- Реакция восстановления железа оксида железа (3) водородом
- 1. Расчет энтальпии реакции
- 2. Расчет энтропии реакции
- 3. Расчет термического потенциала или энергии Гиббса
- 4. Определение температуры начала реакции восстановления Fe2O3 CO
- 6. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 1000 К
- Реакция восстановления оксида железа (2) оксидом углерода (2)
- Примеры решения задач. Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования
- Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями
- Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями
- 💡 Видео
Видео:Химия | Тепловой эффект химической реакции (энтальпия)Скачать
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
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 298 | S 0 298 | ∆G 0 f, 298 | Вещество | ∆H 0 f, 298 | S 0 298 | ∆G 0 f, 298 |
| Al (т) | +23,3 | HCl(г) | -92,3 | +187,6 | -95,3 | ||
| Al2O3(т) | -1677,0 | +50,9 | -1576,4 | H2S(г) | -20,2 | +205,6 | -33,0 |
| Al2(SO4)3(т) | -3434,0 | +239,2 | -3091,9 | H2Se(г) | +86,0 | +221,0 | +71,0 |
| C(т) | +5,7 | H2Te(г) | +154,0 | +234,0 | +138,0 | ||
| CO(г) | -110,5 | +197,4 | -137,3 | Mg(т) | +32,0 | ||
| CO2(г) | -393,0 | +214,0 | -394,0 | MgO(т) | -601,2 | +26,9 | -569,6 |
| Cl2(г) | +223,0 | MgCO3(т) | -1096 | +65,7 | -1029 | ||
| CaO(т) | -635,1 | +29,7 | -604,2 | MgCl2(т) | -645,0 | +90,0 | -595,0 |
| Ca(OH)2(т) | -966,2 | +83,4 | -896,8 | N2(г) | +191,5 | ||
| CaCO3(т) | -1206,0 | +92,3 | -1128,8 | NH3(г) | -46,2 | +192,5 | -16,6 |
| Cr(т) | +23,8 | NO(г) | +90,4 | +210,6 | +86,7 | ||
| Cr2O3(т) | -1141,0 | +81,1 | -1046,8 | NO2(г) | +33,9 | +240,5 | +51,8 |
| Cu(т) | +33,0 | NH4Сl(т) | -315,4 | +94,5 | -343,6 | ||
| CuO(т) | -156,0 | +43,0 | -127,0 | O2(г) | +205,0 | ||
| Fe(т) | +27,2 | SO2(г) | -296,9 | +248,1 | -300,4 | ||
| Fe2O3(т) | -821,3 | +90,0 | -741,0 | SO3(г) | -395,2 | +256,2 | -370,4 |
| H2(г) | +130,6 | S(т) | +31,9 | ||||
| H2O(г) | -241,8 | +188,7 | -228,8 | Ti(т) | +31,0 | ||
| H2O(ж) | -285,8 | +70,0 | -237,5 | TiCl4(г) | -759,0 | +353,1 | -714,0 |
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
Видео:Как рассчитать стандартную энтальпию образования вещества | Физическая химияСкачать
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:Закон Гесса и изменение энтальпии реакцииСкачать
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)+Н2 (г) ↔ СО (г)+Н2О (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
Тепловой эффект реакции. ЗадачиСкачать
Химическое равновесие. Константа равновесия. 10 класс.Скачать
Термохимические реакции. Практическая часть - решение задачи. 9 класс.Скачать
Внутренняя энергия и энтальпия. Расчет энтальпии. Практическая часть. 10 класс.Скачать
Лабораторная работа 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ ХИМИЧЕСКОГО ПРОЦЕССАСкачать
Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 3ч. 10 классСкачать
Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 1ч. 10 класс.Скачать
Как выучить Химию с нуля за 10 минут? Принцип Ле-ШательеСкачать
Сетевая школа НИЯУ МИФИСкачать
ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать
Введение в титрование (видео 1)| Титриметрический анализ | ХимияСкачать
Решение задач на тему: "Нахождение константы равновесия и равновесных концентраций". 2ч. 10 класс.Скачать
тепловой эффект реакции, используя изменение значений энтальпий задача термодинамикаСкачать
DL-система названий оптических изомеровСкачать
Химическое равновесие в промышленных процессах. 10 класс.Скачать
Равновесие в системе диоксида азота и его димерСкачать
