Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции

4HCl_(г) + O_2(г) = 2Н₂О_(г) + 2Сl_2(г)

Дано: Уравнения химической реакции	Решение Изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции рассчитываем на основании первого следствия из закона Гесса:
DrHo(298 K) – ? DrSo(298 K) – ?

D_rH^o(298 K) = [2D_fH^o(298 K, Н₂О_(г)) + 2D_fH^o(298 K, Cl_2(г))] –

– [4D_fH^o(298 K, НCl_(г)) + D_fH^o(298 K, О_2(г))];

D_rS^o(298 K) = [2S^o(298 K, Н₂О_(г)) + 2S^o(298 K, Cl_2(г))] –

– [4S^o(298 K, НCl_(г)) + S^o(298 K, О_2(г))],

где D_rH^o(298 K, В) и S^o(298 K, В) – стандартные энтальпии образования и энтропии веществ, которые находим из таблицы:

	4HCl(г)	+ О2(г)	= 2Н2О(г)	+ 2Сl2(г)
DrHo(298K) кДж/моль	4(-92,3)		2(-241,84)
So(298 K), Дж/(мольК)	4(186,8)		2(188,7)	2(222,9),

тогда:

D_rH^o(298 K) = 2(–241,84) – 4(–92,3) = –114,48 кДж;

∆_rS^o(298 K) = (2·188,7 + 2·222,9) – (4·186,8 + 205) = –129 Дж/К.

Ответ: D_rH^o(298 K) = –114,48 кДж, D_rS^o(298 K) = –129 Дж/К.

2. Стандартная энтальпия сгорания этилена (С₂Н₄) равна
–1410,8 кДж/моль. Написать термохимическое уравнение сгорания этилена и вычислить стандартную энтальпию его образования.

Дано: DflHo(298 K, C2H4(г)) = = –1410,8 кДж/моль	Решение   Составляем реакцию сгорания 1 моль этилена:
DfHo(298 K, C2H4(г)) – ?

1C₂H_4(г) + 3О_2(г) = 2СО_2(г) + 2Н₂О_(ж);

D_flH^o(298 K) = – 1410,8 кДж/моль.

Стандартной энтальпией сгорания вещества называется тепловой эффект реакции полного сгорания 1 моль органического вещества до СО_2(г) и Н₂О_(ж) при стандартных условиях.

Следовательно, для данной реакции

D_flH^o(298 K) = D_rH^o(298 K) = –1410,8 кДж.

Для определения D_fH^o(298 K, C₂H_4(г)) используем первое следствие из закона Гесса для этой же реакции:

D_rH^o(298 K) = 2D_fH^o(298 K, СО_2(г)) + 2D_fH^o(298K, Н₂О_(ж)) –

– D_fH^o(298 K, С₂Н_4(г)) – 3D_fH^o(298 K, О_2(г)).

Откуда

D_fH^o(298 K, С₂Н_4(г)) = 2D_fH^o(298 K, СО_2(г)) +

+ 2D_fH^o(298K, Н₂О_(ж)) – D_rH^o(298K) – 3D_fH^o(298K, О_2(г)).

Значения стандартных энтальпий образования (Н₂О_(ж) и СО_2(г)) берем из таблицы:

D_fH^o(298 K, С₂Н_4(г)) = 2(–393,5) +

+ 2(–285,8) – (–1410,8) = 52,2 кДж/моль.

Ответ: D_fH^o(298 K, С₂Н_4(г)) = 52,2 кДж/моль.

3. По заданным термохимическим уравнениям рассчитать стандартную энтальпию образования Fe₂O_3(к) из простых веществ:

Fe_(к) +1/2O_2(г) = FeO_(к), D_rH^o(298 K, 1) = – 264,8 кДж.(4.1)

4FeO_(к) + O_2(г) = 2Fe₂O_3(к), D_rH^o(298 K, 2) = – 585,2 кДж.(4.2)

Дано: Термохимические уравнения двух реакций	Решение   Стандартная энтальпия образования вещества есть тепловой эффект реакции образования 1 моль Fe2O3(к) из простых веществ при стандартных условиях. Запишем
DrHo(298 K) искомой реакции

термохимическое уравнение реакции образования Fe₂O_3(к) из простых веществ Fe_(к) и O_2(г):

2Fe_(к) + 3/2O_2(г) = Fe₂O_3(к). (4.3)

Из двух реакций (4.1) и (4.2) необходимо получить реакцию (4.3). Для этого складываем термохимические уравнения (4.1) и (4.2), предварительно умножив на 2 стехиометрические коэффициенты реакции (4.1) и разделив на 2 стехиометрические коэффициенты реакции (4.2):

2Fe_(к) + O_2(г) + 2FeO_(к) + ½O_2(г) = 2FeO_(к) + Fe₂O_3(к).

После сокращения получаем уравнение реакции (4.3):

2Fe_(к) + 3/2O_2(г) = Fe₂O_3(к).

Для определения изменения стандартной энтальпии реакции (4.3) аналогичные математические действия осуществляем с тепловыми эффектами приведенных реакций (4.1) и (4.2):

D_rH^o(298 K, 3) = 2D_rH^o(298 K, 1) + ½D_rH^o(298 K, 2) =

= 2(-264,8) + ½(-585,2) = – 822,2 кДж.

Так как реакция (4.3) соответствует образованию 1 моль Fe₂O₃ из простых веществ, то

D_fH^o(298 K, Fe₂O₃) = – 822,2 кДж/моль.

Ответ: D_fH^o(298 K, Fe₂O₃) = – 822,2 кДж/моль.

УРОВЕНЬ С

1. Вычислить стандартную энтальпию растворения NaOH в воде, если при растворении 10 г NaOH в 250 мл воды температура раствора повысилась от 20 до 29,7 ºС. Удельная теплоемкость раствора 3,99 Дж/(г·К).

Дано:	Решение Стандартную энтальпию растворения рассчитываем по уравнению = , кДж/моль где МNaOH – молярная масса NaOH, г/моль; Qp = mр-ра·Ср(р-ра)·( ) –коли-
Dраств.Ho(298 K, NaOH) – ?

чество выделившейся теплоты при растворении NaOH, Дж;

m_р-ра – масса раствора, г;

С_р(р-ра) – теплоемкость раствора, кДж/(г×К);

1000 – пересчет джоулей в килоджоули.

Для рассматриваемой задачи = 29,7 – 20 = + 9,7º. При этом знак «+» указывает на повышение температуры при растворении, а знак «–» – на понижение температуры.

m_р-ра = m + m = 10 + 250 = 260 г.

Тогда Q_Р = (10 + 250)·3,99·9,7 = 10062,8 Дж,

D_раствH^o(298 K, NaOH) = .

Ответ: D_раств.H^o(298 K, NaOH) = – 40,25 кДж/моль.

2. Используя справочные данные по D_fH^o(298 K, В) и S^o(298 K, В), вычислить изменение энергии Гиббса реакции и сделать вывод о возможности протекания реакции

Al₂S_3(к) + 6Н₂О_(ж) = 2Al(OH)_3(к) + 3H₂S_(г)

При температуре 300 К.

Дано: Уравнения реакции	Решение   Возможность самопроизвольного про-текания реакции при 300 К, определяется
DrGo(300 K) – ?

знаком величины изменения энергии Гиббса для данной реакции:

если Δ_rG°(300 К) < 0, самопроизвольное протекание реакции при заданных условиях возможно;

если Δ_rG°(300 К) > 0, то при заданной температуре реакция невозможна. _.

Значение Δ_rG°(300 К) рассчитываем по формуле

Δ_rG°(300 К) = Δ_rН°(298 К)·10³ – Т Δ_rS°(298 К),

где Δ_rН°(298 К) – изменение стандартной энтальпии реакции, кДж;

Δ_rS°(298 К) – изменение стандартной энтропии реакции, Дж/К;

10³ – пересчет кДж в Дж.

Значение Δ_rН°(298 К) и Δ_rS°(298 К) определяем согласно первому следствию из закона Гесса:

Δ_rН°(298 К) = [2Δ_fН°(298 К, Al(OH)_3(к)) + 3Δ_fН°(298 К, H₂S_(г))] –

– [Δ_rН°(298 К, Al₂S_3(к)) + 6Δ_fН°(298 К, H₂O_(ж))];

Δ_rS°(298 К) = [2S°(298 К, Al(OH)_3(к)) + 3S°(298 К, H₂S_(г))] –

– [S°(298 К, Al₂S_3(к)) + 6S°(298 К, H₂O_(ж))];

где Δ_fН°(298 К, В) и S°(298 К, В) – стандартные энтальпии образования и энтропии веществ, значения которых находим из таблицы.

	Al2S3(к) +	6H2O(ж)	= 2Al(OH)3(к)	+3H2S(г)
ΔfН°(298К), кДж/моль	-722,72	6(-285,8)	2(-1613,64)	3(-21,0)
S°(298К), Дж/(моль∙К)	96,14	6(70,1)	2(85,68)	3(205,7)

Δ_rН°(298 К) = [2(–1613,64) + 3(–21,0)] –

– [(–722,72) + 6(–285,8)] = –852,76 кДж.

S°(298 К) = [2·85,68 + 3·205,7] – [96,14 + 6·70,1]=271,72 Дж/К,

тогда

Δ_rG°(300 К) = –852,78·10³ – 300·271,72= –771264 Дж = –771,3 кДж.

Так как Δ_rG°(300 К) < 0, то самопроизвольное протекание реакции возможно.

3. Известны изменения стандартных энтальпий следующих реакций:

2CO_(г) + О_2(г) = 2CO_2(г), Δ_rН°(298 К) = – 566 кДж;(4.4)

2Fe_(к) + O_2(г) = 2FeO_(к), Δ_rН°(298 К) = – 529,6 кДж.(4.5)

FeO_(к) + О_2(г) = 2Fe₂O_3(к) Δ_rН°(298 К) =- 585,2 кДж.(4.6)