Рассчитать стандартную энтальпию и энтропию

Расчет энтальпии и энтропии реакции горения ацетилена

Задача 1.
Реакция горения ацетилена протекает по уравнению: С₂Н₂(г) + 5/2О₂(г) = 2СО₂(г) + Н₂О(ж).
Вычислите изменение энтропии системы в стандартных условиях и объясните причины её уменьшения.
Решение.
Согласно следствию из закона Гесса, изменение энтропии определяется как разность сумм энтропий продуктов и реагентов процесса с учетом стехиометрических коэффициентов реакции. Тогда

∆S 0 х.р. = [2·S 0 обрСО₂(г) + S 0 обрН₂О(ж)] – [S 0 обрС₂Н₂(г) + (5/2)·S 0 обрО₂(г)].

По табличным данным найдем значения энтропии для требуемых веществ:

S 0 обрСО₂(г) = 213,65Дж/моль·К;
S 0 обрН₂О(ж) = 69,94Дж/моль·К;
S 0 обрС₂Н₂(г) = 219,45Дж/моль·К;
S 0 обрО₂(г) = 205,03Дж/моль·К.

Подставив эти значения в уравнение изменения энтропии процесса, и произведя расчеты, получим:

∆S0х.р. = (2·213,65 + 69,94 — 219,45 – (5/2)·205,03)Дж/моль·К = -234,79 Дж/моль·К.

Уменьшение энтропии процесса объясняется ростом упорядоченности системы, так как количество вещества газов в продуктах реакции в 2,7 раза меньше, чем в реагентах (5,5/2).

Ответ: ∆S 0 х.р. = -234,79 Дж/моль·К; ∆S 0 х.р

Расчет энтальпии и энтропии реакции разложения нитрата магния

Задача 2.
Реакция разложения магния нитрата по уравнению:2Mg(NO₃)₂(т) = 2MgO(т) + 4NO₂(г) + O₂(г) сопровождается увеличением энтропии системы на 891 Дж/К и изменением энтальпии на 510 кДж. Рассчитайте стандартную энтальпию образования и энтропию образования магния нитрата. Определите, какой из факторов – энтальпийный или энтропийный – способствует самопроизвольному протеканию этого процесса.
Решение:
Расчеты ∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] и S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] произведем на основании 3-го следствия из закона Гесса, согласно которому:

а) ∆H 0 х.р. = 2·∆H 0 обр[MgO(т)] + 4·∆H 0 обр[NO₂(г)] — 2·∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)]

б) ∆S 0 х.р. = 2·S 0 обр[MgO(т)] + 4·S 0 обр[NO₂(г)] + S 0 обр[O₂(г)] — 2·S 0 обр[Mg(NO₃) 2 (т)],

S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = S 0 обр[MgO(т)] + 2·S 0 обр[NO₂(г)] + 1/2S 0 обр[O₂(г)] — 1/2∆S 0 х.р.

Используя данные таблицы, найдем значения энтальпий образования и энтропий продуктов реакции:

∆H 0 обр[MgO(т)] = -601,24 кДж/моль;
∆H 0 обр[NO₂(г)] = 33,50 кДж/моль;
S 0 обр[MgO(т)] = 26,94 Дж/моль·К;
S 0 обр[NO₂(г)] = 240,45 Дж/моль·К;
S 0 обр[O₂(г)] = 205,04 Дж/моль·К.

Подставив найденные значения в уравнения а) и б), рассчитаем искомые величины:

∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = 1моль·(-601,24кДж/моль) +
+ [2 моль·33,50кДж/моль — ∆(510кДж)] = -789,24 кДж;

S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = (1моль·26,94Дж/моль·К + 2моль·240,45Дж/моль·К) +
+ [(1/2моль·205,04 Дж/моль·К — (1/2)·891 Дж/К)] = -164,87 Дж/К.

Как известно, самопроизвольному протеканию реакции способствует уменьшение её энтальпийного фактора (∆H 0 х.р. 0 х.р. > 0). Согласно данным условия задачи, энтропия во время процесса возрастает, и, следовательно, возрастает и произведение Т·∆S 0 х.р., что способствует его самопроизвольному протеканию. С другой стороны, возрастает и энтальпия реакции, что не способствует самопроизвольности процесса в прямом направлении.

Ответ: ∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = — 789,24 кДж; S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = -164,87 Дж/К. Самопроизвольности процесса разложения магния нитрата способствует энтропийный фактор этой реакции.

Задача 1 Рассчитайте стандартную энтальпию реакции

Укажите, будет ли данная реакция экзо- или эндотермической.

DH 0 _f ,кДж/моль -297 0 -396

DH 0 = Sn_прод.×DH 0 _прод. — Sn_исх.×DH 0 _исх. = 2(-396) – [2(-297) + 1(0)] = -198 кДж.

Ответ Стандартная энтальпия реакции равна -198 кДж. Реакция экзотермическая, так как DH 0 0 = -584 кДж

Рассчитайте стандартную энтальпию образования продукта.

DH 0 _f (Fe₂O₃ ) = DH 0 _{f (х)} =-824 кДж/моль.

Ответ Стандартная энтальпия образования оксида железа (III) равна

Задача 3 Рассчитайте значение стандартной энтальпии реакции образования оксида железа (III) из простых веществ по следующим термохимическим уравнениям:

Умножим на 2 каждый член 1-го уравнения, включая и тепловой эффект первой реакции, и сложим со вторым уравнением.

= 2(-532) + (-584) = -1648т кДж.

Ответ Стандартная энтальпия реакции образования оксида железа (III) из простых веществ равна -1648 кДж.

Задача 4. Вычислить энергию связи HF, если стандартная энтальпия реакции H₂ + F₂ = 2HF равна -536 кДж, Е_Н-Н =436 кДж/моль; Е_F—F = 159 кДж/моль .

Е_H—F = 565,5 кДж/моль

Ответ Энергия связи HF равна 565,5 кДж/моль.

Задача 5. Как изменится скорость реакции 2NO_(г.) + О_2(г.) = 2NO_2(г.), если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?

Решение. До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением: . Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно, скорость реакции изменится и будет определена как:

= . Сравнивая выражения для V и V ’ , находим, что скорость реакции возрастет в 27 раз.

Задача 6. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75 0 С?.

Решение. ПосколькуDt =55 0 C, то обозначив скорость реакции при 20 и 75 0 С соответственно через V и V ’ , можем записать:

Скорость реакции увеличится в 287 раз.

Задача 7. В системе А_(г.) + 2В_(г.) « С_(г.) равновесные концентрации равны: [A] = 0,6 моль/л; [B] = 1,2 моль/л; [C] = 2,16 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение. При решении задач с использованием равновесных концентраций желательно составить таблицу, в которую заносятся концентрации участвующих в реакции веществ:

Конц-ции, С_М (моль/л) А + 2В ⇄ С

В реакции 2,16 4,32 2,16

Равновесные 0,6 1,2 2,16

Константа равновесия данной реакции выражается уравнением . Подставляя в него данные из третьей строки таблицы, получаем: .

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, согласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 2,16 моля вещества С, то при этом было израсходовано 2,16 моля А и 2,16×2 = 4,32 моля В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

С_исх.(А) = х = 0,6 + 2,16 = 2,76 (моль/л)

С_исх.(В) = у = 1,2 + 4,32 = 5,52 (моль/л).

Задача 8. При некоторой температуре константа диссоциации иодоводорода на простые вещества равна 6,25×10 -2 . Какой процент HI диссоциирует при этой температуре?

Решение. Обозначим начальную концентрацию HI через С (моль/л)., а к моменту наступления равновесия пусть продиссоциировало из каждых С молей иодоводорода х молей. Заполняем таблицу:

В реакции х 0,5х 0,5х

Равновесные,[ ] (С – х) 0,5х 0,5х

Согласно уравнению реакции из х молей иодоводорода образовалось 0,5х моля Н₂ и 0,5х моля I₂. Таким образом, равновесные концентрации составляют: [HI] = (C — x) моль/л; [H₂] = [I₂] = 0,5х моль/л. Подставим эти значения в выражение константы равновесия реакции:

.

Извлекая из обеих частей уравнения квадратный корень, получим , откуда х = 0,333С. Таким образом, к моменту наступления равновесия диссоциировало 33,3% исходного количества иодоводорода.

Задача 9. Используя справочные данные, найти приближенное значение температуры, при которой константа равновесия реакции образования водяного газа С_(т.) + Н_2(г.) « СО_(г.) + Н_{2 (г.)} равна единице. Зависимостью DН 0 и DS 0 от температуры пренебречь.

Решение. Из уравнения D следует, что при К_Т = 1 стандартная энергия Гиббса химической реакции равна нулю. Тогда из соотношения вытекает, что при соответствующей температуре откуда . Согласно условию задачи, для расчета можно воспользоваться значениями (DH 0 _f –молярная энтальпия образования вещества в кДж/моль) и (DS 0 _f –молярная энтропия вещества в Дж/(моль×К) реакции, которые находим в таблице по термодинамическим свойствам неорганических веществ (справочные данные):

Вещество , ,

Определяем изменение энтальпии и энтропии реакции при стандартных условиях:

кДж;

Дж/К= 0,1336 кДж/К.

Отсюда: .

Дата добавления: 2014-10-17 ; Просмотров: 18534 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Задача 1.Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298°К (прямом или обратном) будет протекать реакция Fe₂O₃(к) +3H₂ =2Fe(к) +3H₂O(г). Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.

ΔHр-ции = Σ∆H 0 прод – Σ∆H 0 исх. Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

ΔHр-ции = (2·ΔH 0 Fe+3·ΔH 0 H₂O)— (ΔH 0 Fe₂O₃+3·ΔH 0 H₂) = 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16) — 3·0 = 96,7 кДж.

ΔSр-ции=ΣS 0 прод – ΣS 0 исх. Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔSр-ции = (2·S 0 Fe + 3·S 0 H2O) — (S 0 Fe₂O₃ + 3·S 0 H₂) = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 — 3·131 = 137,44 Дж/K = 0,13744 кДж/K.

ΔG = ΔH – TΔS= 96,7 – 298 ·0,13744 = 55,75 кДж.

При Т=298°К, ΔG > 0 – реакция не идет самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении.

Чтобы рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, надо ΔG приравнять к нулю:

ΔH – TΔS = 0, тогда ΔH = TΔS и T= ΔH/ΔS= 96,7/0,13744 = 703,58 K.

При Т=703,58К реакция будет идти равновероятно как в прямом так и в обратном направлении.

Задача 2.Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 1000 и 3000 К. Cr₂O₃ (т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3CO (г).

Cr2O3	C	Cr	CO
ΔH 0 , кДж/моль	— 1141	— 110,6
ΔS 0 , Дж/(моль∙К)	81,2	5,7	23,6	197,7

Вычисления энергии Гиббса проводим согласно выражению:

Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции: ΔHр-ции = Σ∆H 0 прод – Σ∆H 0 исх и ΔSр-ции=Σ∆S 0 кон – Σ∆S 0 исх.

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

ΔHр-ции = (2·ΔH 0 Cr + 3·ΔH 0 CO) — (ΔH 0 Cr₂O₃ + 3·ΔH 0 C) = 2·0 + 3·(- 110,6) – (-1141) — 3·0 = 809,2 кДж.

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔSр-ции= (2·S 0 Cr + 3·S 0 CO) — (S 0 Cr₂O₃ +3·S 0 C)=23,6+3·197,7– 81,2 — 3·5,7 = 542 Дж/K = 0,542 кДж/К.

Найдем энергию Гиббса при 1000 К:

ΔG₁₀₀₀ = ΔH – TΔS= 809,2 – 1000 · 0,542 = 267,2 кДж

ΔG1000 > 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем энергию Гиббса при 3000 К:

ΔG₃₀₀₀= ΔH – TΔS = 809,2 – 3000 · 0,542 = — 816,8 кДж

ΔG3000 ˂0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.

Задача 3.Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция: СО₂(г)+Н₂(г) ↔ СО (г)+Н₂О (ж)? Рассчитайте ΔG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной?

Рассчитаем ΔG данной реакции:

Для этого сначала определим ΔH и ΔS реакции:

ΔHр-ции = Σ∆H 0 прод – Σ∆H 0 исх и ΔSр-ции=ΣS 0 прод – ΣS 0 исх.

Используя справочные данные стандартных энтальпий и энтропий веществ, находим:

ΔHр-ции= (ΔH 0 H₂O(ж) + ΔH 0 CO) — (ΔH 0 CО₂ + ΔH 0 Н₂) =-110,5 + (-285,8) – (393,5) — 0 = -2,8 кДж.

ΔSр-ции= S 0 H₂O(ж) + S 0 CO — S 0 CО₂ — S 0 Н₂ = 197,5 + 70,1 — 213,7 — 130,52 = -76,6 Дж/K =0,0766 кДж/K.

Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях

ΔGр-ции= ΔH – TΔS= -2,8 + 298 · 0,0766=20 кДж

ΔG> 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем, при каких температурах данная реакция становится самопроизвольной: T = ΔH/ΔS = -2,8/(-0,0766) = 36,6 К.

Задача 4.Рассчитав на основании табличных данных ΔG и ΔS, определите тепловой эффект реакции: 2NO (г) +Cl₂(г) ↔ 2NOCl(г). С чем будет более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород (в расчете на 1 моль): с алюминием или с оловом? Ответ дайте, рассчитав ΔG 0 обеих реакций. Продуктами реакций являются твердая соль и газообразный водород.

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с алюминием:

ΔG 0 р-ции = ΣΔG 0 прод — ΣΔG 0 исх

ΔG 0 р-ции₁ =(2·ΔG 0 AlCl₃ +3·ΔG 0 H₂) — (2·ΔG 0 Al + 6·ΔG 0 HCl)

ΔG 0 р-ции₁ = 2· (-636,8) + 3·0— 2·0— 6·(-95,27) = -701,98 кДж

В реакции принимает участие 2 моль Al, тогда ΔGр-ции₁ 1 моля Al равно ΔG 0 р-ции₁ = -701,98 / 2 = -350,99 кДж.

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с оловом:

ΔG 0 р-ции₂ =(ΔG 0 SnCl2(т) + ΔG 0 H2) — (ΔG 0 Sn + ΔG 0 HCl)

ΔG 0 р-ции₂ = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 кДж/моль

Обе реакции имеют ΔG0˂0, поэтому они протекают самопроизвольно в прямом направлении, но более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород будет с алюминием, т.к ΔG 0 р-ции₁ ˂ ΔG 0 р-ции₂

Задача 5.Не прибегая к вычислениям, определите, какие знаки (>0,

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: