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 = DHС2Н5ОН(r) - DHC2H4(r) - DHH2O(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 = ZnSO4.
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 = ZnSO4.
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 подчеркнутоесокращаем (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 ∆Нр-ции = (∆Нºобр. 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 DGo298 реакции СО(г) + H2O(ж) = СО2(г) + Н2(г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Решение:DGо определяем из уравнения DGo=DHo-TDSo

DHхр = DНСО2 - DНСО - DНН2О (ж) == -393,51 – (110,52) – (-285,84) = -218,19 кДж.

DSхр = SCO2 + SH2 - SCO – SH2O (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.

Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru 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) + Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru О2(г) = СО2(г); ∆Н2 = -283,0 кДж;

Н2(г) + Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru 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 Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru равен –560,0 кДж. Вычислите стандартную теплоту образования Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru .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 Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru реагирующих веществ, вычислите Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru реакции Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru 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 2Н5ОН + 2СО2

ферменты

∆Нº 2986Н12О6) = - 1273,0 кДж/моль

∆Нº 2982Н5ОН) = - 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 Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru системы Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru . Ответ: 160,4 Дж/(моль·К).

Вариант 18

1. Чем отличается энтальпия образования вещества от энтальпии реакции?

2. Вычислите ∆Н0,∆S0,∆G0Т 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) + Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru 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 Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru реакции, определите, какая из двух реакций термодинамически возможна: Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru ; Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru .

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 Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru протекает самопроизвольно. Определите знаки ∆Ни ∆S в этой системе.

Вариант 24

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

2. Вычислите ∆НО,∆SО,∆GОТ 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 Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru , если было получено 336г железа. Ответ: –2561,0 кДж.

Вариант 27

1. III закон термодинамики.

2. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

С2Н2(г) + Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru 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 Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru , определите Примеры решения типовых задач. Задача 1.Термохимическое уравнение реакции - student2.ru для этой реакции. Ответ: –412,4 Дж/(моль·К).

Наши рекомендации