Уравнение реакции для которой энтропия увеличивается имеет вид 2ch4 г c2h2 г 3h2 г

Видео:Химия | Тепловой эффект химической реакции (энтальпия)Скачать

Вычисление значений энтальпии, энтропии и энергии Гиббса химических реакций

Видео:Энтропия. 10 класс.Скачать

Изменение энтропии для химических процессов

Задача 55.
Вычислите изменение энтропии для химических процессов, протекающих по уравнениям:
a) 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г);
б) 2H₂S_(г) + 3O_2(г) = 2SO_2(г) + 2H₂O_(ж).
Решение:
Согласно 3-му следствию из закона Гесса, изменение энтропии химического процесса (ΔS°) определяется как разность сумм энтропий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Расчет энтропии будем вести по формуле Гесса:

a) 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г)
Для этой реакции составaим уравнение расчета изменения энтропии в стандартных условиях:

По табличным данным установим значения энтропий (S°) участников процесса (Дж/моль·К):

Подставив найденные значения энтропий в искомое уравнение, и произведя расчеты, получим:

ΔS° = (2 · 240,2) – [(2 · 210,6) + 205,0] = -145,8 Дж/(моль·К).

Заметим при этом, что отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует о невозможности осуществления указанного процесса самопроизвольно в стандартных условиях.

б) 2H₂S_(г) + 3O_2(г) = 2SO_2(г) + 2H₂O_(ж).
Для этой реакции составим уравнение расчета изменения энтропии в стандартных условиях:

ΔS° = [2 · S0SO2(г) + 2 · S0H2O(ж)] – [2 · S0H2S(г) + 3S°O_2(г)].

По табличным данным установим значения энтропий (S0) участников процесса (Дж/моль·К):

Подставив найденные значения энтропий в искомое уравнение, и произведя расчеты, получим:

ΔS° = [(2 · 248,1) + (2 . 70,1)] – [(2 · 205,7) + (3 · 205,0)] = -390,0 Дж/(моль·К).

Таким образом, отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует о невозможности осуществления указанного процесса самопроизвольно в стандартных условиях.

Вычисление энтальпии реакции

Задача 56.
Экспериментально установлено, что при взаимодействии 2,3 г натрия с водой выделяется 14,0 кДж теплоты. Вычислите энтальпию реакции.
Решение:
m(NaOH) = 2,3 г;
М(NaOH) = 46 г/моль;
Q = 14,0 кДж.
Уравнение реакции:

_{2,3 г 14,0 кДж}
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂; ΔH = ?
2* 43 г
Вычисляем энтальпию реакции из пропорции, получим:

2,3 г — 14,0 кДж
46 г —- х кДж
х = (46 . 14)/2,3 = 280 кДж.
ΔH = 280 кДж.

Можно проверить, используя табличные данные и следствие из закона Гесса, получим:

∆H°(Н₂О) = -285,8 кДж;
∆H°(NaOH) = -425,6 кДж.
∆H° = [2∆H°(NaOH) — 2∆H°(Н₂О)] = 2(-425,6) — 2(-285,8) = 280 кДж.

Задача 57.
1. Определить энтальпию образования CaHPO_4(к), если термохимическое уравнение реакции имеет вид:
2Ca(OH)_2(к) + P₂O_5(к) = 2CaHPO_4(к) + H₂O_(г); ∆H = –1587 кДж.
Решение:
∆H°Cа(OН)_2(к) = -985,1 кДж/моль;
∆H°Р₂О_5(к) = -1507,2 кДж/моль;
∆H°Н₂О_(г) = -241,81 кДж/моль;
∆H°CаНРО_4(к) = ?
Согласно 2-му следствию из закона Гесса, изменение энтальпии химического процесса (ΔН°) определяется как разность сумм энттльпий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Расчет энтальпии реакции получим:

Ответ: ∆H°CаНРО_4(к) = -23713 кДж/моль.

Р.S. Слишком большое расхождение с табличными данными (-1808,6 кДж/моль) указывает на то, что ∆H° = –1587 кДж, указанное значение в условии задачи, иное (-381,6 кДж/моль).

Определение температуры наступления равновесия реакции

Задача 58.
При какой температуре наступит равновесие системы: CO(г) + 2H2(г) = CH3OH(ж)?
Решение:
∆H°CO_(г) = -110,52 кДж/моль;
∆H°CH₃OH_(ж) = -238,9 кДж/моль;
S°(СО) = 197,55 Дж/моль . К;
S°(Н₂) = 130,52 Дж/моль . К;
S°(СН₃ОН) = 126,78 Дж/моль . К.
1. Находим ∆H°х.р. для данной системы.
Согласно 2-му следствию из закона Гесса, изменение энтропии химического процесса (ΔН°) определяется как разность сумм энтропий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Расчет энтропии будем вести по формуле Гесса:

2. Находим ∆S°х.р. для данной системы
Согласно 3-му следствию из закона Гесса, изменение энтропии химического процесса (ΔS°) определяется как разность сумм энтропий продуктов реакции и реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Расчет энтропии будем вести по формуле Гесса:

∆S°х.р. = S°CH₃OH — S°CO – S°H₂;
∆S°х.р. = 129,78 – 197,55 – 130,52 =
= -331,81 Дж/(моль . К) = -0,33181 кДж/(моль . К).

3. Находим температуру равновесия системы
Для расчета температуры равновесия системы используем формулу: ∆G° = ∆H° — T∆S°.
В состоянии равновесия системы ∆G° = 0.
В этом случае — 0 = ∆H° — T∆S°.

Т = ∆H/∆S° = -128,38 кДж/моль/-0,33181 кДж/(моль . К) =
= 386,9 К.

Ответ: равновесие системы наступит при 386,9 К.

Определение направления химической реакции

Задача 59.
Дано уравнение: Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe. Вычислить тепловой эффект реакции, изменение стандартной энергии Гиббса при температуре 25 °С. В каком направлении будет протекать данная реакция?
Решение:
∆H°Fe₂O_3(к) = -822 кДж/моль;
∆H°Аl₂O_3(к) = -1675,7 кДж/моль;
S°Fe₂O_3(к) = 87 Дж/(моль . K);
S°Al₂O_3(к) = 50,9 Дж/(моль . K);
S°Fe_(к) = 164,4 Дж/(моль . K);
S°Al_(к) = 27,15 Дж/(моль . K).

1. Расчет энтальпии реакции получим:
∆Н(х.р.) = ∑∆Н(обр.прод.) — ∑∆Н(обр.исх.);
∆Н(х.р.) = [∆Н°Al₂O_3(к)] – [∆Н°Fe₂O_3(к)];
∆Н(х.р.) = (-1675,7) — [-822] = –853,7 кДж.

2. Расчет энтропии реакции получим:
∆S°(х.р.)= ∑S°(обр.прод.) — ∑S°(обр.исх.);
∆S°(х.р.) = [S°Al₂O_3(к) + S°Fe_(к)] — [S°Fe₂O_3(к) + S°Al_(к)];
∆S°(х.р.) = (50,9 + 164,4) – (87 + 27,15) = 101,15 Дж/(моль·К) = 0,10115 Дж/(моль·К).

Переведем температуру из шкалы Цельсия в шкалу Кельвина: Т = 273 + 25 = 298 К. Для расчета ∆G°(298) воспользуемся уравнением:

∆G°(298) = ∆H° – T∆S°;
∆G°(298) = –853,7 – 298·(0,10115) = -883,8427 кДж.

Ответ: ∆Н(х.р.) = –853,7 кДж; ∆G°(298) = -883,8427 кДж.

Расчет энергии Гиббса реакции образования беспорядочного клубка лизин

Задача 60.
В отсутствии денатурирующих агентов константа равновесия Кр реакции образования беспорядочного клубка лизина при 298 К и рН = 7 равна 7,8. Рассчитать ∆G° ₂₉₈ и оценить биологический аспект полученной величины.
Решение:
Рассчитаем ∆G°₂₉₈ из формулы ∆G° = –RTlnK, получим:

∆rG°₂₉₈ = –RTlnK = -[8,314 Дж/(моль . К) . 298 K . ln7,8] = -(8,314 . 298 . ln7,8) = -(8,314 . 298 . 2,054) = -5089 Дж/моль.

Так как ∆G° имеет отрицательное значение, (∆G°

Если ∆G° равно нулю (∆G° = 0), то реакция находится в равновесном состоянии.
Если ∆G° положительно (∆G° > 0), то реакция протекать самопроизвольно в прямом направлении не может. Однако обратная реакция идет самопроизвольно.

Видео:Решение задач на термохимические уравнения. 8 класс.Скачать

Please wait.

Видео:Как выучить Химию с нуля за 10 минут? Принцип Ле-ШательеСкачать

We are checking your browser. gomolog.ru

Видео:Экзо- и эндотермические реакции. Тепловой эффект химических реакций. 8 класс.Скачать

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

Видео:Что такое Энтропия?Скачать

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 7066236e7a966b38 • Your IP : 87.119.247.227 • Performance & security by Cloudflare

Видео:Тепловой эффект хим. реакции. Энтальпия. Закон Гесса. Капучинка ^-^Скачать

Энтропия. Энергия Гиббса

Понятие энтропии

Абсолютная энтропия веществ и изменение энтропии в процессах

Стандартная энтропия

Стандартная энтропия образования

Энергия Гиббса

Стандартная энергия Гиббса образования

Энтальпийный, энтропийный фактор и направление процесса

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Видео:Свободная энергия Гиббса. 10 класс.Скачать

Понятие энтропии

Энтропия S – функция состояния системы. Энтропия характеризует меру неупорядоченности (хаотичности) состояния системы. Единицами измерения энтропии являются Дж/(моль·К).

Видео:Энтальпия реакции. Решение задачи.Скачать

Абсолютная энтропия веществ и изменение энтропии в процессах

При абсолютном нуле температур (Т = 0 К) энтропия идеального кристалла любого чистого простого вещества или соединения равна нулю. Равенство нулю S при 0 К позволяет вычислить абсолютные величины энтропий веществ на основе экспериментальных данных о температурной зависимости теплоемкости.

Изменение энтропии в процессе выражается уравнением:

где S_(прод.) и S_(исх.) – соответственно абсолютные энтропии продуктов реакции и исходных веществ.

На качественном уровне знак S реакции можно оценить по изменению объема системы ΔV в результате процесса. Знак ΔV определяется по изменению количества вещества газообразных реагентов Δn_г. Так, для реакции

(Δn_г = 1) ΔV > 0, значит, ΔS > 0.

Видео:ВСЯ теория и ВСЕ качественные задачи по МКТ и Термодинамике для ЕГЭ 2024 по физикеСкачать

Стандартная энтропия

Величины энтропии принято относить к стандартному состоянию. Чаще всего значения S рассматриваются при Р = 101,325 кПа (1 атм) и температуре Т = 298,15 К (25 о С). Энтропия в этом случае обозначается S о ₂₉₈ и называется стандартной энтропией при Т = 298,15 К. Следует подчеркнуть, что энтропия вещества S (S о ) увеличивается при повышении температуры.

Видео:Обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Второй закон термодинамики. 10 класс.Скачать

Стандартная энтропия образования

Стандартная энтропия образования ΔS о _f,298 (или ΔS о _обр,298) – это изменение энтропии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии.

Видео:Закон Гесса. Энтальпия. ТермохимияСкачать

Энергия Гиббса

Энергия Гиббса G – функция состояния системы. Энергия Гиббса равна:

Абсолютное значение энергии Гиббса определить невозможно, однако можно вычислить изменение δG в результате протекания процесса.

Критерий самопроизвольного протекания процесса: в системах, находящихся при Р, Т = const, самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (ΔG

Видео:Энергия ГиббсаСкачать

Стандартная энергия Гиббса образования

Стандартная энергия Гиббса образования δG о _f,298 (или δG о _обр,298) – это изменение энергии Гиббса в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества пристутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Для простых веществ, находящихся в термодинамически наиболее устойчивой форме, δG о _f,298 = 0.

Видео:Обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Второй закон термодинамики. Практическая часть.10 класс.Скачать

Энтальпийный, энтропийный фактор и направление процесса

Проанализируем уравнение ΔG о _Т = ΔН о _Т — ΔТS о _Т. При низких температурах ТΔS о _Т мало. Поэтому знак ΔG о _Т определяется в основном значением ΔН о _Т (энтальпийный фактор). При высоких температурах ТΔS о _Т – большая величина, знак Δ G о _Т определяется и энтропийным фактором. В зависимости от соотношения энтальпийного (ΔН о _Т) и энтропийного (ТΔS о _Т) факторов существует четыре варианта процессов.

• • 1. Если ΔН о _Т о _Т > 0, то ΔG о _Т
    2. Если ΔН о _Т > 0, ΔS о _Т о _Т > 0 всегда (процесс не протекает ни при какой температуре).
    3. Если ΔН о _Т о _Т о _Т о /ΔS о (процесс идет при низкой температуре за счет энтальпийного фактора).
    4. Если ΔН о _Т > 0, ΔS о _Т > 0, то ΔG о _Т ΔН о / ΔS о (процесс идет при высокой температуре за счет энтропийного фактора).

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Примеры решения задач

Задача 1. Используя термодинамические справочные данные, вычислить при 298,15 К изменение энтропии в реакции:

Объяснить знак и величину ΔS о .

Решение. Значения стандартных энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

В данной реакции ΔV o _х.р.,298

Задача 2. Используя справочные термодинамические данные, рассчитать стандартную энтропию образования NH₄NO_3(к). Отличается ли стандартная энтропия образования NH₄NO_3(к) от стандартной энтропии этого соединения?

Решение. Стандартной энтропии образования NH₄NO₃ отвечает изменение энтропии в процессе:

Значения стандартных энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

Стандартная энтропия образования NH₄NO₃(к), равная — 609,06 Дж/(моль·К), отличается от стандартной энтропии нитрата аммония S о ₂₉₈(NH₄NO_3(к)) = +151,04 Дж/(моль·К) и по величине, и по знаку. Следует помнить, что стандартные энтропии веществ S о ₂₉₈ всегда больше нуля, в то время как величины ΔS 0 _f,298, как правило, знакопеременны.

Задача 3. Изменение энергии Гиббса реакции:

равно δG о ₂₉₈= –474,46 кДж. Не проводя термодинамические расчеты, определить, за счет какого фактора (энтальпийного или энтропийного) протекает эта реакция при 298 К и как будет влиять повышение температуры на протекание этой реакции.

Решение. Поскольку протекание рассматриваемой реакции сопровождается существенным уменьшением объема (из 67,2 л (н.у.) исходных веществ образуется 36 мл жидкой воды), изменение энтропии реакции ΔS о о ₂₉₈ реакции меньше нуля, то она может протекать при температуре 298 К только за счет энтальпийного фактора. Повышение температуры уменьшает равновесный выход воды, поскольку ТΔS о

Задача 4. Используя справочные термодинамические данные, определить может ли при 298,15 К самопроизвольно протекать реакция:

Если реакция не будет самопроизвольно протекать при 298,15 К, оценить возможность ее протекания при более высоких температурах.

Решение. Значения стандартных энергий Гиббса и энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

ΔG о _х.р.,298 > 0, следовательно, при Т = 298,15 К реакция самопроизвольно протекать не будет.

Поскольку ΔS о _х.р.,298 > 0, то при температуре Т>ΔН о /ΔS о величина ΔG о _х.р.,298 станет величиной отрицательной и процесс сможет протекать самопроизвольно.

Задача 5. Пользуясь справочными данными по ΔG о _f,298 и S о ₂₉₈, определите ΔH о ₂₉₈ реакции:

Решение. Значения стандартных энергий Гиббса и энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

ΔG о ₂₉₈ = ΔН о ₂₉₈ – ТΔS о ₂₉₈. Подставляя в это уравнение величины ΔН о ₂₉₈ и ТΔS о ₂₉₈, получаем:

ΔН о ₂₉₈ = –182,25× 10 3 + 298·(–302,94) = –272526,12 Дж = – 272,53 кДж.

Следует подчеркнуть, что поскольку ΔS о ₂₉₈ выражена в Дж/(моль× К), то при проведении расчетов ΔG 0 ₂₉₈ необходимо также выразить в Дж или величину ΔS 0 ₂₉₈ представить в кДж/(мольK).

Видео:Тепловой эффект реакции. ЗадачиСкачать

Задачи для самостоятельного решения

1. Используя справочные данные, определите стандартную энтропию образования ΔS о _f,298 NaHCO_3(к).

2. Выберите процесс, изменение энергии Гиббса которого соответствует стандартной энергии Гиббса образования NO_2(г):

Видео:Внутренняя энергия и энтальпия. 10 класс.Скачать

Пример расчета изменения энтропии химической реакции.

Используя абсолютные значения энтропии, вычислите изменение энтропии реакции образования этанола из простых веществ.

Решение. Запишем уравнение реакции образования этанола:

Для расчета изменения энтропии используют формулу:

346,65 Дж/моль×K.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Используя справочные данные о стандартных теплотах образования, стандартных энтропиях и стандартных энергиях образования Гиббса, рассчитайте для реакции своего варианта при 298 K тепловой эффект реакции ( ), изменение внутренней энергии ( ), изменение энтропии ( ), изменение энергии Гиббса ( ) двумя способами и значение константы равновесия.

1. Рассмотрите значение реакции и сделайте вывод о характере протекания реакции (эндотермическая или экзотермическая).

2. Рассмотрите смещение химического равновесия при увеличении температуры и давления.

3. Укажите, каким образом будет изменяться константа равновесия при увеличении температуры.

Полученные значения сравните с приведенными в табл. 1.3.

Т а б л и ц а 1.3

Варианты индивидуальных заданий

№ варианта	Уравнение реакции	, кДж/моль
H2(г) +CO2(г)=H2O(ж)+ CO(г)	20,00
H2(г) +CO2(г)=H2O(г)+ CO(г)	28,64
2H2(г) +CO(г)=CH3OH(г)	-26,20
3H2(г) +CO(г)=CH4(г)+H2O(г)	-142,37
2H2(г) +2CO(г)= CH4(г)+CO2(г)	-171,01
2H2O(г) +3CO(г) =CH3OH< г)+ 2CO2(г)	-83,48

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Известно, что многие химические реакции не доходят до конца, т. е. исходные вещества не расходуются полностью на образование продуктов реакции. В этом случае система находится в состоянии динамического равновесия, с течением времени при определенных условиях скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции. При неизменности внешних условий система находится в состоянии равновесия сколь угодно долго, при этом с термодинамической точки зрения соотношение концентраций исходных веществ и продуктов реакции поддерживается постоянным и отвечает минимальному значению свободной энергии Гиббса. Постоянство состава системы может служить признаком, достаточным для констатирования наступления равновесия, лишь для реакций, протекающих сравнительно быстро. Для реакций, протекающих с незначительной скоростью, состав смеси может оставаться постоянным продолжительное время и состояние равновесия оказывается кажущимся. Для установления равновесия необходимо воспользоваться вторым признаком равновесия — признаком его подвижности. Если система, находящаяся в состоянии равновесия, будет выведена из этого состояния под действием внешних факторов (температура, давление), то после прекращения этих воздействий она самопроизвольно должна вернуться в прежнее состояние. Однако, если этого не происходит, то система не достигла еще состояния равновесия. Поэтому состояние химического равновесия характеризуется двумя признаками: постоянством состава при данных внешних условиях и подвижностью. Состав равновесной смеси характеризуется тем, что в ней концентрации исходных веществ и продуктов реакции находятся в определенном соотношении, которое определяется константой равновесия.

Для реакции аА + вВ = еЕ + fF при равновесии скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции и константа равновесия (Кс) может быть представлена соотношением:

(2.1)

где С — равновесные мольные концентрации веществ; а, в, с, f — стехиометрические коэффициенты.

Константу равновесия можно выразить через равновесные парциальные давления компонентов системы:

(2.2)

Связь между Кр и Кс описывается уравнением Кр = Кс(RT)Dn.

Учение о химическом равновесии позволяет рассчитывать выход продуктов реакции и раскрывает возможности управления химическими процессами. Следует помнить, что равновесие системы может смещаться при изменении концентрации реагирующих веществ, давления и температуры, константа же равновесия зависит только от температуры. Данная зависимость описывается уравнением изобары (2.3) или изохормы (2.4) Вант-Гоффа:

	(2.3)
	(2.4)

где DrН0 — изменение энтальпии, DrU0 — изменение внутренней энергии системы.

Для химических реакций DrН0 и DrU0 соответствуют тепловому эффекту реакций соответственно при р = const и v = const. Знак теплового эффекта определяет зависимость константы равновесия от температуры. Если DrН0 > 0, то реакция эндотермическая, знак производной dlnKp/dT будет положительный, следовательно, с увеличением температуры константа равновесия эндотермической реакции возрастает. При этом равновесие может смещаться в сторону образования продуктов реакции.

Если принять, что тепловой эффект химической реакции не зависит от температуры,то уравнение Вант-Гоффа можно представить в интегральной форме (уравнения 2.5 и 2.6):

	(2.5)
	(2.6)

где В — постоянная интегрирования.

На основании уравнения (2.6) можно определить тепловой эффект реакции графическим методом, зная константы равновесия при 4 — 5 температурах (рис. 1).

tg (p — a) tg a = -tg (p — a) = — D rH0 = 2,3R tg (p — a) =- 2,3R tg a

Рис. 1. Зависимость lg Kp от обратной температуры.

Для определения направления протекания химической реакции при заданных значениях температуры и давления используют уравнение изотермы химической реакции (2.7):

(2.7)

где DrG — изменение изобарно-изотермического потенциала системы при реакции, , , , — исходные парциальные давления участников реакции, Кр — константа равновесия, выраженная через равновесные парциальные давления компонентов.

Если DrG реакции 0, то это не свидетельствует о том, что реакция не пойдет. Можно подобрать такое соотношение исходных парциальных давлений и концентраций, при которых DrG станет меньше нуля и реакция будет протекать самопроизвольно.

📽️ Видео

Энергетика химических реакцийСкачать

Задачи на ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ | Термохимические уравненияСкачать

Свободная энергия Гиббса и самопроизвольные реакции (видео 8) | Энергия| БиологияСкачать