Энергетика химических и фазовых превращений

Цель работы: определение тепловых эффектов реакции нейтрализации и растворения неорганических соединений.

Приборы: химический стакан (объемом 100 мл), калориметры – лабораторный и автоматизированного комплекса УЛК «Термостат», термометр (с ценой делений 0,1 ºС), бюкс с крышкой, мерный цилиндр, весы.

Реактивы: 0,5 М раствор соляной кислоты, 0,5 М раствор гидроксида натрия, безводный сульфат меди СuSO₄, дистиллированная вода.

Экспериментальная часть

Опыт 1.Определение теплового эффекта реакции нейтрализации

Взвесьте на весах химический стакан. Отмерьте цилиндром 50 мл 0,5 М раствора соляной кислоты и перелейте в стакан, который поместите в изолированную емкость (лабораторный калориметр). Закройте плотно крышкой с отверстием, в которое опустите термометр. Замерьте температуру раствора соляной кислоты. Отмерьте цилиндром 50 мл 0,5 М раствора гидроксида натрия, вылейте в раствор соляной кислоты. Быстро перемешайте и отметьте температуру с точностью до 0,1 ºС. Внимание! Аккуратно работать с термометром.

РАСЧЕТ

1. Рассчитайте, сколько теплоты (∆Н) выделяется при нейтрализации 50 мл НСl: ∆Н = (m_ж. ·• С_ж. + m_ст. • C_ст.) •∆T, (Дж),

где m_ж. и m _ст. – масса жидкости в стакане и масса самого стакана;

С_ст. и С_ж – удельные теплоемкости стекла и жидкости,

удельная теплоемкость жидкости С_ж. = С_Н2О= 4,18•10³ Дж/(кг•К),

удельная теплоемкость стекла С _ст= 0,75•10³ Дж/(кг•К),

V_р-ра= V_HCl+V_NaOH , m_р-ра= V•ρ (принять ρ =1 г/мл).

2. Вычислите массу соляной кислоты в растворе: m_HCl= T_HCl • V_HCl ,

где T_HCl - титр соляной кислоты.

3. Рассчитайте количество выделившейся теплоты (∆Н_оп.) в результате реакции нейтрализации используя пропорцию:

m_HCl (г) – ∆Н (кДж)

М_HCl (г/моль) – ∆Н_оп. , где М_HCl – молярная масса НСl

∆Н_оп • М_HCl

∆Н_оп = ¾¾¾¾¾¾,

m_HCl

4. Зная, что ∆Н_т реакции нейтрализации равно (-54,8 кДж/моль) определите погрешности (ошибки) опыта:

D_абс

абсолютную D_абс. = ½∆Н_т-∆Н_оп ½ и относительную e = ¾¾ •100 %.

∆Н_т.

Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.1.

Таблица 5.1

Исходные данные и результаты измерений опыта 1

VHCl, мл ТHCl, г/мл	VNaOH, мл	mст., г	Т1, К до реакции	Т2, К после реакции	∆Т, К	∆Ноп. (опытное)	∆Нт. (теоретич.)

Сделайте соответствующие выводы с указанием ошибок опыта и обоснованием их получения.

Опыт 2. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации с использованием калориметра автоматизированного комплекса УЛК «Термостат»

Порядок работы УЛК «ТЕРМОСТАТ» приведен в приложении 6.

Взвесьте на весах стакан калориметра с мешалкой. Отмерьте цилиндром 40 мл 0,5 М раствора соляной кислоты и перелейте в стакан калориметра. Взвесьте стакан с раствором. Поместите стакан с раствором кислоты в калориметр. Закройте калориметр крышкой с термодатчиком. Взвесьте шприц. Наберите в шприц 10 мл 2,0 М раствора гидроксида натрия. Взвесьте шприц с раствором и поместите его в отверстие крышки калориметра. Дождавшись выравнивая температуры в калориметре (ориентировочно 2 минуты), аккуратно выдавите содержание шприца в объем кислоты. Фиксируйте показания термодатчика по контроллеру или компьютеру. После окончания процесса определите изменение температуры процесса нейтрализации по данным котроллера или из графических данных программного обеспечения. Проведите расчеты в соответствии с предыдущим опытом. Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.2.

Таблица 5.2

Исходные данные и результаты измерений опыта 2

VHCl, мл ТHCl, г/мл	VNaOH, 2,0 М, л	mст., г	Т1, К до реакции	Т2, К после реакции	∆Т, К	∆Ноп. (опытное)	∆Нт. (теоретич.)

Сделайте соответствующие выводы.

Опыт 3. Определение теплового эффекта процесса растворения неорганических соединений.

Взвесьте на весах бюкс с крышкой. Затем поместите навеску (2-4 г) безводной соли СuSO₄ в бюкс, накройте его крышкой и снова производите взвешивание. Быстро переносите навеску в изолированный калориметрический стакан. Отмерьте цилиндром 50 мл дистиллированной воды, часть которой перелейте в стакан, а оставшейся водой тщательно обмойте бюкс и остатки слейте в калориметрический стакан. Быстро помешивая, замерьте максимальную температуру раствора с точностью до 0,1º С.

РАСЧЕТ

1. Вычислите количество выделившейся теплоты (∆Н) при растворении взятой навески СuSO₄: ∆Н= (m_ж. • C_ж. + m_ст. •C_ст) ∆T,

где m_ж. и m_ст. – масса жидкости в стакане и масса самого стакана;

C_ж. и C_ст. – удельные теплоемкости стекла и жидкости (см. оп. 1).

2. Рассчитайте количество выделившейся теплоты (∆Н_оп) при растворения 1 моля СuSO₄: m_СuSO4 – ∆Н (кДж)

М_СuSO4 – ∆Н_оп., где М_СuSO4 – молярная масса СuSO₄ (г/моль).

3. Определите ошибку опыта, зная, что гидратация безводной соли и растворение пятиводной соли (кристаллогидрата) выражается уравнениями:

СuSO₄+5H₂O= CuSO₄•5H₂O –74.4 кДж;

CuSO₄•5H₂O+ aq= СuSO₄ •aq+11.00 кДж.

Следовательно, DН_т (CuSO₄ · 5H₂O) = - 63,4 кДж

D_абс.

Абсолютная ошибка: D_абс. = ½∆Н_т–∆Н_оп ½, относительная ошибка: e = ¾¾ •100 %.

∆Н_т.

Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.3.

Таблица 5.3

Исходные данные и результаты измерений опыта 3

Масса бюкса, г	Масса воды, г	Навеска СuSO4, г	Т1, К до реакции	Т2, К после реакции	∆Т, К	∆Ноп. (опытное)	∆Нт. (теоретическое)

Сделайте соответствующие выводы.

Опыт 4. Калориметрическое определение теплового эффекта
процесса растворения неорганических соединений с использованием
калориметра УЛК «Термостат»

Взвесьте на весах стакан калориметра с мешалкой. Определите массу стакана на весах как «тара». Отмерьте цилиндром 50 мл дистиллированной воды, перелейте в стакан. Взвесьте повторно стакан калориметра. Поместите стакан с водой в калориметр. Закройте калориметр крышкой с термодатчиком. Взвесьте на весах примерно 2-3 г СuSO₄. Взвесьте на весах шприц с пробкой, определите на весах массу как «тара». Пересыпьте соль в шприц и закройте пробкой. Повторно взвесьте шприц с солью на весах. Поместите шприц в отверстие крышки калориметра. Дождавшись выравнивая температуры в калориметре (ориентировочно 2 минуты), аккуратно выдавите содержание шприца в стакан калориметра. Фиксируйте показания термодатчика по контроллеру или компьютеру. После окончания процесса определите изменение температуры процесса растворения по данным котроллера или по графическим данным программного обеспечения. Проведите расчеты в соответствие с предыдущим опытом. Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.4.

Таблица 5.4

Исходные данные и результаты измерений опыта 4

Масса стакана, г	Масса воды, г	Навеска СuSO4, г	Т1, К до реакции	Т2, К после реакции	∆Т, К	∆Ноп. (опытное)	∆Нт. (теоретич.)

Сделайте соответствующие выводы.

Примеры решения задач

Пример 1

Какое количество теплоты выделится при гашении водой 25 кг извести?

Дано: m(СаО) = 25 кг	Решение Запишем уравнение реакции гашения извести водой:
DH/ ?	СаО (к) + H2O (ж) = Са(ОH)2 (к)

Используя следствие из закона Гесса, находим тепловой эффект химической реакции DН⁰ = DН⁰₂₉₈ (Са(ОH)₂) – DН⁰₂₉₈ (СаО) – DН⁰₂₉₈ (H₂O)

По справочнику находим теплоты образования (кДж/моль):

DН⁰₂₉₈ (Са(ОH)₂) = –985,0; DН⁰₂₉₈ (СаО) = –635,0; DН⁰₂₉₈ (H₂O) = –286,0.

DН⁰ = –985,0 – (–635,0) – (–286,0) = – 64,0 кДж/моль.

Далее определяем количество вещества СаО

ν (СаО) = m/М = 25·10³ / 56 = 0,45·10³ (моль)

DH^/ = DН⁰·ν = 0,45·10³ · (–64,0) = – 28571,4 (кДж).

Ответ:DH^/ = – 28571,4 кДж.

Пример 2

При взаимодействии 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования сульфида железа (II).

Дано: m (Fe) = 2,1 г DH1 = – 3,77 кДж	Решение Запишем уравнение реакции: Fe + S = FeS. Из уравнения реакции следует, что один моль сульфида железа образуется из одного моля железа. Следовательно, можно определить количество вещества FeS, зная, что М (Fe) = 56 г/моль:
DН0298 (FeS) ?

ν (FeS) = ν (Fe) = m/М = 2,1 / 56 = 0,038 (моль)

Тогда DН⁰₂₉₈ (FeS) = DH¹ / ν = (–3,77) / 0,038 = – 100,5 (кДж/моль)

Ответ:DН⁰₂₉₈ (FeS) = – 100,5 кДж/моль

Пример 3

Вычислите DН⁰₂₉₈ образования MgCO₃ (к) при 298 К, пользуясь следующими данными:

1) С (графит) + O₂ (г) = СO₂ (г), DН⁰₂₉₈ = – 393,5 кДж (1);

2) Mg (к) + ½ O₂ (г) = MgО (к), DН⁰₂₉₈ = – 601,0 кДж (2);

3) MgО (к) + СO₂ (г) = MgСO₃ (к), DН⁰₂₉₈ = – 117,7 кДж (3).

Решение

Теплоту образования сложного вещества из простых вычислить невозможно, так как DН⁰₂₉₈ простого вещества = 0. В этом случае теплоты образования веществ рассчитывают с помощью промежуточных реакций, для которых указаны количества выделившейся или поглощенной теплоты.

В нашем случае DН⁰₂₉₈ MgСO₃ находят, суммируя уравнения (1), (2) и (3), а также соответственно значения DН⁰₂₉₈ каждой реакции.

С (графит) + O₂ (г) = СO₂ (г);

Mg (к) + ½ O₂ (г) = MgО (к);

MgО (к) + СO₂ (г) = MgСO₃ (к).

___________________________________________________

С + Mg + MgО + СO₂ + 1,5O₂ = СO₂ + MgО + MgСO₃ (4)

Сократив одноименные члены в левой и правой части уравнения (4) получим: С (графит) + Mg (к) + 1,5O₂ (г) = MgСO₃ (к).

DН⁰₂₉₈ (MgCO₃) = (–393,5) + (601,0) + (–117,7) = – 1112,2 кДж/моль.

Ответ:DН⁰₂₉₈ (MgCO₃) = – 1112,2 кДж/моль

Пример 4

Вычислите теплоту образования DН⁰₂₉₈ пропана C₃Н₈, если известно, что при сгорании 11 г его выделяется 554 кДж теплоты.

Дано: m (C3Н8) = 11 г DH = – 554 кДж	Решение Запишем уравнение реакции сгорания пропана: C3Н8 (г) + 5O2 (г) = 3СO2 (г) + 4H2O (ж)
DН0298 (C3Н8) ?	Определяем количество сгоревшего пропана

ν (C₃Н₈) = m/М = 11 / 44 = 0,25 (моль)

Далее находим тепловой эффект реакции

DН = DH / ν = (–554) / 0,25 = – 2216 (кДж/моль)

По закону Гесса находим теплоту образования пропана:

DН = 3DН⁰₂₉₈(СO₂) + 4DН⁰₂₉₈(H₂O) – DН⁰₂₉₈(C₃Н₈) – 5DН⁰₂₉₈(O₂) (1)

По справочнику находим DН⁰₂₉₈ (кДж/моль):

DН⁰₂₉₈ (СO₂) = – 393,5; DН⁰₂₉₈ (H₂Oж) = – 286,0; DН⁰₂₉₈ (O₂) = 0.

Подставляем эти значения в выражение (1).

–2216 = 3· (– 393,5) + 4·(– 286,0) –DН⁰₂₉₈ (C₃Н₈) – 5·0.

DН⁰₂₉₈ (C₃Н₈) = – 108,5 (кДж/моль).

Ответ:DН⁰₂₉₈ (C₃Н₈) = = – 108,5 кДж/моль.

Пример 5

Не производя вычислений установите знак изменения энтропии для следующих процессов: 1) 2NO (г) + O₂ (г) = 2NO₂ (г); 2) СO₂ (к) = СO₂ (г),

3) Fe₂O₃ (к) + 3СО (г) = 2 Fe (к) + 3СO₂ (г)

Решение

Так как энтропия системы растет с увеличением объема и зависит от агрегатного состояния, то для приведенных реакций:

1) в левой части равенства 3 объема газов, а в правой – 2 объема, следовательно, DS < 0;

2) происходит расширение системы, то есть СO₂ переходит от относительного порядка в беспорядочное состояние и, следовательно, DS > 0;

3) в левой части равенства 3 объема СО, а в правой 3 объема СO₂, (кристаллическое и жидкое состояния не учитываются, то есть наблюдается относительный порядок), то DS = 0.

Чтобы убедиться в правильности ответов, можно DS рассчитать по следствию из закона Гесса, используя справочные данные. Так, для реакции (1):

2NO (г) + O₂ (г) = 2NO₂ (г)

По справочнику находим стандартные энтропии (Дж/(моль·К):

S⁰₂₉₈ (NO) = + 210,6; S⁰₂₉₈ (NO₂) = + 240,2; S⁰₂₉₈ (O₂) = + 205,0.

DS = 2S⁰₂₉₈ (NO₂) – 2S⁰₂₉₈ (NO) – S⁰₂₉₈ (O₂) = 2·240,2 – 2·210,6 –

– 205,0 = – 145,8 (Дж/моль·К).

Ответ:DS < 0.

Пример 6

Определите возможность самопроизвольного протекания реакции 3Н₂(г) + N₂(г) = 2NН₃(г) в прямом направлении, а также и температуру, при которой равновероятны оба направления этой реакции. Вычислите константу равновесия.

Решение

Возможность самопроизвольного протекания заданной реакции можно определить по значению изменения свободной энергии G из выражения

DG = DН – DS.

Находим тепловой эффект реакции по следствию из закона Гесса:

DН = 2DН⁰₂₉₈ (NН₃) – 3DН⁰₂₉₈ (Н₂) – DН⁰₂₉₈ (N₂).

Выписываем справочные данные теплот образования и энтропий:

DН0298 (кДж/моль)	N2	Н2	NН3 – 46.2
S0298 (Дж/моль·К)	191,5	130,5	192,6

DН = 2·(– 46.2) –3·0 – 0 = – 92,4 кДж/моль;

Используя следствие из закона Гесса, находим изменение энтропии реакции: DS = 2S⁰₂₉₈(NН₃) – S⁰₂₉₈(Н₂) – S⁰₂₉₈(N₂) = 2·192,6 – 3·130,5 – 191,5 = –7,8 Дж/моль·К;

DG = – 92,4 – 298·(–197,5·10^--3) = – 33,5 кДж/моль.

Так как DG < 0, то реакция самопроизвольно может протекать в прямом направлении. Далее определим константу равновесия реакции из выражения:

DG = – RTlnK = – RT·2,3 lgK.

Отсюда lgK = – DG / 2,3 RT = – (–33,5) / 2,3 8,31·298·= 0,0059 = 5,9·10^¾3 .

Следовательно, K = 1,014.

Определим температуру, при которой равновероятны оба направления реакции 3Н₂ + N₂ « 2NН₃.

DG = 0 (равновесие), тогда DG = DH – T•DS

Т = DH / DS •10^-3 = –33,5 / – 197,5 •10^-3 = 343,6 К = 70,6 ^оС

Ответ: K = 1,014, Т = 70,6 ^оС

Контрольные задания по теме «Энергетика химических процессов»

Вариант 1

1. Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой, по уравнению реакции Р₂О_5(К.) + Н₂О_(Ж.) = 2НРО_3(Ж.),

если тепловые эффекты реакций следующие:

2Р + 2,5О₂ = Р₂О₅; DН⁰ = – 1492 кДж

2Р + 3О₂ + Н₂ = 2НРО₃; DН⁰ = – 1954,8 кДж.

2. Вычислите изменение энтропии системы для следующих реакций:

а) 2NН_3(Г.) = N_2(Г.) + 3Н_2(Г.); б) 2СН₃ОН_(Г.) + 3О_2(Г.) = 4Н₂О_(Г.) + 2СО_2(Г.).

3. Вычислите изменение энергии Гиббса при стандартной температуре и определите значение константы равновесия в реакции 2NО + О₂ = 2NО₂. Определите температуру, при которой DG⁰ = 0, и сделайте вывод о направлении реакции выше и ниже этой температуры.

Вариант 2

1. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции
3Н ₂ (г) + N₂ (г) = 2NН₃ (г) в прямом направлении в стандартных условиях, и температуру, при которой равновероятны оба направления этой реакции.

2. Определите объем сгоревшего ацетилена, если в результате реакции, термохимическое уравнение которой: C₂H_2(г) + 5О_2(г) = 4СО_2(г) + 2Н₂О_(ж); ∆H⁰ = –2610 кДж, выделилось 652,2 кДж тепла..

3. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению:

Fe₃O_4(кр) + CO_(г) = 3FeO_(кр) + СO_2(г).

Вычислите ∆G⁰ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S⁰ в этой реакции?

Вариант 3

1. Для соединений NH₃ и PH₃ стандартные энтальпии образования равны: DН⁰₂₉₈ (NH₃)= – 46,2 кДж/моль и DН⁰₂₉₈ (PH₃)= 5,4 кДж/моль. Какой следует сделать вывод, исходя из этих данных, об относительной устойчивости молекул NH₃ и PH₃?

2. Пользуясь справочными данными, определите изменение энтропии при
298 К для реакции: 2Сu(NO₃)₂(к) = 2CuO(к) + 4NO₂(г) + О₂(г). Объясните знак ΔS реакции

3. Рассчитайте, какая из приведенных реакций при стандартных условиях может идти самопроизвольно: 2Fе_(К.) + Аl₂О_3(К.) = 2Аl_(К.) + Fе₂О_3(К.),

2Аl_(К.) + Fе₂О_3(К.) = 2Fе_(К.) + Аl₂О_3(К.).

Вариант 4

1. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось 3113 кДж. Найдите объем вступившего в реакцию кислорода (при н. у.).

2. Объясните, почему стандартная молярная энтропия у алмаза
S⁰ = 2,3 Дж/(моль•К) меньше, чем у графита S⁰ = 5,7 Дж/(моль•К)?

3. Рассчитайте, по какому уравнению реакции при стандартной температуре возможно разложение пероксида водорода:

а) Н₂О₂ = Н_2(Г.) + О_2(Г.); б) Н₂О₂ = Н₂О_(Ж.) + 0,5О_2(Г.).

Вариант 5

1. При взаимодействии 2 молей натрия с 1 моль брома выделилось 761,40 кДж теплоты. Какова теплота образования бромида натрия?

2. Пользуясь справочными данными, определите изменение энтропии при
298 К для реакции: 2Cl₂(г) + 2H₂О(ж) = 4HCl(г) + О₂(г)

3. Определите расчетом DG_{реакции}, какие из реакций могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях (предварительно уравняйте реакции):

а) ZnS(к) + O₂(г) → ZnO(к) + SO₂(г); б) Al₂(SO₄)₃(к) Al₂O₃(к) + SO₃(г).

Вариант 6

1. Вычислите количество теплоты, выделяющейся при сгорании 400 л гремучего газа (н.у.).

2. Расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций и, не производя расчета, укажите изменение энтропии системы в результате их протекания:

а) CH₄(г) → C₂h₂(г) +H₂(г); б) N₂(г) + H₂(г) → NH₃(г).

3. По знаку свободной энергии Гиббса DG⁰₂₉₈ определите, какие из приведенных оксидов можно восстановить водородом при стандартных условиях: Аl₂О₃, ZnО, РbО?

Вариант 7

1. Рассчитайте, какое количество теплоты выделится при восстановлении
2 моль Н₂О₂ до жидкой воды, если энтальпия образования пероксида водорода составляет DН⁰₂₉₈ (Н₂О_2(Ж.) )= – 187,9 кДж/моль.

2. Раствор ацетата натрия, содержащий фенолфталеин, при Т=298 К практически бесцветен, а при нагревании становится розовым. На основании этого определите знаки DН⁰₂₉₈ и DS⁰₂₉₈ протекающей реакции, напишите ее уравнение.

3. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления
реакции: CuO_тв + C_тв Û Cu_тв + CO_г.

Вариант 8

1. При взаимодействии 1 моль калия с водой выделяется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореагировала, если выделилось 28,3 кДж теплоты.

2. Вычислите изменение энтропии системы в результате протекания реакции 3СаО_(К.) + Р₂О_5(К.) = Са₃(РО₄)_2(К.). Объясните знак ΔS реакции.

3. На основании расчета укажите, какие оксиды, из перечисленных ниже, можно восстановить водородом в стандартных условиях: CuO, CaO ?

Вариант 9

1. Рассчитайте количество теплоты, которое выделится при гашении водой извести массой 150 г.

2. Почему при растворении в воде соли KCl энтропия увеличивается (DS > 0), а при растворении газа СО₂ уменьшается (DS < 0)?

3. Вычислите DG⁰ для реакции СаСО_3(К.) = СаО_(К.) + СО_2(Г.), происходящей при 500 ⁰С (зависимостью энтальпии и энтропии от температуры пренебречь).

Вариант 10

1. При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 223,8 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования DH⁰₂₉₈ оксида фосфора (V).

2. Вычислите DS⁰ реакции 2Н₂S_(Г.) + 3О_2(Г.) = 2Н₂О_(Ж.) + 2SО_2(Г.) при стандартных условиях. Укажите, как будет изменяться энтропия при повышении температуры.

3. Уравняйте предложенные реакции и определите расчетом, могут ли они протекать самопроизвольно в стандартных условиях:

а) Fe₂O₃(к) + CO(г) → Fe₃O₄(к) + CO₂(г); б) HF(г) + N₂(г) → NF₃(г) + H₂(г).

Вариант 11

1. Вычислите теплоту образования DН⁰₂₉₈ ацетилена, если известно, что при сгорании 1 л его выделяется 56,0 кДж теплоты.

2. Не производя расчетов, предскажите знак изменения энтропии в реакции Na₂O(т) + H₂O(ж) = 2NaOH(т). Подтвердите правильность своих рассуждений термодинамическим расчетом ∆S⁰.

3. Определите расчетом, какая из приведенных ниже реакций протекает с большей термодинамической вероятностью при стандартных условиях:

а) 2Н₂S(г) + 3О₂(г) = 2Н₂О(г) + 2SО₂(г); б) 2Н₂S(г) + О₂(г) = 2Н₂О(г) + 2S(к).

Вариант 12

1. Вычислите, какое количество теплоты при стандартных условиях выделится при восстановлении оксида железа (III) Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 385,1 г железа.

2. Рассчитайте изменение энтропии системы при образовании оксида
железа (III) из простых веществ, если известны следующие данные:

2Fe (к) + O₂ (г) = 2FeO (к), DS⁰₂₉₈ = – 145 Дж/(моль•К),

4FeO (к) + O₂ (г) = 2Fe₂O₃ (к), DS⁰₂₉₈ = – 259 Дж/(моль•К).

3. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления
реакции 2SО_2(Г.) + О_2(Г.) = 2SО_3(Г.), если известно, что для нее DН⁰ = – 198 кДж и
DS⁰ = – 187 Дж/(моль·К). Зависимостью DН и DS от температуры пренебречь.

Вариант 13

1. Энтальпия образования СО₂ из графита DН⁰₂₉₈ = – 393,5 кДж/моль, а из алмаза DН⁰₂₉₈ = – 395,4 кДж/моль. Как можно объяснить эти данные?

2. Определите, не производя расчетов, знак изменения энтропии в реакции NН₄НСО_3(К.) = NН_3(Г.) + СО_2(Г.) + Н₂О_(Г.). Подтвердите правильность своих рассуждений термодинамическим расчетом.

3. При взаимодействии алюминия с хлороводородом в сосуде объемом 5 л остался один газ – водород. Какая масса Al прореагировала и сколько теплоты выделилось при этом?

Вариант 14

1. Вычислите ∆G⁰и ∆S⁰ реакции горения ацетилена: C₂H₂ + 2,5O₂ = 2СO₂ + H₂O_(ж).

2. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция: H_2(г) + CO_2(г) = CO_(г) + H₂O_(ж); ∆H⁰ = –2,85 кДж? На основании стандартных значений ∆H⁰и ∆S⁰ соответствующих веществ определите ∆G⁰ этой реакции.

3. Вычислите тепловой эффект реакции горения бензола, которая выражается термохимическим уравнением: C₆H_6(ж) + 7/2O_2(г) = 6CO_2(г) + 3H₂O_(г).

Вариант 15

1. При взаимодействии 1 моль калия с водой выделяется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореагировала, если выделилось 28,3 кДж теплоты.

2. Расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций и, не производя расчета, укажите изменение энтропии системы в результате их протекания:

а) HJ(г) + O₂(г) → J₂(к) + H₂O(ж); б) H₂(г) + Cl₂(г) → HCl(г).

3. При взаимодействии железа массой 6,3 г с серой выделилось 11,31 кДж
тепла. Вычислите теплоту образования сульфида железа (II).

Раздел 6

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Скорость химических реакций Химическая кинетика изучает химические реакции с точки зрения скорости их протекания. Скорость химической реакции измеряется изменением концентрации веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции за единицу времени: DСМ V = ± ¾¾¾ (моль/(л·с) (1) Dt Скорость реакции не остается постоянной вследствие непрерывного изменения концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции и выражение (1) характеризует среднюю скорость в течение временного отрезка t. Истинная скорость реакции в данный момент времени выражается производной от концентрации по времени: dСМ V = ± ¾¾¾ (2) dt   Скорость химической реакции зависит: - от природы реагирующих веществ – описывается законом действия масс (законом Гульдберга-Вааге): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Например, для реакции аА + bB ® cC + dD   скорость реакции будет равна: V = k · СAa · СBb (3) где k – константа скорости химической реакции, а и b – стехиометрические коэффициенты. При наличии в реакционной системе газовых фаз увеличение или уменьшение давления соответственно увеличивает или уменьшает концентрацию реагирующих веществ, что и определяет зависимость скорости реакции от давления. В случае гетерогенных реакций концентрации веществ, находящихся в твердой фазе представляют собой постоянную величину и в уравнение закона действия масс не включаются.   - от температуры – определяется правилом Вант-Гоффа: скорость реакции возрастает в 2-4 раза при повышении температуры системы на каждые 10 градусов: V2 = V1 · g(t2–t1)/10 (4) где V1 – скорость реакции при температуре t1; V2 – скорость реакции при температуре t2; g– температурный коэффициент (как правило, g = 2–4)

Химическое равновесие Необратимыми называют химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в продукты. Необратимые реакции могут протекать только в одном направлении, например: Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O. Обратимыми называют химические реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях, в результате чего в реакционной смеси присутствуют как продукты реакции, так и исходные вещества: 2SO2 + O2 2SO3 В тот момент, когда скорость прямой реакции (синтез продуктов) становится равной скорости обратной реакции (разложение продуктов с образованием исходных соединений), в системе устанавливается химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия (К), представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. По значению константы равновесия можно судить о степени превращения исходных соединений в продукты реакции.   Для реакции aA + bB cC + dD k 1 [C]c •[D]d K = ¾¾ = ¾¾¾¾(5) k 2 [A]a · [B]b где k 1, k 2 – константы скорости прямой и обратной реакций; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; [A], [B], [C], [D] – равновесные молярные концентрации соединений A, B, C, D.   Влияние изменения условий на положение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится: – при увеличении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; – при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – экзотермической реакций; – при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, а при понижении – в сторону увеличения объема системы. Принцип Ле-Шателье справедлив и для равновесных систем, не связанных с химическими превращениями (кипение, кристаллизация, растворение и т.д.).

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4