Химическая кинетика. 1 страница

278.

254.

1. Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2	∆H^01 = -1673.7 кДж
2. C + 1/2O2 = CO	∆H^02 = -110.4 кДж
3. CO2 = C + O2	∆H^03 = 393.3 кДж
4. 2Fe + 3O2 = Fe2O3	∆H^04 =?
По закону Гесса, ∆H^04 = -∆H^01 - 3∆H^02 - 3∆H^03 = 1673.7 + 3*110.4 - 3*393.3 = 825 кДж

255. а) CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O, ∆H⁰₁ = -892 кДж

б) 2CH₃Cl + 3O₂ = 2CO₂ + 2H₂O() + 2HCl(), ∆H⁰₂ = -1374 кДж

в) 2H₂ + O₂ = 2H₂O, ∆H⁰₃ = -571,7 кДж

г) H₂+ Cl₂ = 2HCl, ∆H⁰₄ = -185 кДж

д) CH₄ + Cl₂ = CH₃Cl + HCl, ∆H⁰₅ =?

∆H⁰₅ = (2∆H⁰₁ - ∆H⁰₂ - ∆H⁰₃ +2∆H⁰₄) / 2 = [2*(- 892) – (-1374) – (-571.7) + 2*(-185)] / 2 = -104.15 кДж

256. а) Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂, ∆H⁰₁ = 819.3 кДж

б) Na₂O + SiO₂ = Na₂SiO₃, ∆H⁰₂ = -243.5 кДж

в) Na₂SiO₃ = Na₂O + CO₂, ∆H⁰₃ =?

Q = - n*∆H⁰₃, ∆H⁰₃ = ∆H⁰₁ - ∆H⁰₂ = 819.3 – (-243.5) = 1062.8 кДж. n(Na₂CO₃) = m / M = 200/106 = 1/89 моль. Q = - 1.89 * 1062.8 = - 2008.7 кДж.

257. Основной закон термохимии - закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Следствие: тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. В математическом виде: ∆H^o_{реакции} = ∑ ∆H^o(продуктов)- ∑ ∆H^o (исходных веществ). CH₄+2O₂ = CO₂+2H₂O. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(СО₂) + 2∆H^o(Н₂О) - ∆H^o(СН₄) - 2∆H^o(О₂) = -393.5-2*241.8+74.8 = -802.3 кДж/моль. n(CH₄) =V/V_м = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 802.3*44.64 = 35817 кДж.

258. ∆H^o_{реакции} = 2∆H^o(MgО) + ∆H^o(C) - 2∆H^o(Mg) - ∆H^o(CО₂) = -2*601.8 + 393.5 = -810.1 кДж/моль. n(Mg) = m/M = 1000/24 = 41.67 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 810.1*41.67 = 33754.2 кДж.

259. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(KCl) + ∆H^o(O₂) - ∆H^o(KClO₃) = -435.9 + 391.2 = -44.7 кДж/моль. n(KClO₃) = m/M = 1000/122.5 = 8.2 моль. Выделится: Q = - ∆H^o*n = 44.7*8.2 = 365 кДж.

260. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(N₂O₅) - ∆H^o(O₂) – 2∆H^o(NO) = (-42.7) –2*90.2 = -223.1кДж/моль. n(N₂O₅) = m/M = 1000/108 = 9.3 моль. Выделится: Q = - ∆H^o*n = 223.1*9.3 = 2074.8 кДж.

261. Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂, ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(Ca(OH)₂) - 2∆H^o(H₂O) = -986.6 + 2*285.3 = - 416 кДж/моль. n(H₂) = V/V_м = 1000/22,4 = 44,64моль. Q = - ∆H^o*n(H₂) = - 416 * 44,64 = 18570 кДж.

262. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(SO₂) + ∆H^o(H₂O) - ∆H^o(H₂S) = -296,9 - 241,8 + 21 = -517,7 кДж/моль. n(H₂S) = V/V_м = 1000/22,4 = 44,64моль. Выделится: Q = - ∆H^o*n = 44.64*-517,7 = -23110,13кДж.

263. C₂H₄ + 3O₂ = 2CO₂ + 2H₂O, ∆H^o_{реакции} = 2∆H^o(СО₂) + 2∆H^o(Н₂О) - ∆H^o(С₂Н₄) = -393.5*2-2*241.8 - 52,3 = -1322,9кДж/моль. n(C₂H₄) =V/V_м = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 1322,9*44.64 = 59054,3 кДж.

264. C₂H₅OH + 3O₂ = 2CO₂ + 3H₂O, ∆H^o_{реакции} = 2∆H^o(СО₂) + 3∆H^o(Н₂О) - ∆H^o(C₂H₅OH) = -393.5*2-3*241.8+227,6= -1288,4 кДж/моль. n(C₂H₄) =V/V_м = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 1288,4*44.64 = 57514,2 кДж.

265. Ca(OH)₂ = H₂O + CaO, H^o_{реакции} = ∆H^o(H₂O) + ∆H^o (CaO) - ∆H^o(Ca(OH)₂) = -285,3-635,5 + 986,6 = 65,6 кДж/моль. n(H₂O) = m/M = 1000/18 = 55,56 моль. Теплоты поглотилось: Q = - ∆H^o*n(H₂) = - 65,6*55,56 = -3086,6 кДж.

266. CaCO₃ = CaO + CO₂, H^o_{реакции} = ∆H^o(CO₂) + ∆H^o (CaO) - ∆H^o(CaCO₃) = -393,5 - 635,5 + 1206,9 = 177,9 кДж/моль. n(CO₂) = V/V_м = 100000/22.4 = 4464,28 моль. Теплоты поглотилось: Q = - ∆H^o*n(CO₂) = - 177,9*4464,28 = - 794196 кДж.

267. Стандартная энтальпия сгорания характеризует изменение энтальпии, происходящее при сгорании 1 моль вещества. C₂H₆ + H₂ = 2C₂H₄. ∆H_{реакции} = 2∆H_{сгорания} (С₂Н₄) - (∆H_{сгорания}(H₂) + ∆H_{сгорания}(С₂H₆)) = 2*1411,0 - 241,8 - 1599,9 = 980,3 кДж/моль.

268. ∆H^o_{реакции} = ∆H_{сгорания}(С₂Н₆) - ∆H_{сгорания}(С₂H₄) - ∆H_{сгорания}(H₂) = 1599.9 - 1411.0 - 241,8 = -52.9 кДж/моль.

269. ∆H^o_{реакции} = ∆H_{сгорания}(С₆Н₆) - 3 ∆H_{сгорания}(С₂H₂) = -3268 + 3*1301 = 635 кДж/моль.

270. Теплотворная способность топлива - это количество теплоты, выделяемое при сгорании определенного количества топлива, например, одного кг или литра. 60% Н₂ и 40% СН₄. В одном литре содержится 0.6 л. водорода и 0.4 литра метана. n(H₂) = V/V_м = 0.6/22.4 = 0.027 моль. n(CH₄) = 0.4/22.4 = 0.018 моль. При сгорании одного литра данной смеси выделится теплоты: Q = -n(H₂)*∆H^o(H₂) - n(CH₄)*∆H^o(CH₄) = 0.027*241.8 + 0.018*890.3 = 22.5 кДж.

271. Наука, изучающая возможность и направление самопроизвольного протекания химических реакций, называется химической термодинамикой. Химическая термодинамика позволяет вычислять количество энергии, необходимой для проведения реакции, может оценить глубину протекания процесса до достижения системой равновесного состояния, она исследует превращение энергии при химических реакциях и способность химических систем выполнять полезную работу.

272. В настоящее время в качестве критерия самопроизвольного протекания реакции используется энергия Гиббса. Она определяется по уравнению: ΔG = ΔH - T*ΔS. В прошлом столетии считалось, что реакция протекает самопроизвольно, если она экзотермическая, т.е. протекает с выделением тепла.

273. На опыте было установлено, что в химических процессах имеют место две тенденции: стремление частиц объединиться за счет более прочных связей (уменьшение энтальпии) и стремление частиц перейти в состояние большей разупорядоченности (увеличение энтропии). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций отражает изменение энергии Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакций, поскольку ее уменьшение является движущей силой химического процесса: ΔG ≤ 0.

Изменение энтальпии или энтропии не может являться критерием протекания реакции, т.к. часто самопроизвольно протекают реакции, идущие с увеличением энтальпии или уменьшением энтропии.

274. Под энтальпийным фактором процесса понимается его тепловой эффект, т.е. поглощение или выделение тепла при протекании процесса. Энтропийный фактор характеризует стремление системы к разупорядочиванию. В целом самопроизвольное протекание процесса означает увеличение энтропии и/или уменьшение энтальпии. Оба фактора учитывает т.н. энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS.

275. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Несмотря на то, что в данное уравнение давление и концентрация реагирующих веществ не входят,эти характеристики определяют значения энтальпийного: ΔH вклада и энтропийного вклада T*ΔS, т.е. косвенно влияют на энергию Гиббса.

276. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса может дать только приближенный ответ о возможности протекания процесса по нескольким причинам: во-первых, энтропия и энтальпия не постоянны во всем температурном интервале и во-вторых для протекания процесса кроме термодинамической возможности должна выполняться и кинетическая возможность. Кинетические параметры процесса уравнение Гиббса не учитывает, поэтому и дает приближенный ответ.

277. Энергия Гиббса: ΔG =R*T*lnK_p. Из уравнения Менделеева-Клайперона ( ) можно выразить произведение R*T как функцию давления: ΔG =P*V*n*lnK_p - при изменении давления газов и концентрации веществ.

Знак изменения функции	Вывод о возможности самопроизвольности протекания процесса
ΔH	ΔS	ΔG
+	+	+	Реакция не протекает	N2O4 (г) = 2 NO2 (г)
-	+	-	Протекает	2H2O2(р) = 2H2O (ж) + O2 (г)
+	-	+	Не протекает	N2(г)+O2(г) = 2NO2(г)
-	-	-	Протекает	3H2(г)+N2(г) = 2NH3(г)

Т = 298 К.

279. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакции. Если ее изменение отрицательно (ΔG<0), процесс протекает самопроизвольно, если ΔG>0, то процесс термодинамически невозможен. Анализ уравнения показывает, что при низких температурах на знак ΔG в большей степени влияет ΔН, а при высоких температурах - ΔS. Например: 3H₂(г)+N₂(г) = 2NH₃(г), при Т=298 К ΔН<0, ΔS<0, T*ΔS<0 и ΔG<0. При Т=498 К энтропийный фактор (T*ΔS) возрастает и ΔG>0.

280. а) CaCO₃(к) = CaO(к) + CO₂(г), энтропия возрастает, т.к. в процессе реакции возрастает количество газообразных веществ. ΔS^о = ΔS^о(СO₂) + ΔS^о(CaO) - ΔS^о(CaCO₃) = 213.7 + 39.7 – 92/9 = 160.5 Дж/(K*моль)

б) NH₃(г) + HCl(г) = NH₄Cl(г), энтропия уменьшается, т.к. в процессе реакции уменьшается количество газообразных веществ. ΔS^о = ΔS^о(NH₄Cl) – [ΔS^о(HCl) + ΔS^о(NH₃)] = 95.8 – 186.8 – 192.6 = -283.6 Дж/(K*моль)

281. 2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г). В неизолированной системе: ΔG < 0. ΔG = 2ΔG^о(SO₃) - 2ΔG^о(SO₂) = 2* (-370) – 2*(-300.2) = -139.6 кДж/моль. В изолированной системе: ΔS^о > 0. ΔS^о = 2ΔS^о(SO₃) – [2ΔS^о(SO₂) - ΔS^о(О₂)] = 2*256.4 – 205 – 2*248.1 = -188.4 Дж/(K*моль). Реакция в прямом направлении самопроизвольно протекает в неизолированной системе.

282. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.

А) ZnS(к) + 3/2O₂(г) = ZnO(к) + SO₂(г) ΔG^о = ΔG^о(SO₂) + ΔG^о(ZnO) - ΔG^о(ZnS) = -300.2 - 320.7 + 200.7 = -420.7 кДж/моль ΔS^о = ΔS^о(SO₂) + ΔS^о(ZnO) - ΔS^о(ZnS) = 248.1 + 43.6 - 3/2*205.0 - 57.7 = -73.5 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

Б) AgNO₃(к) = Ag(к) + NO₂(г) + 1/2O₂(г) ΔG^о = ΔG^о(NO₂) - ΔG^о(AgNO₃) = 51.5 + 33.6 = 85.1 кДж/моль ΔS^о = ΔS^о(Ag) + ΔS^о(NO₂) + 1/2ΔS^о(O₂) - ΔS^о(AgNO₃) = 42.6+240.2+1/2*205-14-.9 = 244.4 Дж/(Kмоль) Реакция протекает самопроизвольно в изолированной системе, а в неизолированной не протекает.

В) CuCl₂(к) + H₂O(г) = CuO(к) + 2HCl(г) ΔG^о = 2ΔG^о(HCl)+ΔG^о(CuO)-ΔG^о(CuCl₂)-ΔG^о(H₂O) = -2*94.8-129.4+228.6+174.1 = 83.7 кДж/моль ΔS^о = 2ΔS^о(HCl)+ΔS^о(CuO)-ΔS^о(CuCl₂)-ΔS^о(H₂O) = 2*186.8+42.6-188.7-108.1 = 119.4 Дж/(Kмоль) Реакция протекает самопроизвольно в изолированной системе, а в неизолированной не протекает.

283. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.

А) SO₂(г) + 2H₂S(г) = 3S(ромб) + 2H₂O(ж) ΔG^о = 2ΔG^о(H₂O) - 2ΔG^о(H₂S) - ΔG^о(SO₂) = -2*237.1 + 2*33.8 + 300.2 = -106.4 кДж/моль ΔS^о = 2ΔS^о(H₂O)+3ΔS^о(S)-2ΔS^о(H₂S)-ΔS^о(SO₂) = 2*70.1+3*31.9-2*205.7+248.1 = -422.2 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

Б) PbS(г) + 3/2O₂(г) = PbO(к) + SO₂(г) ΔG^о = ΔG^о(SO₂) + ΔG^о(PbO) - ΔG^о(PbS) = -300.2 - 189.1 + 98.8 = -390.5 кДж/моль ΔS^о = ΔS^о(SO₂)+ΔS^о(PbO)-ΔS^о(PbS)-3/2ΔS^о(O₂) = 248.1+66.2-91.2-3/2*205 = -84.5 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

В) 3NiO(к) + 2Al(к) = 3Ni(к) + Al₂O₃(к) ΔG^о = ΔG^о(Al_­2O₃) - 3ΔG^о(NiO) = -1582 + 211 = -1371 кДж/моль ΔS^о = 3ΔS^о(Ni)+ΔS^о(Al₂O₃)-3ΔS^о(NiO)-2ΔS^о(Al) = 3*29.9+50.9-2*28.4-3*38 =-30.2 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

284. NiO(к) + Pb(к) = Ni(к) + PbO(к), T=800 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(PbO) - ΔH^о(NiO) = -219.3 –(-239.7) = 20.4 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(PbO)+ΔS^о(Ni)-ΔS^о(NiO)-ΔS^о (Pb) = 66.2 + 29.9 – 38 – 64.8 = -6.7 Дж/(K*моль)

ΔG = 20400 – 800*(-6.7)= 25.76 кДж/моль. ΔG>0, поэтому реакция идет самопроизвольно в обратном направлении.

285. Cu(к) + ZnO(к) = Zn(к) + CuO(к), T=400 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(CuO) - ΔH^о(ZnO) = -162 –(-350.3) = 188.6 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(CuO)+ΔS^о(Zn)-ΔS^о(ZnO)-ΔS^о (Cu) = 42.6 + 41.6 – 43.6 – 33.2 = 7.4 Дж/(K*моль)

ΔG = 188600 – 400*7.4= 185.64 кДж/моль. ΔG>0, поэтому реакция в прямом направлении не протекает.

286. KOH + Na = NaOH + K, T=723 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(NaOH) - ΔH^о(KOH) = -426 + 425.8 = -0.2 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(NaOH)+ΔS^о(K)-ΔS^о(KOH)-ΔS^о (Na) = 64.4 + 71.5 – 51.2 – 79.3 = 5 Дж/(K*моль)

ΔG = -200 – 723*5= -3.82 кДж/моль. ΔG<0, поэтому реакция возможна при данных условиях.

287. KCl + Na = NaCl + K, T=1073 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(NaCl) - ΔH^о(KCl) = -411.1 - (-435.9) = 24.8 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(NaCl)+ΔS^о(K)-ΔS^о(KCl) - ΔS^о (Na) = 72.1 + 71.5 – 51.2 – 82.6 = 9.8 Дж/(K*моль)

ΔG = 24800 – 723*9.8= 14.28 кДж/моль. ΔG<0, поэтому реакция не возможна при данных условиях. Реакция возможна при Т= 2530 К, чот подтверждается рассчетом: ΔG = 0, Т = ΔH / ΔS. Т = 24800 / 9.8 = 2530 К = 2257 ⁰С.

288. N₂ + O₂ = 2NO. Реакция возможна при условии ΔG<=0, поэтому ΔH = T*ΔS. Т=ΔH^о/ΔS^о. ΔH^о = 2ΔH^о(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль. ΔS^о = 2ΔS^о(NO) - ΔS^о(N₂) - ΔS^о(O₂) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(K*моль). T = 180400/24.7 = 7304K = 7031 ^oC. Для осуществления этой реакции требуется очень высокая температура, поэтому она в промышленности не реализована.

289. а)FeO + C(графит) = Fe + CO, T₁= 273 K, T₂= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(СО) - ΔH^о(FeO) = -110.5 + 264.8 = 154.3 кДж/моль

ΔS^о = ΔS^о(CO)+ΔS^о(Fe)-ΔS^о(FeO)-ΔS^о(C) = 197.5+27.3-60.8-5.7 = 158.3 Дж/(Kмоль)

ΔG^о₁ = 154.3*10^{3 -} 273*158.3 = 107.13 кДж/моль

ΔG^о₂ = 154.3*10^{3 -} 1273*158.3 = - 47.22 кДж/моль

Реакция реализуется при 1273 К.

б) FeO + CО = Fe + CO₂, T₁= 273 K, T₂= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(СО₂) – [ΔH^о(FeO)+ ΔH^о(СО)] = -393.3 +110.5 + 264.8 = - 18.2 кДж/моль

ΔS^о = [ΔS^о(CO₂)+ΔS^о(Fe)] – [ΔS^о(FeO)-ΔS^о(CO)] = 27.3 + 213.7 - 197.5-60.8 = -17.3 Дж/(Kмоль)

ΔG^о₁ = -18.2*10^{3 -} 273*(-17.3) = -13.04 кДж/моль

ΔG^о₂ = -18.2*10^{3 -} 1273*(-17.3) = 3.82 кДж/моль

Реакция реализуется при 273 К.

290. а) Cu + 0.5O₂ = CuO(к), T = 573 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(СuO) = -162 кДж/моль

ΔS^о = ΔS^о(CuO)-[ΔS^о(Cu)+0.5S^о(O₂)] = 42.6 –33.2 – 0.5*205 = - 93.1 Дж/(Kмоль)

ΔG^о = -162*10^{3 -} 573*(-93.1) = -108.65 кДж/моль

б) 2Cu + 0.5O₂ = Cu₂O(к), T = 573 K

ΔH^о = ΔH^о(Сu₂O) = -173.2Дж/моль

ΔS^о = ΔS^о(Cu₂O)-[2ΔS^о(Cu)+0.5S^о(O₂)] = 92.9 –2*33.2 – 0.5*205 = -76 Дж/(Kмоль)

ΔG^о = -173.2*10^{3 -} 573*(-76) = -129.65 кДж/моль

Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔG^о_б) < ΔG^о_а) .

291. а) NH₄NO₃(к) = N₂O(г) + 2H₂O(г), Т = 500 К. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = 2ΔH^о(H₂O) + ΔH^о(N₂O) - ΔH^о (NH₄NO₃)= 2*(-241.8)+82 + 365.4 = -36.2 кДж/моль.

ΔS^о = 2ΔS^о(H₂O)+ΔS^о(N₂O)-ΔS^о(NH₄NO₃) = 2*188.7 +219.9 - 151 = 446.3 Дж/(K*моль)

ΔG = -36.2*10³ – 500*446.3 = -259.35 кДж/моль.

б) NH₄NO₃(к) = N₂(г) + 0.5О₂ + 2H₂O(г),

ΔH^о = 2ΔH^о(H₂O) - ΔH^о (NH₄NO₃)= 2*(-241.8) + 365.4 = -118.2 кДж/моль.

ΔS^о=2ΔS^о(H₂O)+ΔS^о(N₂)+0.5ΔS^о(О₂)-ΔS^о(NH₄NO₃)=2*188.7+191.5+0.5*205-151=520.4 Дж/(K*моль)

ΔG = -118.2*10³ – 500*520.4 = -378.4 кДж/моль.

Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔG^о_б) < ΔG^о_а) .

292. Т= 300 К, ΔG = ΔH - T*ΔS.

а) CaCl₂(к) + F₂(г) = CaF₂(к) + Cl₂(г)

ΔH^о = ΔH^о(CaF₂) - ΔH^о(CaCl₂) = -1214.6+795= - 419.6 Дж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(CaF₂)+ΔS^о(Cl₂)-[ΔS^о(CaCl₂)+ ΔS^о(F₂)] = 222.9+68.9–202.9-113.6= - 24.7 Дж/(K*моль)

ΔG = -419.6*10³ – 300*(-24.7) = - 412.19 кДж/моль.

б) CaF₂ (к) + Cl₂ (г) = CaCl₂ (к) + F₂ (г)

ΔH^о = ΔH^о(CaCl₂)- ΔH^о(CaF₂)= -795+1214.6= 419.6 Дж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(CaCl₂)+ ΔS^о(F₂)-[ΔS^о(CaF₂)+ΔS^о(Cl₂)] = 202.9+113.6-222.9-68.9= 24.7 Дж/(K*моль)

ΔG = 419.6*10³ – 300*24.7 = 412.19 кДж/моль.

Возможна реакция а), т.к. ΔG^о_а) < 0, невозможна реакция б), т.к. ΔG^о_б) > 0.

293. T=300 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

А) H₂S(г) + Cl₂(г) = S(ромб) + 2HCl(г) ΔH^о = 2ΔH^о(HСl) - ΔH^о(H₂S) = -2*91.8 + 21 = 162.6 кДж/моль ΔS^о = 2ΔS^о(HCl)+ΔS^о(S)-ΔS^о(H₂S)-ΔS^о(Cl₂) = 2*186.8+31.9-205.7-222.9 = -23.1 Дж/(Kмоль) ΔG^о = 162.6*10³ + 300*23.1 = 169.53 кДж/моль

Б) H₂S(г) + Y₂(г) = S(ромб) + 2HY(г) ΔH^о = 2ΔH^о(HY) - ΔH^о(H₂S) = 2*26.6 + 21 = 74.2 кДж/моль ΔS^о = 2ΔS^о(HY)+ΔS^о(S)-ΔS^о(H₂S)-ΔS^о (Y₂) = 2*206.5 + 31.9 - 260.6 - 205.7 = -21.4 Дж/(Kмоль) ΔG^о = 74.2*10³ + 300*21.4 = 80.62 кДж/моль

Более вероятна реакция б), т.к. ΔG^о(б)<ΔG^о(а).

294. Энергия Гиббса – термодинамическая функция состояния системы, которая характеризует направление и предел самопроизвольного протекания реакции, протекающей при Р=const и температуре Т. Стандартной энергией Гиббса образования вещества называют энергию Гиббса реакции образования 1 моль этого вещества, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных и термодинамически устойчивых при данной Т-ре фазах и модификациях. Например:

Na₂O(тв.) + H₂O(ж) = 2NaOH(тв.)

ΔG^о = 2ΔG^о(NaOH) - ΔG^о(H₂O) - ΔG^о(Na₂O) = 2*(-380,45) – (-237,4) – (-377,38) = -146,12 кДж/моль

Реакция протекает в прямом направлении, т.к. ΔG^о< 0.

295. а) 2N₂O + O₂ = 4NO, ΔG^о = 4ΔG^о(NO) - 2G^о(N₂O) = 4*86.6 – 2*104/2 = 138 кДж/моль

б)N₂O + NO=NO₂ + N₂, ΔG^о=ΔG^о(NO₂)–[G^о(N₂O)+ΔG^о(NO)]=51.5-86.6-104.2 =-139.3 кДж/моль

в)N₂O + NO₂ =3 NO, ΔG^о=3ΔG^о(NO)–[G^о(N₂O)+ΔG^о(NO₂)]=3*86.6-51.5-104.6=104.1 кДж/моль

г) CH₄ + 3CO₂ = 4CO + 2H₂O(г), ΔG^о=2ΔG^о(H₂O)+ 4ΔG^о(СO)–[3G^о(СО₂)+ΔG^о(CH₄)]= 2*(-228.6)+4*(-137.1)-3*(-394.4)-(-50.8)= 228.4 кДж/моль

Самопроизвольно в стандартных условиях протекает реакция б), т.к. ΔG^о_б) < 0

296.

а) 4HCl + O₂ = 2Cl₂ + H₂O ΔG^о = 2ΔG^о(H₂O) - 4ΔG^о(HCl) = -2*228.6 + 4*94.8 = -78 кДж/моль

б) 2HF + O₃ = F₂ + O₂ + 2H₂O ΔG^о = -2*228.6 + 2*272.8 = 88.4 кДж/моль

в) H₂O₂ + O₃ = 2O₂ + H₂O ΔG^о = ΔG^о(H₂O) - ΔG^о(H₂O₂) = -237.2 + 120.4 = -116.8 кДж/моль

г) С + H₂O = CO + H₂ ΔG^о = ΔG^о(CO) - ΔG^о(H₂O) = -137.1 + 228.6 = 91.5 кДж/моль

В стандартных условиях самопроизвольно протекают реакции а) и в), т.к. ΔG^о < 0

297.

N₂ + O₂ = 2NO

ΔH^о = 2ΔH^о(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль ΔS^о = 2ΔS^о(NO) - ΔS^о(N₂) - ΔS^о(O₂) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(Kмоль)

T1 =1273 K ΔG^о = ΔH^о - TΔS^о = 18040 - 1273*24.7 = 179.16 кДж/моль T2 =2273 K ΔG^о = ΔH^о - TΔS^о = 18040 - 2273*24.7 = 124.26 кДж/моль T3 =3273 K ΔG^о = ΔH^о - TΔS^о = 18040 - 3273*24.7 = 99.56 кДж/моль T4 =5273 K ΔG^о = ΔH^о - TΔS^о = 18040 - 5273*24.7 = 50.16 кДж/моль T5 =10273 K ΔG^о = ΔH^о - TΔS^о = 18040 - 10273*24.7 = -73.34 кДж/моль

Для самопроизвольного протекания реакции требуется около 7400 К

298. Термодинамически устойчивые вещества характеризуются отрицательным значением энергии Гиббса (ΔG), а термодинамически неустойчивые соединения - положительным значением ΔG. Соединения второго типа существуют, т. к. для их разрушения существуют кинетические затруднения - скорость разложения очень мала. Неустойчивые термодинамически вещества получают не прямым синтезом, а косвенным путем. Так, например, получают неустойчивые вещества С₂Н₂, N₂O₃, Cl₂O₇ и другие.

Дата добавления: 2014-12-27