ZnO, CaO, Al 2 O 3 можуть бути відновлені воднем до вільного металу при 298 К, ​​якщо відомо:

Варіант №10

1. Обчислити стандартну ентальпію утворення етанолу за такими даними:

DH 0 згор. C 2 H 5 OH = -1368 кДж/моль;

З (графіт) + O2(газ) = CO2(газ) +393,5 кДж;

H 2(газ) + O 2(газ) = H 2 O (рід.) +286 кДж.

2. Обчислити стандартну ентропію реакції:

З 2 H 2(газ) + 2H 2(газ) = C 2 H 6(газ) ,

за відомими даними:

3. Обчислити кількість енергії, що виділиться в організмі людини, яка з'їла 2 шматочки цукру по 5 г кожен, вважаючи, що основний шлях метаболізму сахарози зводиться до її окислення:

C 12 H 22 O 11(тв.) + 12O 2(газ) = 12CO 2(газ) + 11H 2 O (рід.) = -5651 кДж.

Варіант №11

1. Обчислити стандартну ентальпію освіти З 2 H 4 за такими даними:

З 2 H 4(газ) + 3O 2(газ) = 2CO 2(газ) + 2H 2 O (рід.) +1323 кДж;

З (графіт) + O2(газ) = CO2(газ) +393,5 кДж;

H 2(газ) + 0,5 O 2(газ) = H 2 O (рід.) +286 кДж.

2. Не роблячи обчислень, встановити знак DS 0 наступних процесів:

1) 2NH 3(газ) = N 2(газ) + 3H 2(газ);

2) CO 2 (кр.) = CO 2 (газ);

3) 2NO (газ) + O 2 (газ) = 2NO 2 (газ).

3. Визначити, за яким рівнянням реакції протікатиме розкладання пероксиду водню за стандартних умов:

1) H2O2(газ) = H2(газ) + O2(газ);

2) H 2 O 2(газ) = H 2 O (рід.) + 0,5 O 2(газ) ,

Варіант №12

1. Обчислити стандартну ентальпію освіти ZnSO 4 за такими даними:

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

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 DH 0 = -196 кДж;

H 2 O (тв.) = H 2 O (рід.),

H 2 O (рід.) = H 2 O (газ) ,

H 2 O (тв.) = H 2 O (газ).

за відомими даними:

3. Обчислити кількість енергії, що виділиться при згорянні 10 г бензолу, за такими даними:

Варіант №14

1. Обчислити стандартну ентальпію освіти PCl 5 за такими даними:

P 4(тв.) + 6Cl 2(газ) = 4PCl 3(газ) DH 0 = -1224 кДж;

PCl 3(газ) + Cl 2(газ) = PCl 5(газ) DH 0 = -93 кДж.

2. Обчислити стандартну зміну енергії Гіббсу утворення сірковуглецю CS 2 за такими даними:

CS 2(рід.) + 3O 2(газ) = CO 2(газ) + 2SO 2(газ) DG 0 = -930 кДж;

CO 2 = -394 кДж/моль; SO 2 = -300 кДж/моль.

3. Оцінити роль ентальпійного та ентропійного факторів для реакції:

CaCO 3(тв.) = CaO (тв.) + CO 2(газ)

за відомими даними:

Визначити температуру, за якої реакція піде мимовільно.

Варіант №15

1. Обчислити тепловий ефект реакції утворення кристалогідрату CuSO 4 ×5H 2 O, що протікає за рівнянням:

CuSO 4(тв.) + 5H 2 O (рід.) = CuSO 4 ×5H 2 O (тв.) ,

Одним із найважливіших питань хімії є питання про можливість протікання хімічної реакції. Кількісним критерієм принципової здійсненності хімічної реакції є, зокрема, характеристична функція стану системи, яка називається енергією Гіббса (G). Перш ніж перейти до розгляду цього критерію, зупинимося на низці визначень.

Мимовільні процеси.Мимовільними називають процеси, що відбуваються без підведення енергії від зовнішнього джерела. Багато хімічних процесів є мимовільними, наприклад розчинення цукру у воді, окислення металів на повітрі (корозія) та ін.

Зворотні та незворотні процеси.Багато хімічних реакцій протікають в одному напрямку до повного вичерпання реагуючих речовин. Такі реакції називаються хімічно незворотними. Як приклад можна навести взаємодію натрію та води.

Інші реакції протікають спочатку у прямому напрямку, а потім у прямому та зворотному завдяки взаємодії продуктів реакції. В результаті утворюється суміш, що містить одночасно вихідні речовини та продукти реакції. Такі реакції називають хімічно оборотними.В результаті хімічно оборотного процесу настає істинна (стійка) хімічна рівновага, що характеризується такими ознаками:

1) відсутність зовнішніх впливів стан системи залишається незмінним необмежено довго;

2) будь-яка зміна зовнішніх умовпризводить до зміни стану системи;

3) стан рівноваги залежить від цього, з якого боку воно досягнуто.

Як приклад системи, яка перебуває у стані істинної рівноваги, можна навести еквімолекулярну суміш

СО(г) + Н2О(г) СО2(г) + Н2(г).

Будь-яка зміна температури чи інших умов викликає усунення рівноваги, тобто. зміна складу системи.

Крім істинних рівноваг дуже часто зустрічаються здаються (неправдиві, загальмовані) рівноваги, коли стан системи зберігається в часі дуже довго, але невелика дія на систему може призвести до сильної зміни її стану. Прикладом може бути суміш водню та кисню, яка при кімнатній температурі без зовнішніх впливів може залишатися незмінною необмежено довго. Однак достатньо ввести в цю суміш платинований азбест (каталізатор), як розпочнеться енергійна реакція

Н 2(г) + О 2(г) = Н 2 О (ж) ,

що веде до повного вичерпання вихідних речовин.

Якщо ввести той же каталізатор за тих же умов рідку воду, то отримати вихідну суміш неможливо.

Ентропія.Стан будь-якої системи може бути охарактеризовано значеннями параметрів, що безпосередньо вимірюються (р, Т і ін.). Це характеристика макростану системиСтан системи може бути описано також характеристиками кожної частки системи (атома, молекули): координатою, частотою коливання, частотою обертання тощо. Це характеристика мікростану системи.Системи складаються з дуже великої кількості частинок, тому одному макростану відповідатиме величезна кількість різних мікростанів. Це число називається термодинамічної ймовірністю стану і позначається як W.

Термодинамічна ймовірність пов'язана з іншою властивістю речовини – ентропією (S, Дж/(моль. К)) –формулою Больцмана

де R − універсальна газова постійна, а N A – постійна Авогадро.

Фізичний сенс ентропії можна пояснити наступним уявним експериментом. Нехай ідеальний кристал будь-якої речовини, наприклад, хлориду натрію, охолоджений до абсолютного нуля температури. У умовах іони натрію і хлору, складові кристал, стають практично нерухомими, і цей макроскопічний стан характеризується єдиним мікростаном, тобто. W=1, і відповідно (3.13) S=0. При підвищенні температури іони почнуть коливатися біля положень рівноваги в кристалічній решітці, кількість мікростанів, що відповідають одному макростану, зростає і, отже, S>0.

Таким чином, Ентропія є мірою невпорядкованості стану системи.Ентропія системи збільшується у всіх процесах, що супроводжуються зменшенням упорядкованості (нагрівання, розчинення, випаровування, реакції розкладання тощо). Процеси, що йдуть зі збільшенням упорядкованості (охолодження, кристалізація, стиск тощо), призводять до зменшення ентропії.

Ентропія є функцією стану, але на відміну більшості інших термодинамічних функцій можливе експериментальне визначення абсолютного значення ентропії речовини. Ця можливість заснована на постулаті М. Планка, згідно з яким при абсолютному нулі ентропія ідеального кристала дорівнює нулю(Третій закон термодинаміки).

Температурна залежність ентропії речовини представлена ​​якісно на рис. 3.1.

На рис. 3.1 видно, що при температурі, що дорівнює 0 К, ентропія речовини дорівнює нулю. При підвищенні температури ентропія плавно збільшується, а в точках фазових переходів має місце стрибкоподібне збільшення ентропії, що визначається співвідношенням

(3.14)

де Δ ф.п S, Δ ф.п Н і Т ф.п – зміни ентропії, ентальпії та температура фазового переходу відповідно.

Ентропію речовини B у стандартному стані позначають як . Для багатьох речовин абсолютні значення стандартних ентропій визначені та наводяться у довідкових виданнях.

Ентропія, як і внутрішня енергія і ентальпія, є функцією стану, тому зміна ентропії системи у процесі залежить від шляху і визначається лише початковим і кінцевим станами системи. Зміна ентропії в ході хімічної реакції (3.10) може бути знайдена як різниця суми ентропій продуктів реакції та суми ентропій вихідних речовин:

Поняття ентропії використовується в одному з формулювань другого закону термодинаміки: в ізольованих системах можуть спонтанно протікати тільки процеси, що йдуть зі збільшенням ентропії (ΔS>0).Під ізольованими системами розуміються системи, що не обмінюються з довкіллямні речовиною, ні енергією. Системи, у яких протікають хімічні процеси, ізольованим системам не ставляться, т.к. вони обмінюються з навколишнім середовищем енергією (тепловий ефект реакції) і в таких системах можуть протікати процеси і зменшення ентропії.

SO 2(г) + 2H 2 S(г) = 3S (т) + 2Н 2 Про (ж) , якщо стандартні ентропії оксиду сірки (IV), сірководню, сірки та води становлять 248,1; 205,64; 31,88 та 69,96 Дж/(моль К) відповідно.

Рішення.На підставі рівняння (3.15) можна записати:

Ентропія у цій реакції зменшується, що з утворенням твердого і рідкого продуктів з газоподібних речовин.

Приклад 3.8.Не роблячи обчислень, визначити знак зміни ентропії в наступних реакціях:

1) NH 4 NO 3(к) = N 2 O (г) + 2Н 2 О (г) ,

2) 2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) ,

3) 2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (ж).

Рішення.У реакції (1) 1 моль NH 4 NO 3 у кристалічному стані утворює 3 моль газів, отже, D r S 1 >0.

У реакціях (2) та (3) зменшується як загальна кількість молей, так і кількість молей газоподібних речовин. Отже, 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)).

Енергія Гіббса(Ізобарно-ізотермічний потенціал). У багатьох випадках мимовільні процеси у природі протікають за наявності різниці потенціалів, наприклад, різниця електричних потенціалів зумовлює перенесення заряду, а різниця гравітаційних потенціалів – падіння тіла. Ці процеси закінчуються при досягненні мінімуму потенціалу. Рушійною силою хімічних процесів, що протікають при постійних тиску та температурі, є ізобарно-ізотермічний потенціал, званий енергією Гіббсаі позначається G. Зміна енергії Гіббса у хімічному процесі визначається співвідношенням

ΔG = ΔH -TΔS, (3.16)

де G - зміна енергії Гіббса хімічного процесу; ΔH – зміна ентальпії хімічного процесу; ΔS – зміна ентропії хімічного процесу; Т – температура, До.

Рівняння (3.16) може бути подане у такому вигляді:

ΔH = ΔG + TΔS. (3.17)

Сенс рівняння (3.17) у цьому, що частина теплового ефекту реакції витрачається виконання роботи (ΔG), а частина розсіюється у довкілля (TΔS).

Енергія Гіббса є критерієм важливої ​​можливості мимовільного перебігу реакції. Якщо в ході реакції енергія Гіббса зменшується, процес може протікати в цих умовах мимоволі:

ΔG< 0. (3.18)

Процес у даних умовах неможливий, якщо

ΔG > 0. (3.19)

Вирази (3.18) та (3.19) одночасно означають, що зворотна реакція не може (3.18) або може (3.19) протікати мимовільно.

Реакція є оборотною, тобто. може протікати і у прямому, і у зворотному напрямках, якщо

Рівняння (3.20) є термодинамічною умовою хімічної рівноваги.

Співвідношення (3.18) - (3.20) застосовні також до фазових рівноваг, тобто. до випадків, коли в рівновазі знаходяться дві фази (агрегатні стани) однієї і тієї ж речовини, наприклад лід і рідка вода.

Ентальпійний та ентропійний фактори.З рівнянь (3.16) та (3.18) випливає, що процеси можуть протікати мимовільно (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Якщо ж ентальпія системи збільшується (ΔH>0), а ентропія зменшується (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). При інших знаках ΔS і ΔН принципова можливість перебігу процесу визначається співвідношенням ентальпійного (ΔH) та ентропійного (ТΔS) факторів.

Якщо ΔН>0 та ΔS>0, тобто. ентальпійна складова протидіє, а ентропійна сприяє перебігу процесу, то реакція може протікати мимоволі за рахунок ентропійної складової, за умови, що |ΔH|<|TΔS|.

Якщо ентальпійна складова сприяє, а ентропійна протидіє перебігу процесу, то реакція може протікати мимовільно за рахунок ентальпійної складової, за умови, що |ΔH|>|TΔS|.

Вплив температури на напрямок реакції.Температура впливає на ентальпійну та ентропійну складові енергії Гіббса, що може супроводжуватися зміною знака енергії Гіббса цих реакцій, а отже, і напрямки перебігу реакцій. Для орієнтовної оцінки температури, коли відбувається зміна знака енергії Гіббса, можна знехтувати залежністю ΔН і ΔS від температури. Тоді з рівняння (3.16) випливає, що зміна знака енергії Гіббса відбудеться за температури

Очевидно, що зміна знака енергії Гіббса зі зміною температури можлива лише у двох випадках: 1) ΔН>0 та ΔS>0 і 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Стандартна енергія Гіббса освіти – це зміна енергії Гіббса реакції освіти 1 моль сполуки із простих речовин, стійких за стандартних умов. Енергія Гіббса утворення простих речовин приймається рівною нулю. Стандартні енергії Гіббсу утворення речовин можна знайти у відповідних довідниках.

Енергія Гіббса хімічної реакції.Енергія Гіббса є функцією стану, тобто. її зміна у процесі залежить від шляху його протікання, а визначається вихідним і кінцевим станами системи. Отже, енергію Гіббса хімічної реакції (3.10) можна розрахувати за формулою

Зазначимо, що висновки про принципову можливість протікання реакції за величиною Δr G застосовні тільки до тих умов, для яких обчислено зміну енергії Гіббса реакції. Якщо умови відрізняються від стандартних, то для знаходження Δr G може бути використане рівняння ізотерми Вант-Гоффа, яке для реакції (3.10) між газами записується як

(3.23)

а між розчиненими речовинами –

(3.24)

де – парціальний тиск відповідних речовин; з А, В, з D , c E – концентрації відповідних розчинених речовин; а, b, d, е – відповідні стехіометричні коефіцієнти.

Якщо реагуючі речовини перебувають у стандартному стані, то рівняння (3.23) та (3.24) перетворюються на рівняння

Приклад 3.9.Встановити можливість перебігу реакції NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (к) у стандартних умовах при температурі 298,15 К, використовуючи дані щодо стандартних ентальпій освіти та ентропій.

Рішення.На підставі першого слідства закону Гесса знайдемо стандартну ентальпію реакції:

; реакція екзотермічна, отже, ентальпійна складова сприяє перебігу реакції.

Зміна ентропії реакції розрахуємо за рівнянням

Реакція супроводжується зменшенням ентропії, отже, ентропійна складова протидіє перебігу реакції.

Знайдемо зміну енергії Гіббса процесу за рівнянням (3.16):

Таким чином, ця реакція може протікати мимовільно за стандартних умов.

Приклад 3.10.Використовуючи дані за стандартними ентальпіями освіти та ентропіями, визначити, за якої температури настане рівновага в системі N 2(г) + 3Н 2(г) = 2NH 3(г) .

Рішення.Умовою рівноваги системи є G=0. Для цього, використовуючи співвідношення (3.21), знайдемо температуру, за якої ΔG=0. Обчислимо стандартні ентальпію та ентропію реакції:

Ентальпійна складова сприяє, а ентропійна протидіє перебігу реакції, отже, за певної температури можлива зміна знака енергії Гіббса, тобто зміна напряму протікання реакції.

Умова рівноваги запишеться так:

ΔG = ΔH -TΔS,

або, підставляючи чисельні значення, отримаємо

0 = - 92,38 - Т(-198,3) 10 -3 .

Отже, реакція перебуватиме у стані рівноваги за температури

До.

Нижче цієї температури реакція протікатиме у прямому напрямку, а вище – у зворотному.

Приклад 3.11.При певній температурі Т ендотермічна реакція А® практично йде до кінця. Визначити: а) знак D r S реакції; б) знак DG реакції ® А при температурі Т; в) можливість перебігу реакції ® А при низьких температурах.

Рішення.а) Мимовільне перебіг реакції А ® В вказує, що DG<0. Поскольку DН>0, то з рівняння
DG = DH - TDS випливає, що DS>0; для зворотної реакції В ® А DS<0.

б) Для реакції А ® В DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

в) Реакція А ® В ендотермічна (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.

Приклад 3.12.Розрахувати величину енергії Гіббса і визначити, чи можлива реакція CO + Cl 2 ?

Рішення.Взаємозв'язок D r G 0 і К р реакції А + В УС + D дається рівнянням ізотерми (3.22)

За стандартних умов, коли парціальний тиск кожної реагуючої речовини дорівнює 1 атм, це співвідношення набуде вигляду

Отже, реакція при Т=700 може протікати в прямому напрямку мимовільно.

Запитання та завдання для самостійної підготовки

1. Наведіть чисельні значення тиску та температури у міжнародній системі одиниць, а також в атмосферах, міліметрах ртутного стовпа та градусах Цельсія, що відповідають стандартним та нормальним умовам.

2. Яку умову задовольняють функції стану? Що визначає зміна значення функції стану у процесі?

3. Постійністю яких параметрів характеризуються ізобарно-ізотермічний та ізохорно-ізотермічний процеси?

4. Сформулюйте перший початок термодинаміки.

5. За яких умов тепловий ефект процесу буде: а) дорівнює зміні ентальпії цього процесу; б) дорівнює зміні внутрішньої енергії процесу?

6. Хімічна реакція протікає у герметичному реакторі. Зміною якої функції стану визначатиметься тепловий ефект реакції?

7. Під час хімічної реакції температура системи підвищується. Чи є цей процес екзотермічним чи ендотермічним? Який знак (+) чи (-) має зміну ентальпії цього процесу?

8. Сформулюйте закон Гесса.

9. Дайте визначення поняття «стандартна ентальпія утворення речовини».

10. Чому рівні стандартні ентальпії утворення молекулярного хлору та стійкої за температури 298 До модифікації заліза α-Fe?

11. Стандартна ентальпія утворення білого фосфору дорівнює нулю, а червоного – (-18,41) кДж/моль. Яка з алотропних модифікацій більш стійка за температури 25 про З?

12. Сформулюйте перше слідство закону Гесса.

13. Дайте визначення поняття «стандартна ентальпія згоряння речовини».

14. Як пов'язані між собою стандартна ентальпія утворення вуглекислого газу та стандартна ентальпія згоряння стійкою при Т=298 До модифікації вуглецю – графіту?

15. Наведіть 3 приклади хімічних процесів, що мимоволі протікають.

16. Перерахуйте ознаки хімічної (істинної) рівноваги.

17. Наведіть приклади процесів, що супроводжуються: а) збільшенням ентропії; б)зменшенням ентропії.

18. Який знак повинен мати зміну ентропії спонтанної реакції, якщо Δ r Н=0?

19. Який знак повинен мати зміну ентропії реакції термічного розкладання карбонату кальцію? Чому? Напишіть рівняння реакції.

20. Які термодинамічні властивості учасників реакції необхідно знати для вирішення питання про можливість перебігу реакції?

21. Екзотермічна реакція між газами супроводжується збільшенням обсягу. Що можна сказати про можливість перебігу такої реакції?

22. У якому з наступних випадків можлива зміна напрямку перебігу реакція при зміні температури: а) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; в) DН<0, DS>0; г) DH>0, DS<0?

23. Знайдіть стандартну ентальпію реакції окиснення газоподібного оксиду сірки(IV) киснем до газоподібного оксиду сірки(VI). Стандартні ентальпії освіти SO 2 – (-297 кДж/моль) та SO 3 – (-395 кДж/моль).

Відповідь: -196 кДж.

24. Вкажіть знак зміни ентропії у наступних реакціях:

а) СО (Г) + Н 2 (Г) = С (Т) + Н 2 О (Г);

б) 2 (Г) + С (Т) = 2СО (Г) ;

в) FeO (Т) + СО (Г) = Fe (Т) + CO 2 (Г);

г) Н 2 О (Ж) = Н 2 О (Г);

Відповідь: а) (-); б) (+); в)(~0); г) (+); д) (-).

25. Знайдіть стандартну ентропію реакції окиснення газоподібного оксиду сірки(IV) киснем до газоподібного оксиду сірки(VI). Стандартні ентропії освіти SO 2 – (248 Дж/(моль) К), SO 3 - (256 Дж/(моль К)), Про 2 - (205 Дж/(моль К).

Відповідь: -189 Дж/К.

26. Знайдіть ентальпію реакції синтезу бензолу з ацетилену, якщо ентальпія згоряння бензолу становить (-3302 кДж/моль), а ацетилену – (-1300 кДж/моль).

Відповідь: - 598 кДж.

27. Знайдіть стандартну енергію Гіббса реакції розкладання гідрокарбонату натрію. Чи можливе мимовільне перебіг реакції за цих умов?

Відповідь: 30,88 кДж.

28. Знайдіть стандартну енергію Гіббсу реакції 2Fe (Т) +3Н 2 О (Г) = Fe 2 O 3(Т) +3Н 2(Г) (реакції корозії вуглецевої сталі водяною парою). Чи можливе мимовільне перебіг реакції за цих умов?

Відповідь: -54,45 кДж.

29. За якої температури настане хімічна рівновага в системі 2NO (г) + О 2(г) 2NО 2 (г) ?

Відповідь: 777 До.

30. Знайдіть тепловий ефект процесу випаровування 1 г води (питома теплота випаровування) за температури 298 К, ​​якщо стандартна ентальпія утворення Н 2 О (ж) становить (-285,84 кДж/моль), а газоподібної – (-241,84 кДж /моль).

Відповідь: 2,44 кДж/р.

3.4.Завдання для поточних та проміжних контролів

Розділ I

1. Процес утворення діоксиду вуглецю при спалюванні графіту в кисні може протікати двома шляхами:

I. 2C (гр) +О 2(г) = 2СО (г); 2CO(г) + Про 2 = 2СО 2(г) , D r Н° = -566 кДж.

ІІ. C (гр) + Про 2(г) = СО 2(г) D r Н° = -393 кДж.

Знайдіть D f H°(CO).

Відповідь: -110 кДж/моль.

2. Розрахуйте ентальпію утворення та ентальпію згоряння монооксиду вуглецю (СО), виходячи з наведених нижче реакцій:

I. 2С (гр) + Про 2(г) = 2СО (г) , D r Н ° = -220 кДж.

ІІ. 2СО (г) + Про 2(г) = 2СО 2(г) , D r Н ° = -566 кДж.

Відповідь: -110 кДж/моль; -283 кДж/моль.

3. Знайдіть стандартну ентальпію утворення сульфіту натрію з термохімічного рівняння

4Na 2 SO 3(кр) = 3Na 2 SO 3(кр) + Na 2 S (кр) – 181,1 кДж,

якщо кДж/моль та кДж/моль.

Відповідь: -1090 кДж/моль.

4. Знайдіть стандартну ентальпію згоряння метану, виходячи з реакції СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) , D r Н°= -802 кДж.

Відповідь: -802 кДж/моль.

5. Передбачте, позитивним чи негативним буде

зміна ентропії системи у реакціях:

а) Н 2 О (ж) ® Н 2 О (г) (при температурі 25 ° С);

б) СаСО 3(т) ® СаО (т) + СО 2(г);

в) N 2(г) + 3Н 2(г) = 2NH 3(г);

г) N 2(г) + Про 2(г) = 2NO(г);

д) Ag + (р-р) + Cl - (р-р) = AgCl (т).

Дайте пояснення, не роблячи розрахунків.

Відповідь: а) +; б) +; в) -; г) ~0; д) -.

6. Передбачте знак DS системи у кожному з наступних

процесів:

а) випаровування 1 моль CCl 4(ж) ;

б) Br 2(г) → Br 2(ж);

в) осадження AgCl(т) при змішуванні NaCl(водн.) та AgNO 3 (водн.).

Дайте пояснення.

Відповідь: а) +; б) -; в)-.

7. Користуючись табличними значеннями абсолютних значень ентропій речовин за стандартних умов (S°), порівняйте значення абсолютних ентропій речовин при температурі 298 К у кожній із наведених нижче пар:

а) Про 2(г) та Про 3(г) ;

б) С(алмаз) та С(графіт);

в) NaCl (т) та MgCl 2(т) .

Поясніть причину відмінності S° у кожному випадку.

8. Обчисліть D r S° для реакцій

а) N 2(г) + 3Н 2(г) = 2NH 3(г); б) 2SO 2(г) + Про 2(г) = 2SO 3(г) ,

використовуючи табличні значення абсолютних ентропій речовин за стандартних умов.

Відповідь: а) -197,74 Дж/К; б) -188,06 Дж/К.

9. Користуючись табличними значеннями абсолютних ен-

тропій (S°), обчисліть D r S° для наступних процесів:

а) СО (г) + 2Н 2(г) = СН 3 ВІН (г);

б) 2НСl(г) + Br2(ж) = 2HBr(г) + Cl2(г);

в) 2NO 2(г) = N 2 O 4(г) .

Чи узгоджується у кожному випадку знак величини D r S° з тим, який слід очікувати на основі якісних уявлень? Відповіді поясніть.

Відповідь: а) -218,83 Дж/К; б) 94,15 Дж/К; в) -175,77 Дж/К.

10. Стандартна ентальпія утворення СО (г) становить -110,5 кДж/моль. При згорянні 2 моль СО (г) виділилося 566 кДж теплоти. Обчисліть

Відповідь: -393,5 кДж/моль.

11. Визначте кількість теплоти, що виділяється при гасінні 100 кг вапна водою: CaO (к) + H 2 O (ж) = Ca(OH) 2(к) , якщо стандартні теплоти утворення CaO (к) , H 2 O (ж) , Ca(OH) 2(к) рівні відповідно -635,14; -285,84; -986,2 кДж/моль.

Відповідь: -1165357,2 кДж.

12. Визначте ентальпію розкладання пероксиду водню (Н 2 Про 2) на воду та кисень, використовуючи наведені нижче дані:

SnCl 2(р) + 2НCl (p) + H 2 O 2(p) = SnCl 4(p) + 2H 2 O (ж) D r Н°=-393,3 кДж;

SnCl 2(р) + 2HCl (p) + 1/2O 2(г) = SnCl 4(p) + H 2 O (ж) D r Н°=-296,6 кДж.

Відповідь: - 96,7 кДж.

13. Обчисліть кількість теплоти, що виділяється під час виробництва 10 6 кг аміаку на добу, якщо

Відповідь: -2,7. 109 кДж.

14. Визначте , виходячи з таких даних:

Р 4(кр) + 6Cl 2(г) = 4РСl 3(ж) D r Н° = -1272,0 кДж;

PCl 3(ж) + Cl 2(г) = PCl 5(кр) D r Н° = -137,2 кДж.

Відповідь: -455,2 кДж/моль.

15. Обчисліть зміну ентальпії реакції за стандартних умов: Н 2(г) + 1/3О 3(г) = Н 2 О (г) , виходячи з таких даних:

2О 3 (г)=3О 2 (г), D r Н°=-288,9 кДж,

кДж/моль.

Відповідь: -289,95 кДж.

16. Розрахуйте стандартну ентальпію реакції освіти PbO, використовуючи такі дані:

1) 2Pb (кр) +О 2(г) = 2PbO 2(кр) – 553,2 кДж;

2) 2PbO 2(кр) = 2PbO (кр)) +О 2(г) + 117,48 кДж.

Відповідь: -217,86 кДж/моль.

17. Розрахуйте стандартну ентальпію реакції утворення CuCl, використовуючи такі дані:

1) CuCl 2(кр) + Cu (кр) = 2 CuCl (кр) – 63,5 кДж;

2) Cu (кр) + Cl 2 (г) = CuCl 2 (кр) - 205,9 кДж.

Відповідь: 134,7 кДж/моль.

18. Обчисліть Δ f H° метилового спирту в рідкому стані, знаючи такі дані:

Н 2(г) + 1/2О 2(г) = Н 2 О (ж), D r Н ° = -285,8 кДж;

З (гр) + Про 2(г) = СО 2(г) D r Н° = -393,7 кДж;

СН 3 ВІН (ж) + 3/2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (ж), D r Н ° = -715,0 кДж.

Відповідь: -250,3 кДж/моль.

19. Стандартні ентальпії згоряння бензолу та ацетилену рівні відповідно -3270 та -1302 кДж/моль. Визначте D r H° перетворення ацетилену на бензол: 3С 2 Н 2(г) = С 6 Н 6(г) .

Відповідь: -636 кДж.

20. Визначте стандартну ентальпію утворення оксиду заліза (III), якщо при окисленні 20 г заліза виділилося 146,8 кДж теплоти.

Відповідь: -822 кДж/моль.

21. Обчисліть кількість теплоти, що виділяється при отриманні 22,4 л аміаку (н.у.), якщо

N 2(г) + 3Н 2(г) = 2NH 3(г) D r Н° = -92 кДж.

Відповідь: -46 кДж.

22. Визначте Δ f H° етилену, використовуючи такі дані

З 2 Н 4(г) + 3О 2(г) = 2СО 2(г) + 2Н 2 О (г) -1323 кДж;

З (гр) + Про 2(г) = СО 2(г) -393,7 кДж;

Н 2(г) +1/2О 2(г) = Н 2 О (г) -241,8 кДж.

Відповідь: 52 кДж/моль.

23.Розрахуйте ентальпію реакції F(г) +Li(г) =F -(г) +Li+(г) ,

якщо F(г) + е = F - (г) -322 кДж/моль;

Li(г) = Li+(г) + е+520 кДж/моль.

Відповідь: 198 кДж.

24. Розрахуйте стандартну ентальпію реакції освіти Hg 2 Br 2 , використовуючи такі дані:

1) HgBr 2(кр) + Hg (ж) = Hg 2 Br 2 (кр) – 37,32 кДж;

2) HgBr 2 (кр) = Hg (ж) + Br 2 (ж) +169,45 кДж.

Відповідь: -206,77 кДж/моль.

25. Розрахуйте стандартну ентальпію реакції утворення гідрокарбонату натрію, використовуючи такі дані:

2NaНСO 3(кр) = Na 2 СО 3(кр) + СО 2(г) +Н 2 Про (г) + 130,3 кДж,

якщо кДж/моль;

З (гр) +О 2(г) = СО 2(г) – 393,7 кДж; Н 2(г) +1/2О 2(г) = Н 2 О (г) -241,8 кДж.

Відповідь: -947,4 кДж/моль.

26. Розрахуйте стандартну ентальпію реакції утворення СаСО 3(кр) , використовуючи такі дані:

Ca(OH) 2(к) + 2 (г) = СaСO 3(кр) +173,9 кДж;

З (гр) +О 2(г) = СО 2(г) – 393,7 кДж;

кДж/моль.

Відповідь: -1206 кДж/моль.

27. Визначте стандартну ентальпію утворення оксиду заліза (III), якщо при реакції

2Fe + Al 2 O 3 = Fe 2 O 3 + 2Al

на кожні 80 г Fe 2 O 3 поглинається 426,5 кДж теплоти, кДж/моль.

Відповідь: -823 кДж/моль.

28. Яку кількість теплоти необхідно витратити для отримання 11,2 кг заліза, якщо відповідно до термохімічного рівняння FeO (т) + Н 2 (г) = Fe (т) + Н 2 О (г) + 23 кДж.

Відповідь: 4600 кДж.

29. Знайдіть теплоту згоряння алмазу, якщо стандартна теплота згоряння графіту становить -393,51 кДж/моль, а тепло-

та фазового переходу С(графіт) ® С(алмаз) становить

1,88 кДж/моль.

Відповідь: -395,39 кДж/моль.

30. Яка кількість теплоти виділяється при перетворенні 1 кг червоного фосфору на чорний фосфор, якщо відомо,

що стандартні ентальпії утворення червоного та чорного фосфору становлять -18,41 та -43,20 кДж/моль відповідно.

Відповідь: -800 кДж.

Розділ ІІ

Обчисліть стандартні зміни енергії Гіббса хімічної реакції при температурі 25 °С за значеннями стандартних ентальпій освіти та абсолютних ентропій хімічних сполук та встановіть можливість мимовільного перебігу реакції:

1. 4NH 3г + 5O 2г = 4NO г + 6H 2 O р.

Відповідь: -955,24 кДж; реакція можлива.

2. SO 2г + 2H 2 S г = 3S до + 2H 2 O ж.

Відповідь: -107,25 кДж; реакція можлива.

3. 2H 2 S г + 3O 2г = 2H 2 O г + 2SO 2г.

Відповідь: -990,48 кДж; реакція можлива.

4. 2NO г + O 3г + H 2 O ж = 2HNO 3ж.

Відповідь: - 260,94 кДж; реакція можлива.

5. 3Fe 2 O 3к + CO г = 2Fe 3 O 4к + CO 2г.

Відповідь: - 64,51 кДж; реакція можлива.

6. 2СН 3 ОН ж + 3О 2г = 4Н 2 О г + 2СО 2г.

Відповідь: - 1370,46 кДж; реакція можлива.

7. СН 4г + 3СО 2г = 4СО г + 2Н 2 Про р.

Відповідь: 228,13 кДж; реакція неможлива.

8. Fe 2 O 3к + 3CO г = 2Fe до + 3CO 2г.

Відповідь: -31,3 кДж; реакція можлива.

9. З 2 Н 4г + 3О 2г = 2СО 2г + 2Н 2 О р.

Відповідь: -1313,9 кДж; реакція можлива.

10. 4NH 3г + 3O 2г = 6H 2O г + 2N 2г.

Відповідь: -1305,69 кДж; реакція можлива.

11. 4NO 2г + O 2г + 2H 2 O ж = 4HNO 3ж.

Відповідь: -55,08 кДж; реакція можлива.

12. 2HNO 3ж + NO г = 3NO 2г + H 2 O ж.

Відповідь: -7,71 кДж; реакція можлива.

13. 2С 2 Н 2г + 5О 2г = 4СО 2г + 2Н 2 О р.

Відповідь: -2452,81 кДж; реакція можлива.

14. Fe 3 O 4к + 4H 2г = 3Fe до + 4H 2 O р.

Відповідь: 99,7 кДж; реакція неможлива.

15. 2Fe 2 O 3к + 3C к = 4Fe до + 3СО 2г.

Відповідь: 297,7 кДж; реакція неможлива.

16. Fe 3 O 4к + 4CO г = 3Fe до + 4CO 2г.

Відповідь: -14,88 кДж; реакція можлива.

17. 2H 2 S г + O 2г = 2H 2 O ж + 2S к.

Відповідь: -407,4 кДж; реакція можлива.

18. Fe 2 O 3к + 3H 2г = 2Fe до + 3H 2 O р.

Відповідь: 54,47 кДж; реакція неможлива.

Обчисліть стандартну зміну енергії Гіббса хімічної реакції при температурі 25 °С за значеннями стандартних ентальпій освіти та абсолютних ентропій хімічних сполук і визначте, за якої температури настане рівновага в системі.

19. 4HCl г + O 2г ↔ 2Cl 2г + 2H 2 O ж.

Відповідь: -93,1 кДж; ~552 До.

20. Cl 2г + 2HI г ↔ I 2к + 2HCl г.

Відповідь: -194,0 кДж; ~1632 До.

21. SO 2г + 2CO г ↔ 2CO 2г + S к.

Відповідь: -214,24 кДж; ~1462 До.

22. СН 4г + 2Н 2 О г ↔ СО 2г + 4Н 2г.

Відповідь: 113,8 кДж; ~959 До.

23. СО г + 3Н 2г ↔ СН 4г + Н 2 Про р.

Відповідь: -142,36 кДж; ~ 963 До.

Обчисліть зміну енергії Гіббса хімічної реакції за температури 350 °С за значеннями стандартних ентальпій освіти та абсолютних ентропій хімічних сполук. Температурну залежність D f H° і S° знехтувати. Встановіть можливість мимовільного перебігу реакцій:

24. 2РН 3г + 4О 2г = Р 2 О 5к + 3Н 2 О р.

Відповідь: 1910,47 кДж; реакція можлива.

25. Cl 2 г + SO 2 г + 2H 2 O ж = H 2 SO 4 ж + 2HCl р.

Відповідь: -80,0 кДж; реакція можлива.

26. Р 2 Про 5к + 5С к = 2Р к + 5СО р.

Відповідь: 860,0 кДж; реакція неможлива.

27. 2CO г + SO 2г = S до + 2CO 2г.

Відповідь: -154,4 кДж; реакція можлива.

28. СО 2г + 4Н 2г = СН 4г + 2Н 2 Про р.

Відповідь: -57,9 кДж; реакція можлива.

29. NO г + O 3г = O 2г + NO 2г.

Відповідь: -196,83 кДж; реакція можлива.

30. СН 4г + 2О 2г = СО 2г + 2Н 2О р.

Відповідь: -798,8 кДж; реакція можлива.