Используя термохимическое уравнение реакции. Качественные задачи на расчеты по термохимическому уравнению. Что такое стандартная энтальпия образования вещества

Видеоурок 2: Расчеты по термохимическим уравнениям

Лекция: Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения

Тепловой эффект химической реакции

Термохимия – это раздел химии, изучающий термические, т.е. тепловые эффекты реакций.

Как вам известно, каждый химический элемент обладает n-количеством энергии. Мы сталкиваемся с этим каждый день, т.к. каждый прием пищи запасает наш организм энергией химических соединений. Без этого у нас не будет сил двигаться, работать. Эта энергия поддерживает в нашем теле постоянную t 36,6.

В момент протекания реакций энергия элементов затрачивается либо на разрушение, либо на образование химических связей между атомами. Для разрушения связи энергию нужно затратить, а для образования выделить. И вот когда выделяемая энергия больше, чем затрачиваемая, образовавшийся избыток энергии превращается в тепло. Таким образом:

Выделение и поглощение теплоты при химических реакциях называется тепловым эффектом реакции , и обозначается буков Q.

Экзотермические реакции – в процессе таких реакций происходит выделение теплоты, и она передается окружающей среде.

У данного типа реакции положительный тепловой эффект +Q. В качестве примера возьмем реакцию горения метана:

Эндотермические реакции – в процессе таких реакций происходит поглощение теплоты.

У данного типа реакции отрицательный тепловой эффект -Q. К примеру, рассмотрим реакцию угля и воды при высокой t:

Тепловой эффект реакции напрямую зависит от температуры, а также от давления.

Термохимические уравнения

Тепловой эффект реакции определяется с применением термохимического уравнения. Чем оно отличается? В данном уравнении возле символа элемента указывается его агрегатное состояние (твердое, жидкое, газообразное). Это необходимо делать т.к. на тепловой эффект химических реакций влияет масса вещества в агрегатном состоянии. В конце уравнения за знаком = указывается численное значение тепловых эффектов в Дж или кДж.

В качестве примера представлено уравнение реакции, показывающее процесс сгорания водорода в кислороде: H 2 (г) + ½O 2 (г) → H 2 O(ж) + 286 кДж.

Уравнение показывает, что на 1 моль кислорода, и на 1 моль образовавшейся воды выделяется 286 кДж теплоты. Реакция - экзотермическая. Данная реакция отличается значительным тепловым эффектом.

При образовании, какого - либо соединения, будет выделяться или поглощаться такое же количество энергии, какое поглощается или выделяется при его распаде на первичные вещества.

Практически все термохимические расчеты, основываются на законе термохимии – законе Гесса. Закон был выведен в 1840 году, знаменитым российским ученым Г. И. Гессом.

Основной закон термохимии : тепловой эффект реакции, зависит от природы и физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути протекания реакции.

Применяя данный закон, удастся вычислить тепловой эффект промежуточной стадии реакции, если известны общий тепловой эффект реакции, и тепловые эффекты других промежуточных стадий.

Знание теплового эффекта реакции имеет большое практическое значение. К примеру, врачи – диетологи используют их при составлении правильного рациона питания; в химической промышленности эти знания необходимы при нагревании реакторов и наконец, без расчёта теплового эффекта невозможно вывести ракету на орбиту.

Алгоритм II. Расчеты по термохимическим уравнениям

Задача II.1.

Какое количество теплоты выделится при сгорании метана объемом 4,48 л (н.у.) в соответствии с термохимическим уравнением

СН 4 +2О 2 = СО 2 +2Н 2 О+878 кДж

Кратко записать условие задачи

Дано: Q = +878 кДж

V (СН 4 ) = 4,48л

Найти: Q 1 - ?

СН 4 +2О 2 = СО 2 +2Н 2 О + Q

4,48 л Q 1

СН 4 +2О 2 = СО 2 +2Н 2 О + Q

1 моль 878 кДж

22,4л /моль

Найти количество вещества метана, занимающего объем 4,48 л

n = V / Vm

n ( CH 4 )= 4,48л / 22,4л/моль = 0,2 моль

Вычислить количество теплоты, выделившейся при сгорании метана количеством вещества 0,2 моль

По уравнению:

878 кДж – 1 моль СН 4

По условию:

Q 1 – 0,2 моль СН 4

Q 1 = 175,6 кДж

Сформулировать ответ

При сгорании метана объемом 4,48 л (н.у.) выделится 175,6 кДж теплоты

Задача II.2.

Дано: Q = +2700 кДж

V (С 2 Н 2 ) = 224

Найти: Q 1 - ?

Записать уравнение реакции, подчеркнуть формулы тех веществ, которые используются в решении

2 C 2 Н 2 + 5 О 2 = 4 C О 2 + 2Н 2 O + Q

Записать данные задачи и искомые над формулами, под формулами – количественные характеристики, необходимые для расчетов в соответствии с уравнением

224 л Q 1

2 C 2 Н 2 + 5 О 2 = 4 C О 2 + 2Н 2 O + Q

1 моль 2700 кДж

44,8 л/моль

Найти количество вещества ацетилена, занимающего объем 224 л

n = V / Vm

n ( C 2 H 2 )= 224л / 44,8/моль = 5 моль

Вычислить количество теплоты, выделившейся при сгорании ацетилена количеством вещества 5 моль

По уравнению:

2700 кДж – 1 моль С 2 Н 2

По условию:

Q 1 – 5 моль С 2 Н 2

Q 1 = 13500 кДж

Сформулировать ответ

При сгорании ацетилена объемом 224 л (н.у.) выделится 13500 кДж теплоты

Задача II.3.

Дано: Q = +1642 кДж

Найти: m ( CH 3 COOH ) - ?

V(CO 2 ) - ?

Записать уравнение реакции, подчеркнуть формулы тех веществ, которые используются в решении

C Н 3 COOH + 2 О 2 = 2 C О 2 + 2Н 2 O + Q

m - ? 1642 кДж

C Н 3 COOH + 2 О 2 = 2 C О 2 + 2Н 2 O + Q 1 1 моль 2 моль

Найти относительные молекулярные массы, молярные массы веществ, используемых при решении задачи

Mr ( CH 3 COOH) = 12+3*1+12+16*2+1=60

M ( CH 3 COOH) = 60 г / моль

Mr ( CO 2 ) = 12+16*2= 44

M ( CO 2) = 44 г / моль

Вычислим количество вещества уксусной кислоты, при сжигании которой выделилось 1642 кДж теплоты

По уравнению:

821 кДж – 1 моль CH 3 COOH

По условию:

1642 кДж - 2 моль CH 3 COOH

Вычислим массу уксусной кислоты, количество вещества которой 2 моль

m ( CH 3 COOH ) = n * M

m ( CH 3 COOH ) = 2 моль *60г/моль = 120 г

Вычислим количество вещества оксида углерода(IV) , образовавшегося в ходе реакции

По уравнению:

2 моль CO 2 – 1 моль CH 3 COOH

По условию:

4 моль CO 2 - 2 моль CH 3 COOH

Вычислим какой объем оксида углерода (IV) выделился в течении реакции

V( CO 2 ) = Vm* n (CO 2)

V( CO 2 ) = 22,4*4 моль = 89,6 л

Сформулировать ответ

120 г уксусной кислоты получится, если в результате реакции выделится 1642 кДж теплоты, объем оксида углерода (IV) при этом составит 89,6 л

Задачи для самостоятельного решения.

Задача II.4. Какое количество теплоты выделится при сгорании уксусной кислоты объемом 2,24л (н.у.) в соответствии с термохимическим уравнением

C Н 3 COOH + 2 О 2 = 2 C О 2 + 2Н 2 O + 821 кДж

Задача II.5. Какое количество теплоты выделится при сгорании этена объемом 22,24л (н.у.) в соответствии с термохимическим уравнением

C 2 Н 4 + 3 О 2 = 2 C О 2 + 2Н 2 O + 1500 кДж

Задача II.6. Какое количество теплоты выделится при сгорании 1 л метана (измерено при н.у.), если тепловой эффект этой реакции равен 801 кДж?

Задача II.7При сжигании 1 моль ацетилена выделится 1350 кДж теплоты. Сколько теплоты выделится при сжигании 10 л ацетилена (н.у)?

Задача II.8. При сжигании 5 моль этанола выделяется 1248 кДж теплоты. Какая масса этанола должна сгореть, чтобы выделилось 624 кДж теплоты?

Задача II.9. При сжигании 2 моль ацетилена выделяется 1350 кДж теплоты. Какая масса ацетилена должна сгореть, чтобы выделилось 200 кДж теплоты?

Задача II.10. При сжигании 10 моль метана выделяется 1600 кДж теплоты. Какой объем метана должен сгореть, чтобы выделилось 3000 кДж теплоты?

Задача 1. Термохимическое уравнение реакции

Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив его тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакцию вступило 10 л этилена при н.у.?

Решение: Составим термохимическое уравнение реакции:

С 2 Н 4 (r) + H 2 O(r) = C 2 H 5 OH(r) DHхр = ?

Согласно следствия закона Гесса:

DНхр = DH С2Н5ОН(r) - DH C 2 H 4(r) - DH H 2 O (r)

Подставляем значения DН из таблицы:

DНхр = -235,31 – 52,28 – (-241,84) = -45,76кДж

Один моль этилена (н.у.) занимает объем 22,4 л. Исходя из следствия закона Авогардо, можно составить пропорцию:

22,4 л С 2 Н 4 ¾ 45,76 кДж

10 л С 2 Н 4 ¾DНхр DНхр =20.43 кДж

Если в реакцию вступило 10 л С 2 Н 4 , то выделяется 20,43кДж теплоты.

Ответ:20,43кДж теплоты.

Задача 2 . Определение энтальпии реакции
Определить изменение энтальпии химической реакции и ее тепловой эффект.
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Решение:
По справочнику определим энтальпии образования компонентов.
ΔH 0 (NaOH) = -426 кДж/моль.
ΔH 0 (H 2 SO 4) = -813 кДж/моль.
ΔH 0 (H 2 O) = -285 кДж/моль.
ΔH 0 (Na 2 SO 4) = -1387 кДж/моль.
По следствию из закона Гесса определим изменение энтальпии реакции:
ΔHх.р. = [ΔH(Na 2 SO 4) + 2ΔH(H 2 O)] - [ΔH(H 2 SO 4) + 2ΔH(NaOH)] =
= [-1387 + 2(-285)] - [-813 + 2(-426)] = - 1957 - (-1665) = - 292 кДж/моль.
Определим тепловой эффект:
Q = - ΔHх.р. = 292 кДж.
Ответ: 292 кДж.
Задача 3. Гашение извести описывается уравнением: СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 .
ΔHх.р. = - 65 кДж/моль. Вычислить теплоту образования оксида кальция, если ΔH 0 (H 2 O) = -285 кДж/моль,
ΔH 0 (Ca(OH) 2) = -986 кДж/моль.
Решение:
Запишем по закону Гесса:
ΔHх.р. = ΔH 0 (Ca(OH) 2) - ΔH 0 (H 2 O) - ΔH 0 (CaO)
Отсюда,
ΔH 0 (CaO) = ΔH 0 (Ca(OH) 2) - ΔH 0 (H 2 O) - ΔHх.р. = - 986 - (-285) - (-65) = - 636 кДж/моль.

Ответ: - 636 кДж/моль.

Задача 4. Рассчитайте энтальпию образования сульфата цинка из простых веществ при T = 298 K на основании следующих даных:
ZnS = Zn + S ΔH 1 = 200,5 кДж
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 ΔH 2 = - 893,5 кДж
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ΔH 3 = - 198,2 кДж
ZnSO 4 = ZnO + SO 3 ΔH 4 = 235,0 кДж
Решение:
Из закона Гесса следует, что, поскольку путь перехода не важен, расчеты подчиняются алгебраическим правилам работы с обычными уравнениями. Иными словами, их можно "тасовать" как угодно. Попробуем применить эту возможность.
Нам необходимо прийти к уравнению:
Zn + S + 2O 2 = ZnSO 4.
Для этого скомпонуем имеющийся "материал" так, чтобы слева оказались Zn, S, O 2 , а справа - сульфат цинка. Перевернем первое и четвертое уравнение слева направо, а во втором и третьем разделим коэффициенты на 2.
Получим:
Zn + S = ZnS
ZnS + 1,5O 2 = ZnO + SO 2
SO 2 + 0,5O 2 = SO 3
ZnO + SO 3 = ZnSO 4.
Теперьпопростусложимправыечастиилевыечасти.
Zn + S + ZnS + 1,5O 2 + SO 2 + 0,5O 2 + ZnO + SO 3 = ZnS + ZnO + SO 2 + SO 3 + ZnSO 4
Чтобудетравно
Zn + S + 2O 2 + ZnS + SO 2 + SO 3 + ZnO = ZnS + SO 2 + SO 3 + ZnO + ZnSO 4

Видно, да, чтополучается? Все подчеркнутое сокращаем (опять же, чистая арифметика!)
И имеем в итоге
Zn + S + 2O 2 = ZnSO 4 - что и требовалось.
Теперь применим тот же принцип и к энтальпиям. Первую и четвертую реакции перевернули, значит, энтальпии получат противоположный знак. Вторую и третью делим пополам (поскольку делили коэффициенты).
ΔH = - 200,5 + (-893,5/2) + (-198,2/2) + (-235,0) = - 981,35 кДж/моль.
Ответ:- 981,35 кДж/моль.

Задача 5. Вычислите энтальпию реакции полного окисления этилового спирта до уксусной кислоты, если энтальпия образования всех веществ, участвующих в реакции, равны:

∆Нº обр. С 2 Н 5 ОН ж = - 277 кДж/моль;

∆Нº обр. СН 3 СООН ж = - 487 кДж/моль;

∆Нº обр. Н 2 О ж = - 285,9 кДж/моль;

∆Нº обр. О 2 = 0

Решение: Реакция окисления этилового спирта:

С 2 Н 5 ОН + О 2 = СН 3 СООН + Н 2 О

Из закона Гесса следует, что ∆Н р-ции = (∆Нº обр. СН 3 СООН + ∆Нº обр. Н 2 О) –

(∆Нº обр. С 2 Н 5 ОН + ∆Нº обр. О 2) = - 487 – 285,9 + 277,6 = - 495,3 кДж.

Задача 6. Определение теплоты сгорания

Вычислите теплоту сгорания этилена С 2 Н 4 (г) + 3O 2 = 2СO 2 (г) + 2H 2 O(г) если теплота его образования равна 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 5 л. этилена?
Решение:
Определим изменение энтальпии реакции по закону Гесса.
По справочнику определим энтальпии образования компонентов, кДж/моль:
ΔH 0 (C 2 H 4 (г)) = 52.
ΔH 0 (CO 2 (г)) = - 393.
ΔH 0 (H 2 O(г)) = - 241.
ΔHх.р. = - = -1320 кДж/моль.
Количество выделившегося тепла при сгорании 1 моль этилена Q = - ΔHх.р. = 1320 кДж
Количество теплоты, выделяющейся при сгорании 5 л. этилена:
Q1 = Q * V / Vm = 1320 * 5 / 22,4 = 294,6 кДж.
Ответ:294,6 кДж.

Задача 7. Температура наступления равновесия
Определить температуру, при которой наступит равновесие системы:
ΔHх.р. = + 247,37 кДж.
Решение:
Критерием возможности протекания химической реакции служит энергия Гиббса, ΔG.
ΔG < 0, реакция возможна.
ΔG = 0, порог возможности.
ΔG > 0, реакция невозможна.
С энтальпией и энтропией энергия Гиббса связана соотношением:
ΔG = ΔH - TΔS.
Отсюда, для наступления равновесия (достижения порога), должно выполниться соотношение:
T = ΔH/ΔS
Определим изменение энтропии по следствию из закона Гесса.
CH 4 (г) + CO 2 (г) = 2CO (г) + 2H 2 (г)
ΔS 0 х.р. = -
Выписав из справочника соотв. значения, решаем:
ΔS 0 х.р. = (2*198 + 2*130) - (186 + 213) = 656 - 399 = 257 Дж/моль*К = 0,257 кДж/моль*К.
T = ΔH/ΔS = 247,37/0,257 = 963 о К.
Ответ:963 о К.

Задача 8. Знак изменения энтропии

Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии процессов:
1. H 2 O(г) ---> H 2 O(ж)
2. 2H 2 S + O 2 = 2S(тв.) + 2H 2 O(ж)
3. (NH 4) 2 CO 3 (тв.) = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O (все продукты газообразны).

Решение:
Поскольку энтропия - мера неупорядоченности системы, то выполняется общая закономерность:
S(тв.) < S(жидкость) < S(газ).
В свете этого проанализируем задачу.
1. Из газа конденсируется жидкость.
Поскольку S(жидкость) < S(газ), ΔS < 0.
2. Из 3 моль газов получается 2 моль тв. вещества и 2 моль жидкости.
Очевидно, что ΔS < 0.
3. Из твердого вещества получаются газы.
Поскольку S(тв.) < S(газ), ΔS > 0.

Задача 9. Возможность процесса

Заданы условия:
1. ΔS < 0, ΔH < 0
2. ΔS < 0, ΔH > 0
3. ΔS > 0, ΔH < 0
4. ΔS > 0, ΔH > 0
Проанализировать возможность протекания реакции.
Решение:
В решении будем опираться на формулу: ΔG = ΔH - TΔS. (Подробнее - см. задача № 7).
1. При ΔS < 0, ΔH < 0.
Первое слагаемое формулы (ΔH) меньше нуля, а второе, за счет отрицательного знака энтропии, больше нуля
(-T(-ΔS) = +TΔS) . Возможность реакции будет определяться соотношением величин первого и второго слагаемого. Если значение энтальпии (по модулю) будет больше произведения TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), т.е. в целом энергия Гиббса будет меньше нуля, реакция возможна.
2. ΔS < 0, ΔH > 0.
И первое, и второе слагаемое больше нуля. Энергия Гиббса больше нуля. Реакция невозможна.
3. ΔS > 0, ΔH < 0.
Первое слагаемое меньше нуля, второе - тоже. Энергия Гиббса меньше нуля, реакция возможна.
4. ΔS > 0, ΔH > 0
Первое слагаемое формулы (ΔH) больше нуля, а второе, за счет положительного знака энтропии, больше нуля
(-T(+ΔS) = - TΔS) . Возможность реакции будет определяться соотношением величин первого и второго слагаемого. Если значение энтальпии (по модулю) будет больше произведения TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), т.е. в целом энергия Гиббса будет больше нуля, реакция невозможна. Однако, с ростом температуры будет расти (по модулю) второе слагаемое, и за определенным пределом температуры реакция станет возможна.
Ответ: 1 – возможна; 2 - невозможна.; 3 – возможна; 4 – возможна.
Задача 10. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислить DG o 298 реакции СО(г) + H 2 O(ж) = СО 2 (г) + Н 2 (г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Решение: DG о определяем из уравнения DG o =DH o -TDS o

DHхр = DН СО2 - DН СО - DН Н2О (ж) == -393,51 – (110,52) – (-285,84) = -218,19 кДж.

DSхр = S CO2 + S H2 - S CO – S H2O (ж) = = 213,65+130,59–197,91–69,94=76,39 Дж/моль×К

или 0,07639 кДж.

DG = -218,19 – 298 × 0,07639 = -240,8 кДж

DG<0, значит реакция возможна.

Ответ:реакция возможна.

Варианты контрольных заданий

Вариант 1

1. Как вычислить изменение энергии Гиббса в реакции по термодинамическим характеристикам исходных веществ и продуктов реакции?

2. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СО 2 (г); ∆Н 1 = -13,18 кДж;

СО(г) + О 2 (г) = СО 2 (г); ∆Н 2 = -283,0 кДж;

Н 2 (г) + О 2 (г) = Н 2 О(г); ∆Н 3 = -241,83 кДж.

Ответ : +27,99 кДж.

Вариант 2

1. Каковы термодинамические условия самопроизвольного протекания химической реакции?

2. Газообразный этиловый спирт С 2 Н 5 ОН можно получить при взаимодействии этилена С 2 Н 4 (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Ответ: -45,76 кДж.

Вариант 3

1. Что называется термохимическим уравнением? Почему в нём необходимо указывать агрегатное состояние веществ и их полиморфные модификации?

2. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлороводорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ : 78,97 кДж.

Вариант 4

1. Каковы две системы знаков тепловых эффектов?

2. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С 6 Н 6 (ж). Ответ : +49,03 кДж.

Вариант 5

1. Что называется стандартной теплотой (энтальпией) образования соединения? Какие условия называются стандартными?

2. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и водородом, в результате которой образуются СН 4 (г) и Н 2 О(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.

Вариант 6

1. Сформулируйте закон Гесса и следствие из этого закона. Какова взаимосвязь закона Гесса и закона сохранения энергии?

2. Восстановление Fe 3 O 4 оксидом углерода идет по уравнению

Fe 3 O 4 (к) + CO(г) = 3FeO(к) + CO 2 (г).

Вычислите ∆G 0 298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S 0 298 в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/К.

Вариант 7

1. В каком направлении самопроизвольно протекают химические реакции? Что является движущей силой химического процесса?

2. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С 2 Н 5 ОН(ж). Ответ : -277,67 кДж.

Вариант 8

1. Что такое изобарно – изотермический потенциал химической реакции и как он связан с изменением энтальпии и энтропии реакции?

2. Тепловой эффект реакции равен –560,0 кДж. Вычислите стандартную теплоту образования .Ответ : 83,24 кДж/моль.

Вариант 9

1. Что такое энтропия реакции?

2. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите ∆G 0 298 реакции, протекающей по уравнению NH 3 (г) + HCl(г) = NH 4 Cl(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ : -92,08 кДж.

Вариант 10

1. Как изменяется энтропия с увеличением движения частиц в системе?

2. Пользуясь значениями реагирующих веществ, вычислите реакции и определите, может ли она осуществиться при стандартных условиях.

Вариант 11

1. Основные Понятия термодинамики: система, фаза, виды систем, параметры состояния систем, виды процессов.

2. Определить энтальпию реакции спиртового брожения глюкозы

С 6 Н 12 О 6 2С 2 Н 5 ОН + 2СО 2

ферменты

∆Нº 298 (С 6 Н 12 О 6) = - 1273,0 кДж/моль

∆Нº 298 (С 2 Н 5 ОН) = - 1366,91 кДж/моль

∆Нº 298 (СО 2) = - 393,5 кДж/моль

Вариант 12

1. Первый закон термодинамики для изохорного и изобарного процессов. Энтальпия.

2. Определить энтальпию реакции: NH 3 (г) + НСl (г) = NH 4 Cl (Т)

∆Нº 298 (НCl) = - 92,3 кДж/моль

∆Нº (NН 3) = - 46,2 кДж/моль

∆Нº (NH 4 Cl) = - 313,6 кДж/моль

Вариант 13

1. Термохимия: экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения, их особенности.

2. Определите какая из данных реакций экзо-, а какая эндотермическая реакция? Ответ обоснуйте.

N 2 + O 2 D 2NO ∆Н = + 80 кДж

N 2 + 3H 2 D 2NO 3 ∆Н = - 88 кДж

Вариант 14

1.Что такое параметры системы? Какие параметры Вы знаете?

2. Вычислить энтальпию образования газообразного серного ангидрида,если при сгорании 16 г.серы выделилось 197.6 кДж тепла.

Вариант 15

1. Перечислить функции состояния системы.

4HCl(г) + О 2 (г) ↔ 2Н 2 О(г) + 2Сl 2 (г); ∆Н =-114,42 Дж.

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при какой температуре? Ответ: 891К.

Вариант 16

1. Какие типы термодинамических процессов Вы знаете?

2. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция Н 2 (г) + СО 2 (г) = СО(г) + Н 2 О(ж); ∆Н = -2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ∆G 0 298 этой реакции. Ответ : -19,91 кДж.

Вариант 17

1. Закон Гесса и следствия, вытекающие из него.

2. Определите системы . Ответ : 160,4 Дж/(моль·К).

Вариант 18

1. Чем отличается энтальпия образования вещества от энтальпии реакции?

2. Вычислите ∆Н 0 ,∆S 0 ,∆G 0 Т реакции, протекающей по уравнению Fe 2 O 3 (к) + 3Н 2 (г) = 2Fe(к) + 2Н 2 О(г). Возможна ли реакция восстановления Fe 2 O 3 водородом при 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

Вариант 19

2. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:

Н 2 (г) + О 2 (г) = Н 2 О; ∆Н 1 = -285,84 кДж;

С(к) + О 2 (г) = СО 2 (г); ∆Н 2 = -393,51 кДж;

СН 4 (г) + 2О 2 (г) = 2Н 2 О(ж) + СО 2 (г); ∆Н 3 = -890,31 кДж.

Ответ : -74,88 кДж.

Вариант 20

1. Какие процессы сопровождаются увеличением энтропии?

2. Подсчитав реакции, определите, какая из двух реакций термодинамически возможна: ; .

Вариант 21

1. Что называется стандартной энтальпией образования?

2. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆G 0 298 реакции, протекающей по уравнению СО 2 (г) + 4Н 2 (г) = СН 4 (г) + 2Н 2 О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ : -130,89 кДж.

Вариант 22

1. Каков знак ∆ G процесса таяния льда при 263 К?

2. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ∆S 0 298 для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях. Ответ: а) 118,78 Дж/(моль∙К); б) -3,25 Дж/(моль∙К).

Вариант 23

1. Каков знак ∆ H процесса горения угля?

2. При стандартных условиях реакция протекает самопроизвольно. Определите знаки ∆Ни ∆S в этой системе.

Вариант 24

1. Каков знак ∆ S процесса сублимации “сухого льда”?

2. Вычислите ∆Н О,∆S О,∆G О Т реакции, протекающей по уравнению TiO 2 (к) +2C(к) = Ti(к) + 2СО(г). Возможна ли реакция восстановления TiO 2 углеродом при 1000 и 3000 К? Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.

Вариант 25

1. Каков знак изменения энтропии в процессе кипения воды?

2. Найдите изменение внутренней энергии при испарении 75г этилового спирта при температуре кипения, если удельная теплота его испарения равна 857,7 Дж/г, а удельный объем пара при температуре кипения равен 607 см 3 /г. Объемом жидкости пренебречь. Ответ : 58,39 кДж.

Вариант 26

1. II закон термодинамики. Теорема Карно - Клаузиуса.

2. Рассчитайте расход тепловой энергии при реакции , если было получено 336г железа. Ответ : –2561,0 кДж.

Вариант 27

1. III закон термодинамики.

2. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

С 2 Н 2 (г) + О 2 (г) = 2СО 2 (г) + Н 2 О(ж)

Вычислите ∆G 0 298 и ∆S 0 298 . Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(моль∙К).

Вариант 28

1. Теорема Нернста.

2. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия? Ответ : 452,37 кДж.

Вариант 29

1. Постулат Планка.

2. При какой температуре наступит равновесие системы

СН 4 (г) + СО 2 (г) ↔ 2СО(г) + 2Н 2 (г); ∆Н = +247,37 кДж?

Вариант 30

1. Основы термодинамических расчетов

2. Подсчитав тепловой эффект и изменение энергии Гиббса при 25ºC для реакции , определите для этой реакции. Ответ : –412,4 Дж/(моль·К).

Похожая информация.

Напишите термохимическое уравнение реакции между СО (г) и водородом, в результате которой образуются СН4 (г) и Н2О (г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия

Ответ: 618,48 кДж

Запишем уравнение реакции:

СО (г) + 3H 2(г) > СН 4(г) + Н 2 О (г)

Вычислим изменение энтальпии данной реакции:

Таким образом, уравнение принимает вид:

СО(г) + 3H2(г) > СН4(г) + Н2О(г) + 206,16 кДж

Данное уравнение справедливо при образовании 1 моля или 22,4 л (н.у.) метана. При образовании 67,2 л или 3 моль метана уравнение принимает вид:

3СО (г) + 9H 2(г) > 3СН 4(г) + 3Н 2 О (г) + 618,48 кДж
3.Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите?S°298 для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях

Ответ: а) 118,78 Дж/(моль · К); б) - 3,25 Дж/(моль · К)

а) При переходе воды в пар энтропия системы увеличивается.

В 1911 г. Макс Планк предложил следующий постулат: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Этот постулат может быть объяснен статистической термодинамикой, согласно которой энтропия есть мера беспорядочности системы на микроуровне:

где W - число различных состояний системы, доступное ей при данных условиях, или термодинамическая вероятность макросостояния системы; R = 1,38,10-16 эрг/град - постоянная Больцмана.

Очевидно, что энтропия газа существенно превышает энтропию жидкости. Это подтверждают расчеты:

H2O(ж) < H2O(г)

?S°проц. = 188,72 - 69,94 = 118,78 Дж/моль*К
б) При переходе графита в алмаз энтропия системы уменьшается, т.к. число различных состояний системы уменьшается. Это подтверждают расчеты:

Cграф. > Cалм.

S°проц. = 2,44 - 5,69 = -3,25 Дж/моль*К

Вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях, так как энтропия характеризует неупорядоченность системы, то при аллотропных превращениях, если система становится более упорядоченной (в данном случае алмаз тверже и прочнее графита), то энтропия системы уменьшается. При фазовых превращениях: при переходе вещества из твердой, жидкой фазы в газообразную система становится менее упорядоченной и энтропия увеличивается и наоборот.

Уравнения химических реакций, в которых указаны их тепловые

эффекты, называются термохимическими уравнениями .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Термохимические уравнения имеют ряд особенностей:

а) Поскольку от агрегатных состояний веществ зависит состояние системы

в целом, в термохимических уравнениях с помощью буквенных индексов

(к), (ж), (р) и (г) обозначаются состояния веществ (кристаллическое, жид-кое, растворенное и газообразное). Например,

б) Чтобы тепловой эффект реакции был выражен в кДж/моль одного из ис-ходных веществ или продуктов реакции, в термохимических уравнениях

допускаются дробные коэффициенты. Например,

=−46,2кДж/моль.

в) Часто теплота реакции (тепловой эффект) записывается как∆H

Верхний индекс 0 означает стандартную величину теплового эф-фекта (величину, полученную при стандартных условиях, т. е. при давле-нии 101 кПа), а нижний - температуру, при которой идет взаимодействие.

Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя.

Допускается также почленное сложение и вычитание термохимических уравнений. Это бывает нужно для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно или невозможно измерить в опыте.

11.Сформулируйте закон Гесса и следствие из закона Гесса.

Закон Гессаформулируется следующим образом: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния (энтальпии) исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие 1. Тепловой эффект реакции равен разности сумм теп-лот образования продуктов реакции и теплот образования исход-ных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Следствие 2. Если известны тепловые эффекты ряда реакций, то можно определить тепловой эффект другой реакции, в которую входят вещества и соединения, входящие в уравнения, для которых тепловой эффект известен. При этом с термохимическими уравнениями можно производить самые различные арифметические действия (сложение, вычитание, умножение, деление) как с алгебраическими уравнениями.

12.Что такое стандартная энтальпия образования вещества?

Стандартной энтальпией образования вещества называют тепловой эффект реакции образования 1 моль данного вещества из соответствующего количества простых веществ, находящихся в стандартных условиях.

13.Что такое энтропия? в чем она измеряется?

Энтропия - термодинамическая функция состояния системы, и ее величина зависит от количества рассматриваемого вещества (массы), температуры, агрегатного состояния.

Единицы измерения Дж/К