Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции

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:

С₂Н₄(r) + H₂O(r) = C₂H₅OH(r) DHхр =?

Согласно следствия закона Гесса:

DНхр = DH_{С2Н5ОН(r)} - DH_C2H4(r) - DH_H2O(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 С₂Н₄¾ 45,76 кДж

10 л С₂Н₄¾DНхр DНхр =20.43 кДж

Если в реакцию вступило 10 л С₂Н₄, то выделяется 20,43кДж теплоты.

Ответ:20,43кДж теплоты.

Задача 2. Определение энтальпии реакции
Определить изменение энтальпии химической реакции и ее тепловой эффект.
2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O
Решение:
По справочнику определим энтальпии образования компонентов.
ΔH⁰(NaOH) = -426 кДж/моль.
ΔH⁰(H₂SO₄) = -813 кДж/моль.
ΔH⁰(H₂O) = -285 кДж/моль.
ΔH⁰(Na₂SO₄) = -1387 кДж/моль.
По следствию из закона Гесса определим изменение энтальпии реакции:
ΔHх.р. = [ΔH(Na₂SO₄) + 2ΔH(H₂O)] - [ΔH(H₂SO₄) + 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 + Н₂О = Са(ОН)₂.
ΔHх.р. = - 65 кДж/моль. Вычислить теплоту образования оксида кальция, если ΔH⁰(H₂O) = -285 кДж/моль,
ΔH⁰(Ca(OH)₂) = -986 кДж/моль.
Решение:
Запишем по закону Гесса:
ΔHх.р. = ΔH⁰(Ca(OH)₂) - ΔH⁰(H₂O) - ΔH⁰(CaO)
Отсюда,
ΔH⁰(CaO) = ΔH⁰(Ca(OH)₂) - ΔH⁰(H₂O) - 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 ΔH₁ = 200,5 кДж
2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂ ΔH₂ = - 893,5 кДж
2SO₂ + O₂ = 2SO₃ ΔH₃ = - 198,2 кДж
ZnSO₄ = ZnO + SO₃ ΔH₄ = 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 + 2O₂ = ZnSO_4.
Для этого скомпонуем имеющийся "материал" так, чтобы слева оказались Zn, S, O₂, 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 + 1,5O₂ = ZnO + SO₂
SO₂ + 0,5O₂ = SO₃
ZnO + SO₃ = ZnSO_4.
Теперьпопростусложимправыечастиилевыечасти.
Zn + S + ZnS + 1,5O₂ + SO₂ + 0,5O₂ + ZnO + SO₃ = ZnS + ZnO + SO₂ + SO₃ + ZnSO₄
Чтобудетравно
Zn + S + 2O₂ + ZnS + SO₂ + SO₃ + ZnO = ZnS + SO₂ + SO₃ + ZnO + ZnSO₄

Видно, да, чтополучается? Все подчеркнутое сокращаем (опять же, чистая арифметика!)
И имеем в итоге
Zn + S + 2O₂ = ZnSO₄ - 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. С₂Н₅ОН ж = - 277 кДж/моль;

∆Нº _обр. СН₃СООН ж = - 487 кДж/моль;

∆Нº _обр. Н₂О ж = - 285,9 кДж/моль;

∆Нº _обр. О₂ = 0

Решение: Реакция окисления этилового спирта:

С₂Н₅ОН + О₂ = СН₃СООН + Н₂О

Из закона Гесса следует, что ∆Н_р-ции = (∆Нº_обр. СН₃СООН + ∆Нº _обр. Н₂О) –

(∆Нº _обр. С₂Н₅ОН + ∆Нº _обр. О₂) = - 487 – 285,9 + 277,6 = - 495,3 кДж.

Задача 6. Определение теплоты сгорания

Вычислите теплоту сгорания этилена С₂Н₄(г) + 3O₂ = 2СO₂(г) + 2H₂O(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:
ΔH⁰(C₂H₄(г)) = 52.
ΔH⁰(CO₂(г)) = - 393.
ΔH⁰(H₂O(г)) = - 241.
ΔHх.р. = [2*(-393) + 2*(-241)] - [52,3 + 0] = -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:
CH₄(г) + CO₂(г) = 2CO (г) + 2H₂(г)
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.
CH₄(г) + CO₂(г) = 2CO (г) + 2H₂(г)
ΔS⁰х.р. = [2*S⁰(CO) + 2*S⁰(H2)] - [S⁰(CH4) + S⁰(CO2)]
Выписав из справочника соотв. значения, решаем:
ΔS⁰х.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 ^оК.
Ответ:963 ^оК.

Задача 8. Знак изменения энтропии

Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии процессов:
1. H₂O(г) ---> H₂O(ж)
2. 2H₂S + O₂ = 2S(тв.) + 2H₂O(ж)
3. (NH₄)₂CO₃(тв.) = 2NH₃ + CO₂ + H₂O (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^o₂₉₈ реакции СО(г) + H₂O(ж) = СО₂(г) + Н₂(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) + СО₂(г); ∆Н₁ = -13,18 кДж;

СО(г) + О₂(г) = СО₂(г); ∆Н₂ = -283,0 кДж;

Н₂(г) + О₂(г) = Н₂О(г); ∆Н₃ = -241,83 кДж.

Ответ: +27,99 кДж.

Вариант 2

1. Каковы термодинамические условия самопроизвольного протекания химической реакции?

2. Газообразный этиловый спирт С₂Н₅ОН можно получить при взаимодействии этилена С₂Н₄(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 С₆Н₆(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 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.

Вариант 6

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

2. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению

Fe₃O₄(к) + CO(г) = 3FeO(к) + CO₂(г).

Вычислите ∆G⁰₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S⁰₂₉₈ 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 С₂Н₅ОН(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 ∆G⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению NH₃ (г) + HCl(г) = NH₄Cl(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

С₆Н₁₂О₆ 2С₂Н₅ОН + 2СО₂

^{ферменты}

∆Нº ₂₉₈ (С₆Н₁₂О₆) = - 1273,0 кДж/моль

∆Нº ₂₉₈ (С₂Н₅ОН) = - 1366,91 кДж/моль

∆Нº ₂₉₈ (СО₂) = - 393,5 кДж/моль

Вариант 12

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

2. Определить энтальпию реакции: NH₃(г) + НСl (г) = NH₄Cl (Т)

∆Нº ₂₉₈ (НCl) = - 92,3 кДж/моль

∆Нº (NН₃) = - 46,2 кДж/моль

∆Нº (NH₄Cl) = - 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.

N₂ + O₂D 2NO ∆Н = + 80 кДж

N₂ + 3H₂D 2NO₃ ∆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.

2. При какой температуре наступит равновесие системы

4HCl(г) + О₂(г) ↔ 2Н₂О(г) + 2Сl₂(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 Н₂ (г) + СО₂(г) = СО(г) + Н₂О(ж); ∆Н = -2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ∆G⁰₂₉₈ 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 ∆Н⁰,∆S⁰,∆G⁰_Т реакции, протекающей по уравнению Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 2Н₂О(г). Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ водородом при 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

Вариант 19

1. Какие процессы сопровождаются увеличением энтропии?

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

Н₂(г) + О₂(г) = Н₂О; ∆Н₁ = -285,84 кДж;

С(к) + О₂(г) = СО₂(г); ∆Н₂ = -393,51 кДж;

СН₄(г) + 2О₂(г) = 2Н₂О(ж) + СО₂(г); ∆Н₃ = -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 ∆G⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению СО₂(г) + 4Н₂(г) = СН₄(г) + 2Н₂О(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 ∆S⁰₂₉₈ 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 TiO₂(к) +2C(к) = Ti(к) + 2СО(г). Возможна ли реакция восстановления TiO₂ 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 см³/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

С₂Н₂(г) + О₂ (г) = 2СО₂(г) + Н₂О(ж)

Вычислите ∆G⁰₂₉₈ и ∆S⁰₂₉₈. 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

СН₄(г) + СО₂(г) ↔ 2СО(г) + 2Н₂(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).