- •Закономерности химических процессов. Электрохимические процессы
- •Введение
- •Тема 1. Определение тепловых эффектов химических реакций. Оценка возможности самопроизвольного протекания процессов
- •1.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •1.2. Решения типовых заданий
- •1.3. Задания для самостоятельного решения
- •Тема 2. Скорость химических реакций.
- •2.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •2.2. Решения типовых заданий
- •2.3. Задания для самостоятельного решения
- •Тема 3. Химическое равновесие
- •3.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •3.2. Решения типовых заданий
- •3.3. Задания для самостоятельного решения
- •3.4. Вопросы и типовой вариант контрольной работы Вопросы
- •Типовой вариант контрольной работы
- •Тема 4. Окислительно-восстановительные реакции
- •4.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •4.2. Решения типовых заданий
- •4.3. Задания для самостоятельного решения
- •Тема 5. Химическая активность металлов
- •5.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •Стандартные электродные потенциалы в водных растворах при 298 к
- •5.2. Решения типовых заданий
- •5.3. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Коррозия и защита металлов
- •6.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •6.2. Решения типовых заданий
- •6.3. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 7. Электролиз водных растворов электролитов
- •7.1. Вопросы для подготовки к лабораторной работе
- •7.2. Решения типовых заданий
- •7.3. Задачи для самостоятельного решения
- •7.4. Вопросы и типовой вариант контрольной работы Вопросы
- •Библиографический список
- •Оглавление
- •Закономерности химических реакций. Электрохимические процессы
- •Закономерности химических процессов. Электрохимические процессы
1.2. Решения типовых заданий
Задание 1. Определите тепловой эффект химической реакции, протекающей в стандартных изобарно-изотермических условиях, по уравнению
СН4(г) + СО2(г) → 2СО(г) + 2Н2(г) , если
ΔН0обр.СН4 = - 74,8 кДж/моль, ΔН0обр.СО2 = -394,0 кДж/моль,
ΔН0обр.СО = - 110,5 кДж/моль, ΔН0обр.Н2 = 0 кДж/моль.
Укажите, какая это реакция экзо- или эндотермическая.
Решение. Тепловой эффект химической реакции ΔН0реакц., протекающей в стандартных изобарно-изотермических условиях, рассчитаем, пользуясь следствием из закона Гесса (формула 1.1):
Δ Н0реакц. = (2∙Н0обр.СО(г) + 2∙Н0обр.Н2(г)) − (Н0обр.СН4(г) - Н0обр.СО2(г)),
Δ Н0реакц.= 2∙(-110,5) + 2∙0 − (- 74,8 - 394,0) = - 221 + 74,8 + 394 Δ Н0реакц = 247,8 кДж.
Так как Δ Н0реакц. > 0, то процесс эндотермический, то есть теплота поглощается.
Задание 2. Вычислите стандартную теплоту образования доломита (СаСО3·MgCO3), если известно, что тепловой эффект реакции
СаСО3·MgCO3 (кр) → СаО (кр) + MgO (кр) + 2СО2(г)
равен 303,0 кДж. Стандартные энтальпии образования СаО, MgO и СО2 равны: Н0обр.СаО(кр) = - 635,0 кДж/моль, Н0обр.MgО(кр) = - 601,2 кДж/моль,
Н0обр.СО2(г) = - 394,0 кДж/моль.
Решение. Согласно следствию из закона Гесса (формула 1.1)
Δ Н0реакц.= (Н0обрСаО(кр) + Н0обр.MgО(кр)+ 2Н0обр.СО2(г)) − Н0обр.СаСО3·MgCO3(кр).
Выражаем стандартную энтальпию образования СаСО3·MgCO3
Н0обр.СаСО3·MgCO3 (кр) = Н0обр.СаО(кр) + Н0обр.MgО(кр)+ 2Н0обр.СО2(г) − Δ Н0реакц.
Подставив известные величины в уравнение, рассчитаем стандартную энтальпию образования доломита Н0обр.СаСО3·MgCO3(кр):
Н0обр. СаСО3·MgCO3 (кр) = (- 635,0) + (- 601,2) + 2(- 394,0) − 303,0;
Н0обр. СаСО3·MgCO3 (кр) = - 2327,2 кДж/моль.
Задание 3. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции
Са(ОН)2 (кр) + СО2 (г) → СаСО3(кр) + Н2О(ж)
в стандартных изобарно-изотермических условиях.
Ответ подтвердите расчетом, пользуясь табличными значениями термодинамических величин (табл. 1.1).
Таблица 1.1
Термодинамические характеристики некоторых веществ
Вещества |
Са(ОН)2 |
СО2 |
СаСО3 |
Н2О |
ΔН0обр., кДж/моль |
-988,0 |
-394,0 |
-1206,0 |
-285,0 |
S0, Дж/моль∙К |
83,4 |
213,6 |
92,9 |
70,0 |
Решение. Критерием самопроизвольного протекания химической реакции в неизолированных системах при постоянных давлении и температуре является изменение изобарно-изотермического потенциала (ΔG0реакц), которое рассчитаем, пользуясь уравнением (1.3):
Δ G0реакц. = Δ Н0реакц. - Т∙ Δ S0реакц.
Определяем изменение энтальпии (Δ Н0реакц.) и энтропии реакции (Δ S0реакц.), используя уравнения (1.1) и (1.2) соответственно:
Δ Н0реакц.=(ΔН0обр.СaCО3(кр)+ΔН0обр.Н2О(ж)) − (ΔН0обр.Са(ОН)2(кр)+ ΔН0обр. СО2(г)),
Δ Н0реакц.= [ (-1206,0) + (-285,0)] − [ (- 988,0) + (-394,0)] = -1491 + 1382;
Δ Н0реакц.= = - 109 кДж.
Δ S0реакц. = (S 0СaCО3(кр) + S 0Н2О(ж)) − (S0Са(ОН)2(кр) + S 0СО2(г)),
Δ S0реакц. = (92,9 + 70,0) – (83,4 + 213,6) = 162,9 – 297,0;
Δ S0реакц. = -134,3 = - 0,134 .
Подставив значения Δ Н0реакц. и Δ S0реакц. в формулу (1.3), вычисляем Δ G0реакц.:
Δ G0реакц. = - 109 – 298 ∙(-0,134) = - 109 + 39,932;
G0реакц = - 69 кДж.
Так как Δ G0реакц. < 0, то самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении в стандартных изобарно-изотермических условиях возможно.
Задание 4. Определите количество теплоты, выделенное при сгорании 16 г серы, если энтальпия образования SO2 равна -297 кДж/моль.
Решение. Запишем термохимическое уравнение реакция образования SO2: S + O2 → SO2 , Δ Н0реакц.= -297 кДж.
Из уравнения реакции следует, что при сгорании 1 моля или 32 г серы (МS = 32 г/моль) выделяется -297 кДж теплоты.
Количество теплоты, выделенное при сгорании 16 г серы, следовательно, будет в два раза меньше, т.е.
Δ Н0реакц.= -297 : 2 = -148,5 кДж.
Задание 5. Рассчитайте температуру, при которой наступит состояние термодинамического равновесия в ходе процесса
CH4(газ) + CO2(газ) ↔ 2CO(газ) + 2Н2(газ),
если тепловой эффект реакции равен 247,8 кДж, а изменение энтропии реакции равно 256,2 .
Решение. Для определения температуры воспользуемся уравне- нием (1.3):
Δ G0реакц. = Δ Н0реакц. - Т∙ Δ S0реакц..
Условием наступления термодинамического равновесия в системе является достижение минимального значения энергии Гиббса или равенство нулю изменения изобарно-изотермического потенциала (Δ G0реакц. = 0). Отсюда
0 = Δ Н0реакц. - Т∙ Δ S0реакц. или Δ Н0реакц. = Т∙ Δ S0реакц.
Следовательно, Т = ; Т = = 968 К.
При температуре 968 К система будет находится в состоянии термодинамического равновесия.