Вычислите стандартную энтальпию образования fe2o3 исходя из трех термохимических уравнений

Видео:Как рассчитать стандартную энтальпию образования вещества | Физическая химияСкачать

Как рассчитать стандартную энтальпию образования вещества | Физическая химия

Расчет термодинамических величин (энтальпии, энтропии, энергии Гиббса) реакций восстановления оксидов железа

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

Химия | Тепловой эффект химической реакции (энтальпия)

Реакция восстановления железа оксида железа (3) водородом

Задача 14.
Вычислите ∆Hº, ∆Sº и ∆Gтº реакции, протекающей по уравнению:
Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)
Возможна ли реакция восстановления Fe2O3(к) водородом при 500 и 1000 К?
Решение:

1. Расчет энтальпии реакции

В химической реакции, протекающей по уравнению:

Тепловой эффект реакции (∆Нх.р.), исходя из следствия закона Гесса, равен сумме теплот образования ∆Нобр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

— теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю;
— теплота образования Н2О (г) равна -241,83 кДж;
— теплота образования Fe2O3(к) равна -822,10 кДж .

Исходя из указанных данных получим:

∆Нх.р.= 3(-241,83) – (-822,10) = -725,49 – (-822,10) = 96,61 кДж.

Ответ: ∆Нх.р.= 96,61 кДж

2. Расчет энтропии реакции

Изменение энтропии продуктов химической реакции, протекающей по уравнению:

Рассчитывается по формуле:

∆S°Fe(к) = 27,2 Дж/(моль . К);
∆S°Н2О (г)) = 188,72 Дж/(моль . К)
∆S° Fe2O3(к) = 89,96 Дж/(моль . К)
∆S° O/H2(г) = 130,59 Дж/(моль . К)

С учетом этих данных рассчитаем изменение энтропии реакции, получим:

∆S°х.р.= 2(27,2) + 3(188,72) – (89,96) + 3(130,59) = 620,56 — 481,73 = 138,83 Дж/(моль . К).

Ответ: ∆S°х.р.= 138,83 Дж/(моль . К)

3. Расчет термического потенциала или энергии Гиббса

Мерой химического сродства (∆G°) является убыль энергии Гиббса (изменение изобарно- термического потенциала или энергии Гиббса).

Убыль энергии Гиббса ∆G°х.р. в химической реакции:

вычисляем по формуле:

∆G°х.р. = ∆Н° — Т . ∆S°

∆G°х.р. = 96,61 – (298 . 0,3883 = 96,61- 41,37 = +55,24 кДж.

Ответ: ∆G°х.р. = +55,24 кДж

Т.к. ∆G°х.р. > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; при этих условиях пойдет обратная реакция — окисление железа (коррозия).

4. Определение температуры начала реакции восстановления Fe2O3 CO

∆Н = Т . ∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S = 96,61/0,13883 = 695,9 К.

5. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 500 К.

∆G 0 500 = 96,61-(500 . 0,13883) = +27,19 кДж.

Таким образом, ∆G при температуре 500 К составляет +27.19 кДж, т.е. ∆G > 0 и это означает, что реакция при 500 К. невозможна 1 .

6. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 1000 К

При температуре 1000 К находим ∆G 0 1000 аналогично:

∆G 0 1000 = 96,61 – (1000 . 0,13883 = 96,61 — 138,83 = -42,22 кДж. ∆G 0 1000 = -42,22 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (2) оксидом углерода (2)

Задача 15.
Подсчитайте значения ∆ Н, ∆ S, ∆ G рекции: FeO + CO = Fe + CO2, определите, при каких условиях она возможна?
Решение:
∆Н°(FeO) = -264,8 кДж/моль;
∆Н°(CO) = -110,5 кДж/моль;
∆Н°(CO2) = -393,5 кДж/моль;
∆S°(Fe) = 27,15 Дж/(моль К);
∆S°(FeO) = 60,8 Дж/(моль К);
∆S°(CO) = 197,5 Дж/(моль К);
∆S°(CO2) = 213,7 Дж/(моль К);
∆G°(FeO) = -244,3 кДж/моль;
∆G°(CO) = -137,1 кДж/моль;
∆G°(CO2) = -394,4 кДж/моль.

1. Рассчитаем ∆ Н ° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

∆Н°х.р. = ∆Н°(СO2) — [∆Н°(FeO) + ∆Н°(CeO)] = -393,5 — [(-264,8) + (-110,5)] = -393,5 — (-375,3) = -18,2 кДж/моль.

2. Рассчитать ∆S° реакции,получим:

Расссчитывается по формуле:

∆S°х.р. = [∆S°(CO2) + ∆S°(Fe)] — [∆S°(FeO) + ∆S°(CO)] = (213,7 + 27,15) — (60,8 + 197,5) = -17,45 Дж/(моль К).

Отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует об увеличении упорядоченности данной системы и, действительно, хотя в реакции объем газов не изменяется, но Fe значительно более устойчив чем FeO.

3. Рассчитаем G° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

Расчеты показали, что ∆G°х.р.

1 Примечание:
Поскольку изначальная температура, при которой начинается реакция по уравнению:
Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г), из вышеприведенных расчетов равна 695.9 К, то путем сравнения температур можно сразу определить, что при температуре 500 К реакция не пойдет, а при температуре выше 695.9, т.е. при 1000 К пойдет с получением продуктов согласно уравнению.

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

Решение задач на термохимические уравнения. 8 класс.

Примеры решения задач. Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования

Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования оксида железа (III), используя следующие термохимические уравнения:

2 Fe(т) + O2 (г) = 2FeO(т) , ∆H 0 1 = — 527,4 кДж (а)

Р е ш е н и е. 1) Записываем термохимическое уравнение образования оксида железа (III) из простых веществ:

где ∆H 0 3 – тепловой эффект этой реакции.

2) Для расчета ∆H 0 3 необходимо провести такую комбинацию уравнений (а) и (б), которая позволит получить уравнение реакции (в). На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать также, как с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (а) умножить на 2, а затем суммировать с уравнением (б): 4Fe + 2O2 + 4FeO + O2 = 4FeO + 2Fe2O3

3) Тепловые эффекты реакции являются составной частью термохимических уравнений, поэтому с ними проведем аналогичные преобразования:
2∙∆H 0 1 + ∆H 0 2 = ∆H 0 3

4) Рассчитываем ∆H 0 3 – тепловой эффект реакции (в):

∆H 0 3 = 2×(–527,4) + (–587,9) = –1054,8 – 587,9 = – 1642,7 кДж.

5) Определяем стандартную энтальпию образования Fe2O3 (∆H 0 f, 298).

Согласно уравнению (в) в результате реакции образуются 2 моль Fe2O3, поэтому

Правильность расчета проверяем, сравнивая полученное значение со справочными данными табл. 2.

Пример 2. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции восстановления оксида хрома (III) углеродом при 298К и 1500К.

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение этой реакции с указанием агрегатного состояния реагирующих веществ: Cr2O3 (т) +3C(т) = 2Cr(т) + 3CO(г)

2) Согласно условию задачи необходимо ответить на вопрос: будет ли данная реакция протекать в прямом направлении? Критерием направленности химической реакции является изменение энергии Гиббса, а условием самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является соотношение G

3) Определяем, будет ли данная реакция осуществляться при Т=298К, отвечающей стандартным условиям. Рассчитываем G по уравнению (6), которое для данной реакции имеет вид:

Для расчета используем значения ∆G 0 f, 298 приведенные в табл.2

Так как ∆G 0 f, 298 простых веществ Cr и С равны нулю, то уравнение упрощается:

G 0 298 = 3 моль×(-137,3 кДж/моль) – 1 моль×(-1046,8 кДж/моль)=
= -411,9 кДж + 1046,8 кДж = 634,9 кДж.

Вывод: G 0 298 > 0, поэтому в стандартных условиях невозможно самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении, т.е. при 298К невозможно восстановить Cr2O3 до Cr.

4) Выясняем, возможна ли данная реакция при 1500К. В условиях, отличающихся от стандартных, величина G 0 Т рассчитывается по уравнению (7):
GТ = ∆H 0 298 T×∆S 0 298. Рассчитаем тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, используя уравнение (3) и значения ×∆H 0 f, 298 из табл.2.

∆H 0 298 = 3 моль×(–110,5 кДж/моль) – 1 моль∙(–1141,0 кДж/моль) =
= −331,5 кДж + 1141,0 кДж = 809,5 кДж , ∆H 0 298 > 0
, значит реакция эндотермическая.

Определим изменение энтропии реакции при стандартных условиях. Для расчета используем уравнение (4) и значения S 0 298 из табл.2.

∆S 0 298 = (2 моль×23,8 Дж/моль∙К + 3 моль×197,4 Дж/моль∙К) – (1 моль
×81,1 Дж/моль∙К + 3 моль×5,7 Дж/моль∙К) = 639,8 – 98,2 = 541,6 Дж/К.

∆S 0 298 > 0, т. е. реакция сопровождается увеличением энтропии.

Рассчитаем энергию Гиббса химической реакции при Т = 1500К, т.е. величину G1500: G1500 = ∆H 0 298 1500×∆S 0 298 ,

G1500 = 809,5 кДж – 1500К×541,6 Дж/К = 809,5 кДж – 1500×541,6 Дж.

Как видно, члены этого уравнения имеют разную размерность, поэтому приводим их к одной размерности 1 Дж = 1∙10 -3 кДж и тогда имеем

G1500 = 809,5 – 1500×541,6/1000 = 809,5 – 812,4 = –2,9 кДж.

Вещество∆H 0 f 298S 0 298∆G 0 f, 298 Вещество∆H 0 f, 298S 0 298∆G 0 f, 298
Al (т)+23,3HCl(г)-92,3+187,6-95,3
Al2O3(т)-1677,0+50,9-1576,4H2S(г)-20,2+205,6-33,0
Al2(SO4)3(т)-3434,0+239,2-3091,9H2Se(г)+86,0+221,0+71,0
C(т)+5,7H2Te(г)+154,0+234,0+138,0
CO(г)-110,5+197,4-137,3Mg(т)+32,0
CO2(г)-393,0+214,0-394,0MgO(т)-601,2+26,9-569,6
Cl2(г)+223,0MgCO3(т)-1096+65,7-1029
CaO(т)-635,1+29,7-604,2MgCl2(т)-645,0+90,0-595,0
Ca(OH)2(т)-966,2+83,4-896,8N2(г)+191,5
CaCO3(т)-1206,0+92,3-1128,8NH3(г)-46,2+192,5-16,6
Cr(т)+23,8NO(г)+90,4+210,6+86,7
Cr2O3(т)-1141,0+81,1-1046,8NO2(г)+33,9+240,5+51,8
Cu(т)+33,0NH4Сl(т)-315,4+94,5-343,6
CuO(т)-156,0+43,0-127,0O2(г)+205,0
Fe(т)+27,2SO2(г)-296,9+248,1-300,4
Fe2O3(т)-821,3+90,0-741,0SO3(г)-395,2+256,2-370,4
H2(г)+130,6S(т)+31,9
H2O(г)-241,8+188,7-228,8Ti(т)+31,0
H2O(ж)-285,8+70,0-237,5TiCl4(г)-759,0+353,1-714,0

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Видео:Закон Гесса и изменение энтальпии реакцииСкачать

Закон Гесса и изменение энтальпии реакции

Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями

Здесь вы найдете примеры задач на вычисление таких термодинамических параметров как энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Определение возможности самопроизвольного протекания процесса, а также составление термохимических уравнений.

Видео:Термохимические реакции. Практическая часть - решение задачи. 9 класс.Скачать

Термохимические реакции. Практическая часть - решение задачи. 9 класс.

Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями

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

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

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:

При Т = 705,83 К 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)
ΔH298, кДж/моль — 1141 0 0 — 110,6
ΔS298, Дж/(моль×К) 81,2 5,7 23,6 197,7

Вычисления энергии Гиббса проводим согласно выражению:

Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции.

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Найдем энергию Гиббса при 1000 К

ΔG1000 > 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем энергию Гиббса при 3000 К

ΔG3000 ˂ 0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.

Задача 3. Определите тепловой эффект сгорания жидкого CS2(ж) до образования газообразных СО2 и SO2. Сколько молей CS2 вступят в реакцию, если выделится 700 кДж тепла?

Уравнение реакции сгорания жидкого сероуглерода следующее:

Тепловой эффект реакции вычислим подставляя справочные данные стандартных энтальпий веществ в выражение:

Т.е. при сгорании 1 моля сероуглерода выделяется 1075,1 кДж тепла

а при сгорании x молей сероуглерода выделяется 700 кДж тепла

Найдем х:

x = 700·1/1075,1 = 0,65 моль

Итак, если в результате реакции выделится 700 кДж тепла, то в реакцию вступят 0,65 моль CS2

Задача 4. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
1. FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CО2 (г); ΔH1 = -18,20 кДж;
2. СO (г) + 1/2O2 (г) = СO2 (г) ΔН2 = -283,0 кДж;
3. H2 (г) + ½ O2 (г) = H2O (г) ΔН3 = -241,83 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (II) водородом имеет следующий вид:

4. FeO (к) + H2 (г) = Fe (к) + H2O (г)

Чтобы вычислить тепловой эффект реакции необходимо применить закон Гесса, т.е. реакцию 4. можно получить, если сложить реакции 1. и 2. и вычесть реакцию 1.:

Таким образом, тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом равен

Задача 5. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:
С6Н6(ж) + 7½ О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(г) – 3135,6 кДж.
Вычислите теплоту образования жидкого бензола. Определите теплотворную способность жидкого бензола при условии, что стандартные условия совпадают с нормальными.

Тепловой эффект реакции равен:

В нашем случае ΔHр-ции = – 3135,6 кДж, найдем теплоту образования жидкого бензола:

Теплотворная способность жидкого бензола вычисляется по формуле:

М(бензола) = 78 г/моль

QТ = – 3135,6· 1000 / 78 = — 4,02·10 4 кДж/кг

Теплотворная способность жидкого бензола QТ = — 4,02·10 4 кДж/кг

Задача 6. Реакция окисления этилового спирта выражается уравнением:
С2Н5ОН(ж) + 3,0 О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж).
Определить теплоту образования С2Н5ОН(ж), зная ΔН х.р. = — 1366,87 кДж. Напишите термохимическое уравнение. Определите мольную теплоту парообразования С2Н5ОН(ж) → С2Н5ОН(г), если известна теплота образования С2Н5ОН(г), равная –235,31 кДж·моль -1 .

Исходя из приведенных данных, запишем термохимическое уравнение:

Тепловой эффект реакции равен:

Используя справочные данные теплот образования веществ, найдем теплоту образования С2Н5ОН(ж):

ΔH 0 C2H5OH(ж) = -277,36 кДж/моль

ΔH 0 парообразования = — 235,31 + 277,36 = 42,36 кДж/моль

Мы определили, что теплота образования С2Н5ОН(ж) равна

ΔH 0 C2H5OH(ж) = -277,36 кДж/моль

ΔH 0 парообразования = 42,36 кДж/моль

Задача 7. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция:
СО2 (г)2 (г) ↔ СО (г)2О (ж)?
Рассчитайте ΔG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной?

Рассчитаем ΔG данной реакции:

Для этого сначала определим ΔH и ΔS реакции:

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях

следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем при каких температурах данная реакция становится самопроизвольной.

В состоянии равновесия ΔGр-ции= 0, тогда

Задача 8. Рассчитав на основании табличных данных ΔG и ΔS, определите тепловой эффект реакции:
2 NO (г) + Cl2 (г) ↔ 2 NOCl(г).

При постоянных температуре и давлении, изменение энергии Гиббса связано с энтальпией и энтропией выражением:

На основании табличных данных рассчитаем ΔG и ΔS

ΔH = — 40,64 + 298 · (-121,04/1000) = — 76,7 кДж/моль

Тепловой эффект реакции ΔH = — 76,7 кДж/моль

Задача 9. 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

В реакции принимает участие 2 моль Al(т), тогда ΔGр-ции1 1 моля Al(т) равно

ΔG 0 р-ции 1 = -701,98 / 2 = -350,99 кДж/моль

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

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

Задача 10. Не прибегая к вычислениям, определите, какие знаки (>0, 0.

📺 Видео

Внутренняя энергия и энтальпия. Расчет энтальпии. Практическая часть. 10 класс.Скачать

Внутренняя энергия и энтальпия. Расчет энтальпии. Практическая часть. 10 класс.

Химическое равновесие. Константа равновесия. 10 класс.Скачать

Химическое равновесие. Константа равновесия.  10 класс.

Тепловой эффект реакции. ЗадачиСкачать

Тепловой эффект реакции. Задачи

Сетевая школа НИЯУ МИФИСкачать

Сетевая школа НИЯУ МИФИ

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

Как выучить Химию с нуля за 10 минут? Принцип Ле-Шателье

Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 3ч. 10 классСкачать

Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 3ч. 10 класс

Лабораторная работа 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ ХИМИЧЕСКОГО ПРОЦЕССАСкачать

Лабораторная работа 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ ХИМИЧЕСКОГО ПРОЦЕССА

Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 1ч. 10 класс.Скачать

Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 1ч. 10 класс.

тепловой эффект реакции, используя изменение значений энтальпий задача термодинамикаСкачать

тепловой эффект реакции, используя изменение значений энтальпий задача термодинамика

ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать

ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 класс

Введение в титрование (видео 1)| Титриметрический анализ | ХимияСкачать

Введение в титрование (видео 1)| Титриметрический анализ | Химия

DL-система названий оптических изомеровСкачать

DL-система названий оптических изомеров

Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 2ч. 10 класс.Скачать

Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 2ч. 10 класс.

Химическое равновесие в промышленных процессах. 10 класс.Скачать

Химическое равновесие в промышленных процессах. 10 класс.

Равновесие в системе диоксида азота и его димерСкачать

Равновесие в системе диоксида азота и его димер
Поделиться или сохранить к себе: