Сборник задач к курсу «Физическая химия»

Скачать 2.11 Mb.

Название	Сборник задач к курсу «Физическая химия»
страница	6/17
Тип	Сборник задач

filling-form.ru > Туризм > Сборник задач

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 17

§ 6. Характеристики химического процесса
Стехиометрическое уравнение реакции.

Химическая переменная
Химический процесс – изменение состояния системы при протекании химической реакции, когда исходные вещества - реагенты превращаются в продукты реакции:

реагенты → продукты.

Реагенты и продукты – компоненты химической реакции.

Основной характеристикой химического процесса является стехиометрическое уравнение химической реакции. Один из способов записи в общем виде стехиометрического уравнения:

(1),

реагенты продукты

где а_iи b_j - стехиометрические коэффициенты, показывающие, в каких молярных соотношениях расходуются реагенты A_i и образуются продукты B_j. l – число реагентов; m – число продуктов.

Например, стехиометрическое уравнение горения метана в кислороде

СН₄ + 2 О₂ = СО₂ + 2 Н₂О показывает, что молярное соотношение реагентов (СН₄ и О₂) и продуктов (СО₂ и Н₂О) n(СН₄) : n(О₂) : n(СО₂) : n(Н₂О) = 1 : 2 : 1 : 2.

В физической химии применяется и другая форма записи стехиометрического уравнения:

(2),

где Y_i – символы компонентов реакции, k – их число, y_i – стехиометрические коэффициенты, y_i> 0 для продуктов, y_i < 0 для реагентов.

При такой форме записи горение метана в кислороде можно записать:

- СН₄ - 2 О₂ + СО₂ + 2 Н₂О = 0.

Химическую реакцию на любом этапе можно охарактеризовать изменением числа молей любого компонента: ∆n_i = n_i – n_i^o, где n_i – число молей i-го компонента на рассматриваемом этапе, n_i^o – число молей i – го компонента в начальный момент.

Если стехиометрическое уравнение применяется в форме (2), то ∆n₁ : ∆n₂ : ∆n₃ ….∆n_i = y₁ : y₂ : y₃ ….y_i. Величина ∆n_i/y_i , одинаковая для всех компонентов, характеризует глубину химического превращения и называется химическая переменная ξ:

ξ = (n_i – n_i^o)/y_i .
Пример1: Найти предельное значение ξ для реакции:

2СО(г) + О₂(г) = 2СО₂(г),

если исходная смесь содержала СО₂, СО и О₂ с парциальными давлениями 0,1 атм, 2 атм и 10 атм, соответственно, в объеме 20 л при 215С.

Решение: ξ = (n_i – n_i^o)/y_i . Найдем количество молей каждого из компонентов в начальный момент времени, используя уравнение рV = nRT.

Т = 273 + 215 = 488 К; R = 0,082 латм/(мольК).

n⁰(O₂) =

моль, n⁰(СО) = 1 моль, n⁰(СО₂) = 0,05 моль.

Предельное значение ξ означает, что реакция идет до полного исчезновения одного из реагентов (в данном случае СО).

2СО(г) + О₂(г) = 2СО₂(г),

n⁰, моль 1 5 0,05

прореагировало 1 0,5

осталось n, моль 0 4,5 1,05

ξ(СО) =

= 0,5; ξ(O₂) =

= 0,5; ξ(CO₂) =

= 0,5;

ξ не зависит от компонента реакции, по которому рассчитывается.
Пример 2: В термостатированном закрытом сосуде содержалось два газа: 45,5%мол. А₂ и 54,5%мол. В₂ при общем давлении 1,10 атм. В результате взаимодействия газов образовалось соединение АВ_х, парциальное давление которого составило 0,28 атм. При этом общее давление уменьшилось до 0,82 атм. Найти х.

Решение: Зная молярные доли каждого из газов (А₂ и В₂) в начальный момент времени можно найти их начальные парциальные давления:

р⁰(A₂) = 0,4551,10  0,5 атм.

р⁰(B₂) = 0,5451,10  0,6 атм.

Поскольку V и Т = const, то из уравнения Клапейрона-Менделеева рV = nRT следует, что давление каждого из компонентов строго пропорционально количеству молей, а количество молей изменяется в соответствии со стехиометрическим уравнением:

A₂ + xB₂ = 2AB_x

р⁰, атм	0,5	0,6	0	р⁰_общ = 1,1 атм.
Прореагировало, атм	0,28/2 = 0,14	0,6– 0,18 = 0,42	-
Конечное р_,атм	0,5– 0,14 = 0,36	0,82– 0,28 - - 0,36 = 0,18	0,28	р_общ = 0,82 атм.

Некоторые пояснения расчетов, приведенных выше. Известно, что образовалось 0,28 атм АВ_x, это значит, что прореагировало 0,28/2 = 0,14 атм А₂, т.к. из одного моля А₂ образуется 2 моля АВ_х. Конечное давление B₂ легко найти, т.к. известны: общее конечное давление, а также конечные давления A₂ и АВ_х, т.е. р(B₂) = 0,82 – 0,28 – 0,36 = 0,18 атм. Далее определим давление прореагировавшего В₂: из начального вычтем конечное давление В₂. Стехиометрия взаимодействия В₂ и А₂ находится из отношения давлений прореагировавших В₂ и А₂, которое равно молярному отношению: x = 0,42/0,14 = 3.
Гомогенная химическая реакция - реакция, протекающая в пределах одной фазы. Реакция может являться гомогенной, даже если реагенты и продукты не являются гомогенной системой.

NH₃(г.) + HCl(р-р) = NH₄Cl(р-р); реагенты – гетерогенная система, но реакция гомогенная, т.к. протекает только в растворе (или жидкой фазе);

Na₂CO₃(р-р) + 2 HCl(р-р) = 2 NaCl(p-p) + СО₂(г.) + Н₂О; реакция гомогенная, т.к. протекает в жидкой фазе, хотя один из продуктов - газ (СО₂).

Гетерогенная химическая реакция – реакция, протекающая на границе раздела фаз.

Zn(тв.) + 2 HCl(p-p) = ZnCl₂(p-p) + H₂(г.); гетерогенная реакция протекает на поверхности металлического цинка.

Фаза переменного состава – раствор, компоненты которого участвуют в химическом превращении (раствор жидкий или газовый, но не твёрдый).

Фаза постоянного состава - конденсированные фазы (индивидуальные жидкости или твёрдые тела), участвующие в химическом превращении. Например, Zn(тв.), который растворяется в кислоте. При этом свойства Zn(тв.) не меняются, а меняется только его количество.

Задачи.
6.1. Написать в общем виде стехиометрические уравнения сгорания в кислороде:

а) алканов С_nH₂_n₊₂;

б) спиртов С_nH₂_n₊₁ОН,

считая продуктами сгорания СО₂ и Н₂О.
6.2. Исходная смесь содержала 3 моля Cl и 2 моля Cl_2. Для реакции 2Cl = Cl₂ определить: 1) предельные значения химической переменной ; 2) состав смеси, если а)  = 0,5; б) = –0,5.
6.3. Найти предельные значения химической переменной для реакций:

а) N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (исходная смесь содержала по 9 молей N₂, H₂, NH₃);

б) 2СО + О₂ = 2СО₂ (исходная смесь содержала 0,1 атм СО₂, 2 атм СО и 10 атм О₂ в объеме 20 л при 215 °С).
6.4. В термостатированном сосуде содержалось два газа: 45,5 % мол. А₂ и 54,5 % мол. В₂ при общем давлении 1,10 атм. В результате взаимодействия газов образовалось соединение АВ_х, парциальное давление которого составило 0,28 атм. При этом общее давление уменьшилось до 0,82 атм. Найти х.
Тепловой эффект реакции. Закон Гесса.
Экзотермические реакции – реакции, протекающие с выделением теплоты

(- Q).

Эндотермические реакции – реакции, протекающие с поглощением теплоты (+ Q).

Ранее было показано (§5): 1) при V = const Q_v = ∆U ; 2) при p = const Q_p = ∆H (если полезная работа W′ = 0).

Из определения функции состояния энтальпии следует: Q_p = ∆H = ∆U + р∆V.

Для обозначения изменения любой термодинамической функции при протекании химической реакции используют оператор _r (индекс r означает “reaction”). Например, _rU,_rH,_rC_p и др.

Если в реакции участвуют только конденсированные фазы (твёрдое вещество или индивидуальная жидкость), то ∆_rV мало и ∆_rH ≈ ∆_rU.

Если в реакции участвуют газы, то р∆_rV = ∆_rnRT (изменение объёма связано с изменением числа молей газообразных компонентов в реакции) и

∆_rH = ∆_rU + ∆_rnRT, где ∆_rn = Σn_{газ.прод.} – Σn_{газ.реаг.}
Пример 3: а) Для реакции FeO(тв.) + CO(г.) = Fe(тв.) + CO₂(г.) известен изобарный тепловой эффект при 298 К Q_p = - 18,13 кДж.

Определить изменение внутренней энергии ∆_rU при этой температуре.

Решение: Для этой реакции ∆_rn = 0 , поэтому ∆_rU ≈ ∆_rH ≈ - 18,13 кДж

б) для реакции С(графит) + 2 Н₂(г.) = СН₄(г.) Q_p = - 74,85 кДж (Т = 298 К).

Определить изменение внутренней энергии ∆_rU при этой температуре.

Решение: Для этой реакции ∆_rn = n_прод. – n_реаг_.= 1 – 2 = - 1;

∆_rU = ∆_rН - ∆_rnRT = - 74,85 + 1∙8,31∙298∙10^-3 = - 72,32 кДж.

Из соотношений Q_v = ∆U; Q_p = ∆H следует, что тепловые эффекты Q_p и Q_v являются функциями состояния, которые не зависят от пути процесса, а зависят от начального и конечного состояний системы. Это – основной закон термохимии – закон Гесса.
Пример 4: Известны тепловые эффекты реакций:

1) Fe(тв.) + ½ O₂(г.) = FeO(тв.) Q_p¹⁾ = - 264,85 кДж;

2) 2 FeO(тв.) + ½ O₂(г.) = Fe₂O₃(тв.) Q_p²⁾ = - 292,50кДж

Определить тепловой эффект реакции:

3) 2 Fe(тв.) + 3/2 O₂(г.) = Fe₂O₃(тв.)

Решение: Согласно закону Гесса, тепловой эффект реакции не зависит от пути ; поэтому можно, комбинируя реакции 1) и 2) получить реакцию реакцию 3):

3) = 2∙1) + 2):

2 Fe(тв.) + O₂(г.) = 2 FeO(тв.)

+ 2 FeO(тв.) + ½ O₂(г.) = Fe₂O₃(тв.)

2 Fe(тв.) + 3/2 O₂(г.) = Fe₂O₃(тв.)

Комбинируя таким же образом тепловые эффекты реакций 1) и 2), можно получить тепловой эффект реакции 3):

Q_p³⁾ = 2∙ Q_p¹⁾ + Q_p²⁾ = - 2∙264,85 - 292,50 = - 822,2 кДж.

Определённый независимо тепловой эффект реакции 3) Q_p³⁾ = - 822,2 кДж.

Необходимо отметить:

В термохимических уравнениях важно указывать агрегатные состояния веществ, т.к. от этого зависит величина теплового эффекта.
Обычно в термохимии фигурируют Q_p, т.е. ∆_rН и теплоту химической реакции при постоянном давлении называют просто «энтальпией реакции».

Таким образом, закон Гесса позволяет вычислить тепловой эффект реакции ∆_rН без его непосредственного измерения, если известны энтальпии реакций, комбинированием которых может быть представлена нужная реакция.
Пример 5: Практически невозможно измерить тепловой эффект ∆_rН реакции: С(графит) → С (алмаз), хотя этот процесс осуществляется в промышленных масштабах, но при сверхвысоких давлениях, которые не выдержит ни один калориметр. Однако с большой точностью можно измерить теплоты их сгорания:

1) С(графит) + О₂(г.) = СО₂(г.) ; ∆_rН₁ = - 393,1 кДж

– 2) С(алмаз) + О₂(г.) = СО₂(г.); ∆_rН₂ = - 395,0 кДж

Вычитая 2) из 1), получаем: С(графит) = С(алмаз); ∆_rН = ∆_rН₁ - ∆_rH₂ = 1,9 кДж.
Стандартная энтальпия реакции

Энтальпия реакции – изменение энтальпии в ходе химической реакции.

За стандартное состояние компонентов химической реакции принимается:

1. Для компонентов, находящихся в газовой фазе – парциальное давление равно 1 атм.

2. Для компонентов, находящихся в жидких растворах – концентрация равна 1 моль/л.

3. Для фаз постоянного состава – индивидуальное вещество.

Термодинамические функции, относящиеся к стандартному состоянию, обозначают надстрочным индексом “0”. Энтальпию реакции между веществами, находящимися в стандартном состоянии при температуре Т называют стандартной энтальпией реакции и обозначают ∆_rН⁰_T.

Стандартная энтальпия образования соединения. ∆Н_f⁰(Y_i) – это тепловой эффект реакции ∆_rН⁰, приводящей к образованию 1 моля соединения из простых веществ в типичных агрегатных состояниях и аллотропных модификациях. Например, типичное агрегатное состояние хлора (Cl₂) – это газ, а типичная аллотропная модификация углерода С_тв – это графит. Стандартные энтальпии образования веществ при температуре 298 К (∆Н^о_f_,298) приведены в справочных таблицах. Стандартные энтальпии образования простых веществ по определению равны нулю.

Исходя из ∆H^o_f при Т = 298 К для всех компонентов, стандартная энтальпия химической реакции может быть рассчитана как:

∆_rH^о ₂₉₈= Σ b_j∙∆H^o_f_,298(B_j) - Σa_i∙∆H^o_f_,298(A_i)
Зависимость ∆_rH^o от температуры

Для расчёта энтальпии реакции при другой температуре требуется знание стандартных теплоёмкостей всех компонентов реакции C^o_p (для Т = 298 К приведены в справочных термодинамических таблицах). В общем случае С⁰_р зависит от температуры,. В данном курсе мы будем использовать приближение С⁰_р = const. По определению молярная теплоёмкость при постоянном давлении: dH^o/dT = C^o_p,

а d(∆_rH^o)/dT = ∆_rC^o_p, где ∆_rC^o_p = Σb_j∙C^o_p_,_j - Σa_i∙C^o_p_,_i;

Тогда значение стандартной энтальпии реакции при температуре Т (после интегрирования от 298 до Т):

∆_rH^o_T = ∆_rH^o₂₉₈ + ∆_rC^o_p(T – 298) закон Кирхгофа
Пример 6: Найти тепловой эффект (∆_rH^o_Т ) реакции:

Fe₂O₃(тв.) + 3 CO(г.) = 2 Fe(тв.) + 3 CO₂(г.)

а) при Т = 298 К;

б) при Т = 500 К, считая, что ∆_rC^o_p не зависит от температуры.

Решение:

Fe₂O₃(тв.) + 3 CO(г.) = 2 Fe(тв.) + 3 CO₂(г.)

∆H^o_f_,298 - 823,0 - 110,6 0 - 394,0 кДж/моль

C^o_p_,298 103,76 29,14 24,98 37,11 Дж/моль∙К
а) ∆_rH^o₂₉₈ = 3∙(- 394,0) – (- 823,0) - 3∙(-110,6) = - 27, 2 кДж.

б) ∆_rC^o_p_,298 = 3∙37,11 + 2∙24,98 - 3∙29,14 – 103,76 = 90,09 Дж/К

∆_rH^o₅₀₀ = ∆_rH^o₂₉₈ + ∆_rC^o_p_,298(500 – 298) = - 27,2 + 90,09∙202∙10^-3 = - 9,00 кДж
Задачи.
6.5. Определить тепловой эффект Q_p реакции

С (графит) + Н₂О (г.) = СО (г.) + Н₂(г.)

из тепловых эффектов реакций:

1) С (графит) + О₂(г.) = СО₂(г.), Q_p = –394,6 кДж;

2) СО (г.) + 0,5О₂(г.) = СО₂(г.), Q_p = –282,6 кДж;

3) Н₂(г.) + 0,5О₂(г.) = Н₂О (г.), Q_p = –241,6 кДж.
6.6. В реакции Zn (тв.) + H₂SO₄(р-р) = ZnSO₄(р-р) + Н₂(г.), проведенной в изолированной системе (калориметрической бомбе) при 298 К, на 1 моль Zn выделилось 143 кДж теплоты. Рассчитать энтальпию реакции.
6.7. Для газофазной реакции 3А + хВ = 2С, протекающей при температуре 727 °С, тепловые эффекты Q_v= 9,11 кДж и Q_p = –15,82 кДж. Определить стехиометрический коэффициент х.
6.8. Для реакции N₂(г.) + 3H₂(г.) = 2NH₃(г.) тепловой эффект _rH⁰₂₉₈ = –91,88 кДж. Определить стандартную энтальпию образования аммиака H⁰_f_{, 298}(NH₃).
6.9. Используя необходимые справочные данные, найти тепловой эффект Q_p(Т = 298 К) реакции Р₄О₁₀(тв.) + 6СаО (тв.) =2Са₃(РО₄)₂(тв.), если для взаимодействия с 16,8 г СаО было взято стехиометрическое количество Р₄О₁₀.
6.10. Вычислить стандартную энтальпию образования Na₂O H⁰_f_, 298(Na₂O), используя необходимые справочные данные и тепловые эффекты реакций при 298 К:

1) Na (тв.) + Н₂О (ж.) = NaOH (р-р) + 0,5Н₂(г.), Q_p = –185,05 кДж;

2) Na₂О (тв.) + Н₂О (ж.) = 2NaOH (р-р), Q_p = –237,94 кДж.
6.11. Вычислить H⁰_f_,298бензола С₆Н₆(ж.) и ацетилена С₂Н₂(г.), используя энтальпии их сгорания и другие необходимые справочные данные. Сравнить полученные значения со справочными величинами.

6.12. Вычислить стандартные изохорный (_rU⁰₂₉₈)иизобарный (_rH⁰₂₉₈) тепловые эффекты реакций при 298 К:

а) СаС₂(тв.) + 2Н₂О (ж.) = Са(ОН)₂(тв.) + С₂Н₂(г.);

б) 6Na₂O (тв.) + Р₄О₁₀(тв.) = 4Na₃PO₄(тв.).
6.13. Рассчитать стандартную энтальпию реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃ при температуре 900 К _rH⁰₉₀₀, используя следующие приближения:

а) _rH⁰ не зависит от температуры;

б) С⁰_р не зависят от температуры.
6.14. Определить _rH⁰₅₀₀реакций:

а) СН₃ОН (г.) + 1,5О₂(г.) = СО₂(г.) + 2Н₂О (г.);

б) 2NaOH (тв.) + СО₂(г.) = Na₂CO₃(тв.) + Н₂О (г.),

считая, что теплоемкости реагентов и продуктов не зависят от температуры.
Стандартная энтропия реакции

Стандартная энтропия реакции ∆_rS^o₂₉₈ рассчитывается из стандартных энтропий компонентов реакции при Т = 298 К, приведённых в справочных термодинамических таблицах: ∆_rS^o₂₉₈ = Σb_j∙S^o₂₉₈(B_j) - Σa_i∙S^o₂₉₈(A_i).

Зависимость стандартной энтропии реакции от температуры определяется формулой:

∆_rS^o_Т = = ∆_rS^o₂₉₈+ ∆_rC^o_p_,298∙ln(T/298).
Пример 7: Рассчитать стандартную энтропию реакции:

СН₄(г.) + 2 О₂(г.)= СО₂(г.) + 2 Н₂О(ж.);

а) при Т = 298 К (∆_rS^o₂₉₈)

б) при Т = 596 К (∆_rS^o₅₉₆), считая, что ∆_rC^o_p не зависит от температуры:

Решение:

СН₄(г.) + 2 О₂(г.)= СО₂(г.) + 2 Н₂О(ж.);

S^o₂₉₈ 186,27 205,04 213,66 69,95 Дж/моль∙К

С⁰_р,298 35,71 29,37 37,1 75,30 Дж/моль∙К
а) ∆_rS^o₂₉₈ = 213,66 + 2∙69,95 – 186,27 - 2∙205,04 = - 242,79 Дж/К.

б) ∆_rS^o₅₉₆ = ∆_rS^o₂₉₈+ ∆_rC^o_p_,298∙_∙ln(596/298);

∆_rC^o_p_,298 = 2∙75,30 + 37,11 - 2∙29,37 – 35,71 = 93,26 Дж/К

∆_rS^o₅₉₆ = - 242,79 + 93,26∙ln2 = - 178,15 Дж/К.
Задачи.
6.15. Рассчитать стандартную энтропию при 298 К (_rS⁰₂₉₈) для реакций:

а) СО (г.) + Н₂О (г.) = СО₂(г.) + Н₂(г.);

б) Н₂(г.) = 2Н (г.);

в) Fe₂O₃(тв.) + 2Al (тв.) = 2Fe (тв.) + Al₂O₃(тв.);

г) N₂(г.) + 3Н₂(г.) = 2NH₃(г.).

Можно ли было без расчетов предсказать знак _rS⁰ для этих реакций?
6.16. Рассчитать стандартную энтропию реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃ при температуре 900 К, используя следующие приближения:

а) _rS⁰ не зависит от температуры;

б) С⁰_р не зависят от температуры.
6.17. На какую величину изменится стандартная энтропия изохорного процесса диссоциации двухатомного газа при увеличении абсолютной температуры в 2 раза? Вкладом колебательной составляющей теплоемкости пренебречь.
6.18. Определить отношение термодинамических вероятностей для 1 моля Н₂О (ж.) и 1 моля Н₂О (г.) при 100 °С.
Стандартная энергия Гиббса реакции
Определим функцию состояния – энергию Гиббса

G = H – TS,

которая выражается через известные функции – энтальпию (Н) и энтропию (S).

G – фундаментальная функция состояния, изменение которой в результате протекания химической реакции, позволяет определить направление процесса и состояние равновесия.

Аналогично понятиям энтальпия реакции и энтропия реакции вводится энергия Гиббса реакции ∆_rG . Величины стандартных энергий Гиббса образования веществ при Т = 298 ^оК ∆G^o_f_,298 приведены в справочных таблицах. Стандартные энергии Гиббса образования простых веществ, как и энтальпии их образования, приняты равными нулю. Стандартную энергию Гиббса реакции можно рассчитать, используя стандартные энергии Гиббса образования реагентов и продуктов реакции:

∆_rG^о₂₉₈ = Σb_j∙∆G^o_f_,298(B_j) – Σa_i∙∆G^o_f_,298(A_i)

Из определения энергии Гиббса следует:

∆_rG^o_T = ∆_rH^o_T – T∙∆_rS^o_T.

Это уравнение позволяет рассчитать стандартную энергию Гиббса реакции при любой температуре Т из значений ∆_rH^o_T и ∆S^o_T.
Пример 8: Рассчитать стандартную энергию Гиббса реакции при Т = 298 К: ZnO(тв.) + CO(г.) = Zn(тв.) + CO₂(г.)

Решение: Выпишем справочные данные:

ZnO(тв.) + CO(г.) = Zn(тв.) + CO₂(г.)

∆G^o_f,298-318,10 - 137,15 0 - 394,37 кДж/моль

∆_rH^o_f,298- 348,11 - 110,53 0 - 393,51 кДж/моль

S^o₂₉₈ 43,51 197,55 41,63 213,66 Дж/моль∙К
∆_rG^o₂₉₈ = - 394,37 + 0 – (- 137,15) – (- 318,10) = 60,88 кДж

Тот же результат можно получить, рассчитав ∆_rH^o₂₉₈ и ∆_rS^o₂₉₈:

∆_rH^o₂₉₈ = - 393,51 + 0 – (-110,53) – (- 348,11) = 65,13 кДж;

∆_rS^o₂₉₈ = 213,66 + 41,63 – 197,55 – 43,51 = 14, 23 Дж/К;

∆_rG^o₂₉₈= ∆_rH^o₂₉₈ – Т∙∆_rS^o₂₉₈ = 65,13 – 298∙10^-3∙14,23 = 60,88 кДж.
Пример 9: Рассчитать стандартную энергию Гиббса реакции из примера 8 при Т = 600 К (∆_rG^o₆₀₀), если ∆_rC^o_р,Т ≈ ∆_rC^o_р,298

Решение: ∆_rG^o₆₀₀ = ∆_rH^o₆₀₀- 600∙∆_rS^o₆₀₀.

Для расчёта стандартных энтальпии и энтропии реакции при Т = 600 К необходимы значения стандартных изобарных теплоёмкостей компонентов реакции (справочные данные):

ZnO(тв.) + CO(г.) = Zn(тв.) + CO₂(г.)

С^o_p_,298 40,25 29,14 25,44 37,11 Дж/моль∙К
∆_rC^o_р_,298 = 37,11 + 25,44 – 29,14 – 40,25 = - 6,84 Дж/К.

∆_rH^o₆₀₀= ∆_rH^o₂₉₈ + ∆_rC^o_р_,298(600 – 298) = 65,13 – 6,84∙302∙10^-3 = 63,06 кДж;

∆_rS^o₆₀₀ = ∆_rS^o₂₉₈ + ∆_rC^o_р_,298∙ln(600/298) = 14,23 – 6,84∙0,7 = 9,44 Дж/К;

∆_rG^o₆₀₀ = 63,06 – 600∙10^-3∙9,44 = 57,4 кДж.
Задачи.
6.19. Вычислить стандартную энергию Гиббса образования СН₃СООН (г.) (G⁰_f_,298), используя H⁰_f_,298 и S⁰₂₉₈, и сравнить ее с табличной величиной.
6.20. Рассчитать стандартную энергию Гиббса реакции (_rG⁰_T) N₂ + 3H₂ = 2NH₃:

а) при Т = 298 К;

б) при Т = 900 К, используя следующие приближения:

1) _rH⁰ и _rS⁰ не зависят от температуры;

2) С⁰_р не зависят от температуры.
6.21. Вычислить стандартную энергию Гиббса (_rG⁰_Т) реакций:

а) ZnS (тв.) + 3/2 O₂(г.) = ZnO (тв.) + SO₂(г.);

б) ZnS (тв.) + Н₂(г.) = Zn (тв.) + Н₂S (г.);

в) ZnO (тв.) + СO (г.) = Zn (тв.) + СO₂(г.);

г) ZnO (тв.) + С (графит) = Zn (тв.) + СO (г.):

1) при температуре 298 К;

2) при температуре 600 К, считая, что _rс⁰_р не зависит от темпе-ратуры.
6.22. Для процесса А₂(г.) = 2А (г.) определить стандартную энергию Гиббса при температуре 1 000 К, если известно, что _rU⁰₂₉₈ = 200 кДж и _rS⁰₂₉₈= 100 Дж/К.
Фазовые переходы
Для фазовых переходов типа:

А(тв) = А(ж) или А(ж) = А(г)

при температуре фазового перехода (Т_фп)

S_фп = H_фп/T_фп.

В этом случае H_фп = S_фпТ_фп, т.е. G_фп = 0 при температуре фазового перехода. Если температура отличается от Т_фп, то эту формулу использовать нельзя.
Пример 10: Рассчитать изменение энтропии 1000 г воды в результате ее замерзания при t = - 5C. Молярная теплота плавления льда H_пл = 6008 Дж/моль. Молярная теплоемкость льда и воды: С_р(Н₂О_тв) = 34,7, С_р(Н₂О_ж) = 75,3 Дж/(Кмоль).

Решение: Процесс кристаллизации воды при - 5^о С можно представить в виде последовательных процессов:

1) Нагревание жидкой (переохлажлённой) воды от -5С до температуры кристаллизации (0С).

2) Кристаллизация воды при 0С.

3) Охлаждение льда от 0 до - 5С.

1) S₁ = nC_p_,_ж ln(273/268) =

Дж/К

2) S₂ = nH_кр/Т_кр =

= -1223 Дж/К.

Следует учесть, что при кристаллизации теплота выделяется, а при плавлении поглощается.

3) S₃ = nC_p_,_тв ln(268/273) =

Дж/К.

Так как энтропия функция состояния, общее изменение энтропии равно сумме трех слагаемых:

S = S₁ + S₂ + S₃ = -1181 Дж/К.
Задачи.
6.23. Рассчитать энтальпию плавления вещества А при температуре плавления 500 К (Н⁰_пл.,500), если S⁰₅₀₀(A_тв.) = 26,8Дж/мольК и S⁰₅₀₀(A_ж.) = 36,8 Дж/мольК.
6.24. При плавлении 0,1 моля твердого вещества Б при нормальной температуре плавления Т_пл. = 300 К поглощается 6 кДж теплоты. Определить стандартную энергию Гиббса плавления 1 моля Б при 400 К. В расчетах принять, что теплоемкости С⁰_р(Б_тв.) = 25 Дж/мольК и С⁰_р(Б_ж.) = 30Дж/мольК, не зависят от температуры.
6.25. Стандартная энтальпия плавления циклогексана при температуре плавления 6,2 °С равна 2,6 кДж/моль. Оценить разность молярных стандартных энергий Гиббса образования жидкого циклогексана и твердого циклогексана при: а) 0 °С; б) 10 °С.
6.26. Рассчитать S⁰₂₉₈ жидкого олова, если известно, что стандартная энтальпия плавления олова при температуре плавления 505 К равна 7,03 кДж/моль, а С⁰_р,298(Sn_ж.) = 35,00 Дж/мольК. Температурной зависимостью теплоемкости пренебречь.
6.27. Вычислить температуру кипения TiCl₄, если известно, что при увеличении температуры от 298 К до Т_кип. энтропия и энтальпия испарения уменьшаются на 15,8 Дж/К и 5,54 кДж соответственно.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 17

	Программа академического бакалавриата профиль подготовки «Физическая химия» Монина Людмила Николаевна. Практикум по физико-химическому анализу. Учебно-методический комплекс. Рабочая программа для студентов...		Методические рекомендации об особенностях преподавания предмета «Физическая культура» Образовательной целью учебного предмета «Физическая культура» является формирование физической культуры личности учащегося в процессе...
	Программа Утверждена на заседании Вступительного экзамена «общая химия» в магистратуру по направлению «химия» по программе «органическая химия»		Рабочая программа по курсу «химия» 11 класс
	Сборник практических заданий, тестов, деловых игр по курсу «Маркетинг» Сборник практических заданий, тестов, деловых игр по курсу «Маркетинг» / Сост. Е. Б. Старикова, И. С. Чиповская. Владивосток: Изд-во...		Ю. А. Медведев сборник задач и упражнений по информационно-справочной правовой системе Сборник задач и упражнений по информационно-справочной правовой системе: практикум по информатике для юристов
	Решение химических задач Содержание: умк по дисциплине в. Од 10 Решение химических задач для студентов направления подготовки 050100 (44. 03. 05) Педагогическое...		Конкурса История, правоведение, обществознание, экономика, география, иностранный язык, литература, русский язык, химия, физика, математика,...
	Методические указания к выполнению лабораторных работ по курсу «Аналитическая... Методические указания предназначены для выполнения лабораторного практикума в соответствии с программой курса «Аналитическая химия»...		О ведении классного журнала санкт-петербург 2015 /2016уч г Этот приказ регламентирует проведение инструктажа на уроках по предметам учебного плана (физика, химия, биология, физическая культура,...

Сборник задач к курсу «Физическая химия»

Похожие: