Направление протекания химических реакций

I закон термодинамики позволяет рассчитывать тепловые эффекты различных процессов, но не дает информацию о направлении протекания процесса.

Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы:

1. Стремление системы перейти в состояние с наименьшим запасом энергии;

2. Стремление системы к достижению наиболее вероятного состояния, которое характеризуется максимальным количеством независимых частиц.

Первый фактор характеризуется изменением энтальпии. Рассматриваемый случай должен сопровождаться выделением теплоты, следовательно, DH < 0.

Второй фактор определяется температурой и изменением энтропии.

Энтропия (S) - термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена.

Как и энергия, энтропия не относится к числу экспериментально определяемых величин. В обратимом процессе, протекающем в изотермических условиях, изменение энтропии можно рассчитать по формуле:

,

(8)

из которой видно, что размерность энтропии Дж/К или Дж/(моль×К).

В необратимых процессах выполняется неравенство:

.

(9)

Это означает, что при необратимом протекании процесса энтропия возрастает благодаря переходу в теплоту части работы.

Таким образом, в обратимых процессах система совершает максимально возможную работу. При необратимом процессе система всегда совершает меньшую работу.

Переход потерянной работы в теплоту является особенностью теплоты как макроскопически неупорядоченной формы передачи энергии. Отсюда возникает трактовка энтропии как меры беспорядка в системе:

При увеличении беспорядка в системе энтропия возрастает и, наоборот, при упорядочивании системы энтропия уменьшается.

Так, в процессе испарения воды энтропия увеличивается, в процессе кристаллизации воды - уменьшается. В реакциях разложения энтропия увеличивается, в реакциях соединения - уменьшается.

Физический смысл энтропии установила статистическая термодинамика. Согласно уравнению Больцмана:

,

(10)

где k - постоянная Больцмана, равная 1,38×10^-23 Дж×К^-1,

W - число способов, которыми система может осуществить свое макросостояние. Величину W также называют термодинамической вероятностью.

Статистическая трактовка понятия энтропии означает, что в отличие от энергии, которая присуща каждой отдельной частице, энтропия отражает свойства набора частиц. Отдельная частица энтропией не обладает.

Если обратимый процесс протекает в изобарно-изотермических условиях, то должны выполняться следующие соотношения:

(11)

и

,

(12)

Таким образом, в обратимом процессе:

.

(13)

В необратимом процессе выполняется неравенство:

.

(14)

От соотношения величин, стоящих в левой и правой части последнего выражения, зависит направление самопроизвольного протекания процесса.

Если процесс проходит в изобарно-изотермических условиях, то общая движущая сила процесса называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (DG):

.

(15)

Величина DG позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса:

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

Если DG > 0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении;

Если DG = 0, то состояние является равновесным.

Пример.

В живых организмах, представляющих собой открытые системы, главным источником энергии для многих биологических реакций - от биосинтеза белка и ионного транспорта до сокращения мышц и электрической активности нервных клеток - является АТФ (аденозин-5¢-трифосфат).

Энергия выделяется при гидролизе АТФ:

АТФ + H₂O ⇄ АДФ + H₃PO₄

где АДФ - аденозин-5¢-дифосфат.

DG⁰ данной реакции составляет -30 кДж, следовательно процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Анализ соотношения энтальпийного и энтропийного факторов в уравнении для расчета изобарно-изотермического потенциала позволяет сделать следующие заключения:

1. При низких температурах преобладает энтальпийный фактор, и самопроизвольно протекают экзотермические процессы;

2. При высоких температурах преобладает энтропийный фактор, и самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии.

На основании изложенного материала можно сформулировать II закон термодинамики:

В изобарно-изотермических условиях в изолированной системе самопроизвольно протекают те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Действительно, в изолированной системе теплообмен невозможен, следовательно, DH = 0 и DG » -T×DS. Отсюда видно, что если величина DS положительна, то величина DG отрицательна и, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении.

Другая формулировка II закона термодинамики:

Невозможен некомпенсированный переход теплоты от менее нагретых тел к более нагретым.

В химических процессах изменения энтропии и энергии Гиббса определяют в соответствии с законом Гесса:

,	(16)
.	(17)

Реакции, для которых DG < 0 называют экзэргоническими.

Реакции, для которых DG > 0 называют эндэргоническими.

Величину DG химической реакции можно также определить из соотношения:

DG = DH - T×DS.

В табл. 1 показана возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции при различных сочетаниях знаков DH и DS.

Табл. 1. Направление протекания реакций при различных знаках DH и DS.

Знак изменения функции	Возможность (невозможность) самопроизвольного протекания реакции	Пример реакции
DH	DS	DG
-	+	-	Возможно при любых температурах	C6H6 + 7,5O2 = 6CO2 + 3H2O
+	-	+	Невозможно при любых температурах	N2 + 2O2 = 2NO2
-	-	±	Возможно при достаточно низких температурах	3H2 + N2 = 2NH3
+	+	±	Возможно при достаточно высоких температурах	N2O4 = 2NO2

Эталоны решения задач

1. Некоторая реакция протекает с уменьшением энтропии. Определить, при каком условии возможно самопроизвольное протекание данной реакции.

Решение.

Условием самопроизвольного протекания реакции является уменьшение свободной энергии Гиббса, т.е. DG < 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

DG = DH - T×DS

Так как в ходе реакции энтропия уменьшается (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) (процесс должен протекать при низких температурах).

2. Эндотермическая реакция разложения протекает самопроизвольно. Оценить изменение энтальпии, энтропии и величины свободной энергии Гиббса.

Решение.

1) Так как реакция эндотермическая, то DH > 0.

2) В реакциях разложения энтропия возрастает, следовательно DS > 0.

3) Самопроизвольное протекание реакции свидетельствует о том, что DG < 0.

3. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в бактериях Thiobacillus denitrificans:

6KNO_3(тв.) + 5S_(тв.) + 2CaCO_3(тв.) = 3K₂SO_4(тв.) + 2CaSO_4(тв.) + 2CO_2(газ) + 3N_2(газ)

по значениям стандартных энтальпий образования веществ:

	K2SO4	CaSO4	CO2	KNO3	CaCO3
, кДж/моль	-1438	-1432	-393,5	-493	-1207

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

Решение.

Запишем выражение первого следствия из закона Гесса с учетом того, что стандартные энтальпии образования серы и азота равны нулю:

= (3× K₂SO₄ + 2× CaSO₄ + 2× CO₂) -

- (6× KNO₃ + 2× CaCO₃).

Подставим значения стандартных энтальпий образования веществ:

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

Получим:

= -2593 кДж.

Так как < 0, то реакция экзотермическая.

4. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

2C₂H₅OH_(жидк.) = C₂H₅OC₂H_5(жидк.) + H₂O_(жидк.)

по значениям стандартных энтальпий сгорания веществ:

C₂H₅OH = -1368 кДж/моль;

C₂H₅OC₂H₅ = -2727 кДж/моль.

Решение.

Запишем выражение второго следствия из закона Гесса с учетом того, что стандартная энтальпия сгорания воды (высший оксид) равна нулю:

= 2× C₂H₅OH - C₂H₅OC₂H₅.

Подставим значения стандартных энтальпий сгорания веществ, участвующих в реакции:

= 2×(-1368) - (-2727).

Получим:

= -9 кДж.

Следствия из закона Гесса позволяют вычислять не только стандартные энтальпии реакций, но и величины стандартных энтальпий образования и сгорания веществ по косвенным данным.

5. Определить стандартную энтальпию образования оксида углерода (II) по следующим данным:

(1)	C(тв.) + О2(газ) = СО2(газ);	= -393,5 кДж/моль;
(2)	СО(газ) + О2(газ) = СО2(газ);	= -283 кДж/моль.

Решение.

Из уравнения (1) видно, что стандартное изменение энтальпии данной реакции соответствует стандартной энтальпии образования CO₂.

Запишем выражение первого следствия из закона Гесса для реакции (2):

= CO₂ - CO.

Отсюда:

CO = CO₂ - .

Подставим значения и получим:

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

Эту задачу можно решить и другим способом.

Вычитая из первого уравнения второе, получим:

(1) - (2)

C(тв.) + О2(газ) = СО(газ);

CO = -110,5 кДж/моль.

6. Вычислить стандартную энтропию реакции:

CH_4(газ) + Cl_2(газ) = CH₃Cl_(газ) + HCl_(газ),

по значениям стандартных энтропий веществ:

	CH3Cl	HCl	CH4	Cl2
, Дж/(моль×K)

Решение.

Стандартную энтропию реакции вычислим по формуле:

= ( CH₃Cl + HCl) - ( CH₄ + Cl₂).

Подставляя табличные значения, получим:

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

7. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции:

C₂H₅OH_(жидк.) + H₂O_2(жидк.) = CH₃COH_(газ) + 2H₂O_(жидк.)

по следующим данным:

	CH3COH	C2H5OH	H2O	H2O2
, кДж/моль	-129	-175	–237	–121

Определить, возможно ли самопроизвольное протекание данной реакции при стандартных условиях.

Решение.

Стандартную энергию Гиббса реакции вычислим по формуле:

= ( CH₃COH + 2× H₂O) - ( C₂H₅OH + H₂O₂).

Подставляя табличные значения, получим:

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

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

8. Рассчитать стандартную энергию Гиббса для реакции окисления глюкозы:

С₆H₁₂O_6(тв.) + 6O_2(газ) = 6CO_2(газ) + 6H₂O_(жидк.).

по известным данным:

	H2O	CO2	С6H12O6	O2
, кДж/моль	-286	-393,5	–1274,5
, Дж/(моль×K)

Решение.

Значения стандартных энтальпии и энтропии реакции рассчитаем при помощи первого следствия из закона Гесса:

= 6 CO₂ + 6 H₂O - С₆H₁₂O₆ - 6 O₂ =

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

= 6 СО₂ + 6 H₂O - С₆H₁₂O₆ - 6 O₂ =

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

Стандартную энергию Гиббса реакции найдем из соотношения:

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

= -2881 кДж.

9. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции гидратации сывороточного альбумина при 25⁰С, для которой DH⁰ = -6,08 кДж/моль, DS⁰ = -5,85 Дж/(моль×К). Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.

Решение.

Стандартную энергию Гиббса реакции рассчитаем по формуле:

DG⁰ = DH⁰ - T×DS⁰.

Подставив значения, получим:

DG⁰ = -6,08 кДж/моль - 298 К×(-5,85×10^-3) кДж/(моль×К) =

= -4,34 кДж/моль.

В данном случае энтропийный фактор препятствует протеканию реакции, а энтальпийный - благоприятствует. Самопроизвольное протекание реакции возможно при условии, если , т.е., при низких температурах.

10. Определить температуру, при которой самопроизвольно пойдет реакция денатурации трипсина, если = 283 кДж/моль, = 288 Дж/(моль×К).

Решение.

Температуру, при которой равновероятны оба процесса найдем из соотношения:

В данном случае энтальпийный фактор препятствует протеканию реакции, а энтропийный - благоприятствует. Самопроизвольное протекание реакции возможно при условии, если:

Таким образом, условием самопроизвольного протекания процесса является T > 983 K.

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое термодинамическая система? Какие типы термодинамических систем вы знаете?

2. Перечислите известные Вам термодинамические параметры. Какие из них относятся к измеряемым? Какие к неизмеряемым?

3. Что такое термодинамический процесс? Как называются процессы, протекающие при постоянстве одного из параметров?

4. Какие процессы называют экзотермическими? Какие эндотермическими?

5. Какие процессы называют обратимыми? Какие необратимыми?

6. Что понимают под термином «состояние системы»? Какие бывают состояния системы?

7. Какие системы изучает классическая термодинамика? Сформулируйте первый и второй постулаты термодинамики.

8. Какие переменные называют функциями состояния? Перечислите известные вам функции состояния.

9. Что такое внутренняя энергия? Можно ли измерить внутреннюю энергию?

10. Что такое энтальпия? Какова ее размерность?

11. Что такое энтропия? Какова ее размерность?

12. Что такое свободная энергия Гиббса? Как ее можно вычислить? Что можно определить при помощи этой функции?

13. Какие реакции называют экзэргоническими? Какие эндэргоническими?

14. Сформулируйте первый закон термодинамики. В чем заключается эквивалентность теплоты и работы?

15. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него. Что такое стандартная энтальпия образования (сгорания) вещества?

16. Сформулируйте второй закон термодинамики. При каком условии процесс самопроизвольно протекает в изолированной системе?

Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант № 1

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

4NH_3(газ) + 5O_2(газ) = 4NO_(газ) + 6H₂O_(газ),

используя значения стандартных энтальпий образования веществ:

	NH3	NO	H2O
, кДж/моль	-46,2	90,4	-242

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С₂H_6(газ) + H_2(газ) = 2CH_4(газ),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

	C2H6	CH4
, кДж/моль	-1560	-890

3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции гидратации b-лактоглобулина при 25⁰С, для которой DH⁰ = -6,75 кДж, DS⁰ = -9,74 Дж/К. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.

Вариант №2

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

2NO_2(газ) + O_3(газ) = O_2(газ) + N₂O_5(газ),

используя значения стандартных энтальпий образования веществ:

	NO2	N2O5	O3
, кДж/моль

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С₂H_2(газ) + 2H_2(газ) = C₂H_6(газ),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

	C2H2	C2H6
, кДж/моль	-1300	-1560

3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции тепловой денатурации химотрипсиногена при 50⁰С, для которой DH⁰ = 417 кДж, DS⁰ = 1,32 кДж/К. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.

Вариант №3

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции гидрирования бензола до циклогексана двумя способами, т.е., используя значения стандартных энтальпий образования и сгорания веществ:

	C6H6	C6H12
, кДж/моль		-156
, кДж/моль	-3268	-3920

2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:

Cu_(тв.) + ZnO_(тв.) = CuO_(тв.) + Zn_(тв.)

при стандартных условиях, если:

	ZnO	CuO	Zn	Cu
, кДж/моль	-348	-157
, Дж/(моль×K)

3. При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием CO) поглощается 8,24 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования CuO, если CO = -111 кДж/моль.

Вариант №4

1. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в автотрофных бактериях Baglatoa и Thiothpix, по стадиям и суммарно:

2H₂S_(газ) + O_2(газ) = 2H₂O_(жидк.) + 2S_(тв.);

2S_(тв.) + 3O_2(газ) + 2H₂O_(жидк.) = 2H₂SO_4(жидк.),

если:

	H2S	H2O	H2SO4
, кДж/моль	-20	-286	-814

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С₆H₁₂O_6(тв.) = 2C₂H₅OH_(жидк.) + 2CO_2(газ),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

	C6H12O6	C2H5OH
, кДж/моль	-2810	-1368

3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:

4HCl_(газ) + O_2(газ) = 2Cl_2(газ) + 2H₂O_(жидк.)

по известным данным:

	HCl	H2O	O2	Cl2
, кДж/моль	-92,3	-286
, Дж/(моль×K)

Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.

Вариант №5

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

2CH₃Cl_(газ) + 3O_2(газ) = 2CO_2(газ) + 2H₂O_(жидк.) + 2HCl_(газ),

используя значения стандартных энтальпий образования веществ:

	CH3Cl	CO2	H2O	HCl
, кДж/моль	-82	-394	-286	-92

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С₆H_6(жидк.) + 3H_2(газ) = C₆H_{12(жидк.)},

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

	C6H6	C6H12
, кДж/моль	-3302	-3920

3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции денатурации трипсина при 50⁰С, для которой DH⁰ = 283 кДж, DS⁰ = 288 Дж/К). Оценить возможность протекания процесса в прямом направлении.

Вариант №6

1. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в автотрофных бактериях Thiobacillus Thioparus:

5Na₂S₂O₃×5H₂O_(тв.) + 7O_2(газ) = 5Na₂SO_4(тв.) + 3H₂SO_4(ж.) + 2S_(тв.) + 22H₂O_(ж.),

если:

	Na2S2O3×5H2O	Na2SO4	H2SO4	H2O
, кДж/моль	-2602	-1389	-814	-286

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С₆H₅NO_2(жидк.) + 3H_2(газ) = С₆H₅NH_2(жидк.) + 2H₂O_(жидк.),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

	C6H5NO2	C6H5NH2
, кДж/моль	-3093	-3396

3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:

H₂O_2(жидк.) + O_3(газ) = 2O_2(газ) + H₂O_(жидк.)

по известным данным:

	H2O2	H2O	O3	O2
, кДж/моль	-188	-286
, Дж/(моль×K)

Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.

Вариант №7

1. Вычислить стандартную энтальпию образования CH₃OH по следующим данным:

CH₃OH_(жидк.) + 1,5O_2(газ) = CO_2(газ) + 2H₂O_(жидк.) DH⁰ = -726,5 кДж;

С_{(графит)} + O_2(газ) = CO_2(газ) DH⁰ = -393,5 кДж;

H_2(газ) + 0,5O_2(газ) = H₂O_(жидк.) DH⁰ = -286 кДж.

2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:

8Al_(тв.) + 3Fe₃O_4(тв.) = 9Fe_(тв.) + Al₂O_3(тв.)

при стандартных условиях, если:

	Al2O3	Fe3O4	Al	Fe
, кДж/моль	-1670	-1018
, Дж/(моль×K)

3. Вычислить значение DH⁰ для возможных реакций превращения глюкозы:

1) C₆H₁₂O_6(кр.) = 2C₂H₅OH_(жидк.) + 2CO_2(газ);

2) C₆H₁₂O_6(кр.) + 6O_2(газ) = 6CO_2(газ) + 6H₂O_(жидк.).

по известным данным:

	C6H12O6	C2H5OH	CO2	H2O
, кДж/моль	-1275	-278	-393,5	-286

В результате какой из этих реакций выделяется большее количество энергии?

Вариант №8

1. Вычислить стандартную энтальпию образования MgCO₃ по следующим данным:

MgO_(тв.) + CO_2(газ) = MgCO_3(тв.) +118 кДж;

С_{(графит)} + O_2(газ) = CO_2(газ) +393,5 кДж;

H_2(газ) + 0,5O_2(газ) = H₂O_(жидк.) +286 кДж.

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

С₂H_6(газ) + H_2(газ) = 2CH_4(газ)

по известным данным:

	C2H6	CH4	H2
, Дж/(моль×K)

3. Какие из перечисленных оксидов: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr₂O₃ могут быть восстановлены алюминием до свободного металла при 298 К:

	Al2O3	CuO	PbO	FeO	Fe2O3	Cr2O3
, кДж/моль	-1580	-127	-188,5	-244	-604	-1058

Вариант №9

1. Вычислить стандартную энтальпию образования Ca₃(PO₄)₂ по следующим данным:

3CaO_(тв.) + P₂O_5(тв.) = Ca₃(PO₄)_2(тв.) DH⁰ = -739 кДж;

P_4(тв.) + 5O_2(газ) = 2P₂O_5(тв.) DH⁰ = -2984 кДж;

Ca_(тв.) + 0,5O_2(газ) = CaO_(тв.) DH⁰ = -636 кДж.

2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:

Fe₂O_3(тв.) + 3CO_(газ) = 2Fe_(тв.) + 3CO_2(газ)

при стандартных условиях, если:

	Fe2O3	CO2	CO	Fe
, кДж/моль	-842	-393,5	-111
, Дж/(моль×K)

3. Определить, какие из перечисленных оксидов: CuO, PbO₂, ZnO, CaO, Al₂O₃ могут быть восстановлены водородом до свободного металла при 298 К, если известно:

	H2O	CuO	PbO2	ZnO	CaO	Al2O3
, кДж/моль	-237	-127	-219	-318	-604	-1580

Вариант №10

1. Вычислить стандартную энтальпию образования этанола по следующим данным:

DH⁰_сгор.C₂H₅OH = -1368 кДж/моль;

С_{(графит)} + O_2(газ) = CO_2(газ) +393,5 кДж;

H_2(газ) + O_2(газ) = H₂O_(жидк.) +286 кДж.

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

С₂H_2(газ) + 2H_2(газ) = C₂H_6(газ),

по известным данным:

	C2H6	C2H2	H2
, Дж/(моль×K)

3. Вычислить количество энергии, которое выделится в организме человека, который съел 2 кусочка сахара по 5 г каждый, считая, что основной путь метаболизма сахарозы сводится к ее окислению:

C₁₂H₂₂O_11(тв.) + 12O_2(газ) = 12CO_2(газ) + 11H₂O_(жидк.) = -5651 кДж.

Вариант №11

1. Вычислить стандартную энтальпию образования С₂H₄ по следующим данным:

С₂H_4(газ) + 3O_2(газ) = 2CO_2(газ) + 2H₂O_(жидк.) +1323 кДж;

С_{(графит)} + O_2(газ) = CO_2(газ) +393,5 кДж;

H_2(газ) + 0,5O_2(газ) = H₂O_(жидк.) +286 кДж.

2. Не производя вычислений, установить знак DS⁰ следующих процессов:

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. Определить, по какому уравнению реакции будет протекать разложение пероксида водорода при стандартных условиях:

1) H₂O_2(газ) = H_2(газ) + O_2(газ);

2) H₂O_2(газ) = H₂O_(жидк.) + 0,5O_2(газ),

если:

	H2O(жидк.)	H2O2(газ)	O2	H2
, кДж/моль	-286	-188
, Дж/(моль×K)		-286

Вариант №12

1. Вычислить стандартную энтальпию образования ZnSO₄ по следующим данным:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + SO₂ DH⁰ = -890 кДж;

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ DH⁰ = -196 кДж;

ZnSO₄ = ZnO + SO₃ DH⁰ = +234 кДж.

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

2KClO_3(тв.) = 2KCl_(тв.) + 3O_2(газ)

по известным данным:

	KClO3	KCl	O2
, Дж/(моль×K)

3. Определить температуру, при которой самопроизвольно будет протекать реакция:

CH_4(газ) + CO_2(газ) = 2CO_(газ) + 2H_2(газ)

если: = -247 кДж; = -1334 кДж/K.

Вариант №13

1. Рассчитать стандартную энтальпию реакции:

2FeO_(тв.) + O_2(газ) = Fe₂O_3(тв.)

по следующим данным:

Fe_(тв.) + O_2(газ) = FeO_(тв.) +267 кДж;

2Fe_(тв.) + O_2(газ) = Fe₂O_3(тв.) +822 кДж;

2. Вычислить стандартную энтропию фазовых превращений:

H₂O_(тв.) = H₂O_(жидк.),

H₂O_(жидк.) = H₂O_(газ),

H₂O_(тв.) = H₂O_(газ).

по известным данным:

	H2O(тв.)	H2O(жидк.)	H2O(газ)
, Дж/(моль×K)

3. Вычислить количество энергии, которое выделится при сгорании 10 г бензола, по следующим данным:

	C6H6	CO2	H2O
, кДж/моль		-393,5	-286

Вариант №14

1. Вычислить стандартную энтальпию образования PCl₅ по следующим данным:

P_4(тв.) + 6Cl_2(газ) = 4PCl_3(газ) DH⁰ = -1224 кДж;

PCl_3(газ) + Cl_2(газ) = PCl_5(газ) DH⁰ = -93 кДж.

2. Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса образования сероуглерода CS₂ по следующим данным:

CS_2(жидк.) + 3O_2(газ) = CO_2(газ) + 2SO_2(газ) DG⁰ = -930 кДж;

CO₂ = -394 кДж/моль; SO₂ = -300 кДж/моль.

3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:

CaCO_3(тв.) = CaO_(тв.) + CO_2(газ)

по известным данным:

	CO2	CaO	CaCO3
, кДж/моль	-393,5	-636	-1207
, Дж/(моль×K)

Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.

Вариант №15

1. Вычислить тепловой эффект реакции образования кристаллогидрата CuSO₄×5H₂O, протекающей по уравнению:

CuSO_4(тв.) + 5H₂O_(жидк.) = CuSO₄×5H₂O_(тв.),

если известно:

	CuSO4×5H2O	CuSO4	H2O
, кДж/моль	-2278	-662	-286

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

С₆H_6(жидк.) + 3H_2(газ) = C₆H_{12(жидк.)},

по известным данным:

	C6H6	C6H12	H2
, Дж/(моль×K)	Наши рекомендации Направление протекания химических реакций Механизмы протекания химических реакций Механизмы протекания химических реакций Классификация химических соединений ,закномоерность протекания химических реакций Особенности протекания химических реакций в растворах электролитов. Признаки протекания реакций в растворах электролитов. Направление протекания химических реакций Механизмы протекания химических реакций Направление самопроизвольного протекания химических реакций ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. Энергетика химических реакций– это раздел химии, которая изучает закономерности энергетических переходов в химических процессах и направление протекания Классификация химических соединений ,закномоерность протекания химических реакций ← Предыдущая страница | Следующая страница →