задачи и контрольные вопросы к главам 5–7
1. Кислоты – вещества молекулярного строения.
2. В молекулах кислот атом Н связан с другими атомами ковалентной полярной связью.
3. Полярные молекулы воды разрывают полярную молекулу НСl. В растворе вместо нейтральной молекулы НСl оказываются гидратированные ионы Н + и Сl — :
Здесь знак аq (от лат. aquа – вода) означает молекулы воды, участвующие в гидратации ионов. Так же диссоциирует кислота HNO3. Кислотный оксид SO2 в воде образует сернистую кислоту H2SO3, которая распадается на ионы и является электролитом.
4. Практически все молекулы сильных кислот при растворении в воде распадаются на ионы. Слабые кислоты диссоциируют в меньшей степени. Это связано с полярностью связи водород–элемент в кислотах. Чем разбавленней кислота, тем выше степень ее диссоциации.
5. Кислоты – сильные электролиты: H2SO4, HNO3, HCl, HClO4, HBr, HI.
6. Любая кислота при диссоциации в воде в качестве катионов образует только Н + .
7. Молекулы бензола С6Н6 неполярные. Они не притягивают к себе ни атомы Н + , ни атомы Сl
— молекулы НСl, т.е. растворитель не способствует распаду молекулы НСl на ионы и диссоциация не происходит. А раз в растворе нет ионов, то он не проводит электрический ток.
8.
9. Силу кислородсодержащих кислот можно определить по их структурной формуле. Чем больше в формуле атомов О, не включенных в группы ОН, тем более сильным электролитом является кислота. Неустойчивые кислоты – такие, как Н2СО3, – слабые электролиты.
Слабые электролиты | Электролит средней силы | Сильные электролиты |
|
10. Определить присутствие кислоты в растворе можно с помощью индикаторов (от лат. indico – указываю, определяю). Фиолетовый лакмус в кислотах становится красным, оранжевый метилоранж тоже краснеет.
Переход окраски индикаторов в растворах кислот
(а – лакмус: синий
красный; б – метилоранж:
оранжевый
красный)
При взаимодействии многих кислот с мелом СаСО3 наблюдается выделение пузырьков газа СО2:
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2.
Кислоты растворяют металлы, например Zn и Fe, с выделением газообразных веществ.
11. Степень диссоциации =
(Н + )•100(%)/
(СН3СООН). Здесь
(СН3СООН) – количество вещества растворенной уксусной кислоты (в молекулярной и в диссоциированной формах). Поскольку
(Н + ) численно равно m(Н + ),
= 0,001 моль•100(%)/0,101 = 1%.
Ответ. = 1%.
12. Молярная концентрация ионов:
смол = (ионов)/V(р-ра).
Для 1 л раствора
смол ()= 0,3/1 = 0,3 моль/л.
Ответ. смол (Аl 3+ ) = 0,2 моль/л; смол () = 0,3 моль/л.
1. Молекулярное, ионное и сокращенное ионное уравнения реакций.
2.
3.
4.
5. Разбавленная серная кислота реагирует с K2S по типу реакции обмена (см. задание 4). Концентрированная H2SO4 окисляла бы сульфид-ион с образованием других продуктов (S или SO2).
|
Подтверждение состава газов, выделяющихся в реакциях
Реакция H2SO4 с NaCl в водном растворе не протекает из-за высокой растворимости HCl в воде. Необходимое условие для реакции – сухой NaCl и H2SO4 (конц.).
В двух последующих реакциях (задание 4) концентрация кислоты не сказывается на характере процесса.
6. а) 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4,
2OH — + Cu 2+ = Cu(OH)2;
б) 3AgNO3 + FeCl3 = 3AgCl + Fe(NO3)3,
Ag + + Cl — = AgCl;
в) Na2S + ZnCl2 = ZnS + 2NaCl,
S 2- + Zn 2+ = ZnS.
7.
Видео:Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.
Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.
Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать
Метод электронного баланса
В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .
В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):
Найдем степень окисления элементов:
Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.
3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления
Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления
Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:
- Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
- Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.
Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:
4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления
Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.
Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.
По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.
В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO3 2- → 5SO4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO4 2- — 5SO4 2- = 3SO4 2- .
Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:
Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты
6H + + 3O -2 = 3H2O
Окончательный вид уравнения следующий:
Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.
Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.
При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).
При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:
H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.
Пример 1.
Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.
1) Составить схему реакции:
Записать исходные вещества и продукты реакции:
2) Записать уравнение в ионном виде
В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
SO3 2- + MnO4 — + 2H + = Mn 2+ + SO4 2- + H2O
3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.
В приведенной реакции окислитель — MnO4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4 — , который, соединяясь с H + образует воду:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O
Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H +
4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя
Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:
MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления
5) Просуммировать обе полуреакции
Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:
2MnO4 — + 16H + + 5SO3 2- + 5H2O = 2Mn 2+ + 8H2O + 5SO4 2- + 10H +
Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:
2MnO4 — + 5SO3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO4 2- + 3H2O
6) Записать молекулярное уравнение
Молекулярное уравнение имеет следующий вид:
Пример 2.
Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4 — , а восстановителем SO3 2- .
В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + 2H2O + 3e — = MnО2 + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |3 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Пример 3.
Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.
В ионном виде уравнение принимает вид:
В щелочной среде окислитель MnO4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО4 2- . Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO4 — + e — = MnО2 |2 окислитель, процесс восстановления
SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |1 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.
Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции
Видео:Расстановка коэффициентов в химических реакциях: как просто это сделатьСкачать
Энергетика химических процессов. Энтальпия, законы термодинамики
» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>
Энергетика химических процессов
- 5.1. Общие понятия
- 5.2. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики
- 5.3. Энтальпия системы. Тепловые эффекты химических реакций
- 5.4. Термохимические расчеты
- 5.5. Химическое сродство. Энтропия химических реакций. Энергия Гиббса
- 5.6. Второй и третий законы термодинамики
Глава 5 . Энергетика химических процессов
Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.
5.1. Общие понятия. При протекании химических реакций изменяется энергетическое состояние системы, в которой идет эта реакция. Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами (р, Т, с и др.). При изменении параметров меняется и состояние системы. В термодинамике свойства системы рассматриваются при ее равновесном состоянии. Термодинамическое состояние системы называют равновесным в том случае, когда его термодинамические параметры одинаковы во всех точках системы и не изменяются самопроизвольно (без затраты работы) во времени. Термодинамика изучает переходы системы из одного состояния в другое. Но переходы должны осуществляться при термодинамическом равновесии с окружающей средой, т.е. очень медленно, а в идеале — бесконечно медленно. При этом могут изменяться все параметры состояния системы, либо некоторые параметры остаются без изменения. Если процессы перехода системы происходят при постоянстве каких-то параметров системы, то они называются:
а) изобарическими (р = const);
б) изохорическими (Т= const);
в) изотермическими (Т = const);
г) изобарно-изотермическими (р,T – const) и т.д.
Термодинамика изучает возможность или невозможность самопроизвольного перехода системы из одного состояния в другое и энергетические эффекты этих переходов. Скорость и механизм процессов перехода — это области химической кинетики.
5.2. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики. При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, — эндотермическими. Теплота реакции является, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание ее может иметь большое значение при определении условий протекания той или иной реакции.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы — закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии и на совершение работы А:
Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый закон термодинамики:
Уравнение означает, что теплота, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой.
Внутренняя энергия системы U — это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движений молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия — полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс:
где: U – изменение внутренней энергии системы при переходе из начального состояния U1 в конечное U2. Если U2 > U1, то U> 0.
Если U2 0 (Н2 > Н1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через H.
5.4. Термохимические расчеты. Термохимические расчеты основаны на законе Гесса, позволяющее рассчитать энтальпию химической реакции: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (Нx.p.) равен сумме теплот образования Нобр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:
Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС13 и хлороводород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.
Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также числовое значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Qp, равные изменению энтальпии системы Н. Значение Н приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния вещества: г — газообразное, ж — жидкое, к — кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.
Если в результате реакции выделяется теплота, то Н 1 /2О2= 2СО2(г)+3Н2О(ж); ∆Hх.р.= -1559,87 кДж
Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СO2(г) и Н2O(ж) (см. табл. 15).
Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях.
Обычно теплоту образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25° С (298 К) и 1,01310 5 Па и обозначают через.Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через Н. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид
исходя из следующих данных:
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) — на 3, а затем сумму этих уравнений вычитают из уравнения (а):
∆H =-1559,87-2(-393,51)-3(-285,84)= +84,67 кДж;
Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то .
К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:
Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю
Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением
Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что молярная теплота парообразования С2Н5OН(ж) равна +42,36 кДж, а теплоты образования С2Н5OН(г), СO2(г), Н2O(ж) см. табл. 15.
Решение. Для определения Н реакции необходимо знать теплоту образования С2Н5OН(ж). Последнюю находим из данных:
Вычисляем H реакции, применяя следствие из закона Гесса:
5.5. Химическое сродство. Энтропия химических реакций. Энергия Гиббса. Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.
Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая — с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.
Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п.— ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояний и не зависит от пути процесса:
Так как энтропия увеличивается с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка равна TS. Энтропия выражается в Дж/(моль.К).
Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TS). При р = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают G, можно найти из соотношения
где: величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса.
Мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (G), которая зависит от природы вещества, его количества и температуры.
Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому
Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения G. Если G 0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором G = 0 и H= TS.
Из соотношения G = H – TS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых H>0 (эндотермические). Это возможно, когда S>0, но |TS| > |H| и тогда G 0.
5.6. Второй и третий законы термодинамики. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии: AS > 0.
Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е.
справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа
частиц.
Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изолированной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением как энтропии, так и энтальпии.
В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но абсолютное значение энтропии. Это вытекает из высказанного в 1911 г. М. Планком постулата, согласно которому «при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю». Этот постулат получил название третьего закона термодинамики.
Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше при одинаковой температуре: в кристаллическом или парообразном?
Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше объема 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.
Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе
Решение. ВычислимΔG 0 298 прямой реакции. Значения ΔG 0 298соответствующих веществ приведены в табл. 16. Зная, что ΔG есть функция состояния и что ΔG для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим ΔG 0 298процесса:
∆G 0 298 = 2 (-137,27) +2 (0) – (-50,79-394,38) = +170,63 кДж
То, что ΔG 0 298> 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298К и давлении взятых газов равном 1,013 ∙ 10 5 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).
Стандартная энергия Гиббса образования ΔG 0 298некоторых веществ
Вещество | Состояние | ΔG 0 298, кДж/моль | Вещество | Состояние | ΔG 0 298, кДж/моль |
ВаСО3 | к | -1138,8 | FeO | к | -244,3 |
СаСО3 | к | -1128,75 | Н2О | ж | -237,19 |
Fе3O4 | к | -1014,2 | Н2O | г | -228,59 |
ВеСО3 | к | -944,75 | PbO2 | к | -219,0 |
СаО | к | -604,2 | СО | г | -137,27 |
ВеО | к | -581,61 | СН4 | г | -50,79 |
NaF | к | -541,0 | NO2 | г | +51,84 |
ВаО | к | -528,4 | NO | г | +86,69 |
СО2 | г | -394,38 | C2H2 | г | +209,20 |
NaCl | к | -384,03 | |||
ZnO | к | -318,2 |
Стандартные абсолютные энтропии ΔS 0 298 некоторых веществ
Вещество | Состояние | ΔS 0 298, Дж/(моль.К) | вещество | Состояние | ΔS 0 298,Дж/(моль.К) |
С | Алмаз | 2,44 | Н2O | г | 188,72 |
С | Графит | 5,69 | N2 | г | 191,49 |
Fe | к | 27,2 | NН3 | г | 192,50 |
Ti | к | 30,7 | СО | г | 197,91 |
S | Ромб | 31,9 | с2H2 | г | 200,82 |
TiO2 | к | 50,3 | O2 | г | 205,03 |
FeO | к | 54,0 | H2S | г | 205,64 |
H2O | ж | 69,94 | NO | г | 210,20 |
Fе2О3 | к | 89,96 | CO2 | г | 213,65 |
NH4C1 | к | 94,5 | C2H4 | г | 219,45 |
СН3ОН | ж | 126,8 | Cl2 | г | 222,95 |
Н2 | г | 130,59 | NO2 | г | 240,46 |
Fе3O4 | к | 146,4 | РС13 | г | 311,66 |
СН4 | г | 186,19 | PCl5 | г | 352,71 |
НС1 | г | 186,68 |
Пример 3. На основании стандартных теплот образования (см. табл. 15) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл.17) вычислите ΔS 0 298 реакции, протекающей по уравнению
Решение. ∆G 0 = ∆H 0 – TS 0 ; ∆H и ∆S – функции состояния, поэтому
∆Н 0 х.р.=∑ ∆Н 0 прод – ∑ ∆Н 0 исх ; ∆S 0 x.p.= ∑S 0 прод – ∑ S 0 исх
∆Н 0 х.р.=(-393,51+0) – (110,52 – 285,84) = +2,85 кДж
∆S 0 x.p.=(213,65+130,59)-(197,91+69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж/(моль∙К);
∆G 0 = +2,85 – 298 ∙ 0,07639 = – 19,91 кДж
Пример 4. Реакция восстановления Fе2О3 водородом протекает по уравнению
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S=0,1387 кДж/(мольК)? При какой температуре начнется восстановление Fе2О3?
Решение. Вычисляем ∆G 0 реакции:
∆G = ∆Н-Т∆S = 96,61 – 298 ∙ 0,1387 = +55,28 кДж
Так как ∆G > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой∆G=0:
Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fе2О3 Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.
Пример 5. Вычислите ∆H 0 , ∆S и ∆G 0 реакции, протекающей по уравнению
Возможна ли реакция восстановления Fе2О3 углеродом при 500 и 1000 К?
Решение. ∆H 0 xp и ∆S 0 xp находим из соотношений (1) и (2) (см. разделы «Энергетика химических процессов. Термохимические расчеты» и «Химическое сродство»):
∆Н 0 x.p.= [3(-110,52)+2 ∙ 0] – [- 822,10 + 3 ∙ 0] = -331,56+822,10 = +490,54 кДж
∆S 0 x.p.=(2 ∙ 27,2+3 ∙ 197,91) – (89,96+3 ∙ 5,69) = 541,1 Дж/(моль ∙ К)
Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения
🎥 Видео
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
25. Схема реакции и химическое уравнениеСкачать
Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать
Уравнения химический реакций на ОГЭ: как составлять без ошибок?Скачать
Уравнивание реакций горения углеводородовСкачать
Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Задачи на ВЫХОД ПРОДУКТА химической реакции | Расчет выхода продукта от теоретически возможногоСкачать
Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать
Как УРАВНИВАТЬ химические уравнения | Расстановка коэффициентов в химических реакцияхСкачать
ЭКЗО- и ЭНДО- термические реакции. Химия – ПростоСкачать
Химия | Тепловой эффект химической реакции (энтальпия)Скачать
Реакции замещенияСкачать
Расстановка коэффициентов в химических реакциях: как просто это сделатьСкачать
Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать
Экзо- и эндотермические реакции. Тепловой эффект химических реакций. 8 класс.Скачать
Габриелян О. С. 8 класс §30 "Реакции разложения".Скачать