Сделай Сам Свою Работу на 5

Стандартные энтальпия образования, энтропия и энергия Гиббса образования веществ





 

Вещество ΔН0298, кДж/моль DS0298, Дж/моль·К ΔG0298, кДж/моль
СО(г) СО2(г) С(графит) 110,5 -393,5 197,5 213,7 5,7 -137,1 -394,4

 

1. (ΔН0298)х.р. = 2 = 2 (-110,5) + 393,5 = 172,5 кДж > 0 - эндотермическая реакция – неблагоприятный фактор для протекания химической реакции, особенно при низких температурах.

2. (ΔS 0298)х.р. = 2 = 2 · 197,5 – 213,7 – 5,7 = 175,6 Дж/К =

= 175,6 · 10-3 кДж/моль > 0.

Прямая реакция сопровождается увеличением энтропии, беспорядок в системе увеличивается – благоприятный фактор для протекания химической реакции в прямом направлении.

3. Рассчитываем стандартную энергию Гиббса реакции двумя способами. При выполнении задания можно считать только одним способом «а»:

а) по закону Гесса:

(ΔG 0298)х.р. = 2 = 2 (-137,1) + 394,4 = 120,2 кДж > 0;

б) по уравнению (2):

(ΔG 0298)х.р. = 172,5 – 298 · 175,6 · 10-3 = 172,5 – 52,3 = 120,2 кДж > 0.

Оказалось, что (ΔН0298)х.р. > (ΔS 0298)х.р.·Т и тогда (ΔG 0298)х.р. > 0, т.е. при стандартных условиях энтальпийный фактор сыграл решающую роль. Таким образом, прямая реакция при стандартных условиях самопроизвольно протекать не может. Может протекать обратная реакция. В данных условиях в системе преобладают процессы агрегации по сравнению с процессами дегазации частиц, т.е. упорядоченность системы возрастает (из двух молей газообразного вещества получается 1 моль газа и 1 моль твердого вещества).



4. ≈ 982 К.

Обратите внимание: если ΔН0 выражено в кДж, то и ΔS 0 должно быть в кДж/К.

≈ 982 К – ориентировочная температура, при которой устанавливается истинное химическое равновесие, выше этой температуры прямая реакция может протекать самопроизвольно.

5. По уравнению (4):

(ΔG 02000)х.р. ≈ ΔН0298 – 2000·ΔS 0298

≈ 172,5 – 2000·175,6·10-3 ≈ - 178,7 кДж < 0.

Т.е. при 2000 К: ΔS 0х.р.·Т > ΔН0х.р.

Энтропийный фактор стал решающим, самопроизвольное протекание прямой реакции стало возможно: из одного моля газа и 1 моля твердого вещества образуется 2 моля газа.

6. ;

lg К298 = -21,1; К298 ≈ 10-21 << 1.

Система далека от состояния истинного химического равновесия, в ней преобладают исходные вещества.

 

Зависимость ΔG 0 от температуры для реакции

СО2(г) + С(графит) ↔ 2 СО(г).

 

7.

lg К2000 = 4,8·104 >> 1 – система также далека от состояния равновесия, при этой температуре в ней преобладают продукты реакции.



8. СО2(г) + С(графит) ↔ 2 СО(г), ΔН0 > 0

По принципу Ле Шателье при повышении температуры равновесие должно смещаться в сторону прямой реакции, константа равновесия должна увеличиваться.

9. Рассмотрим, как согласуются наши расчетные данные с принципом Ле Шателье. Представим некоторые данные, показывающие зависимость энергии Гиббса и константы равновесия указанной реакции от температуры:

 

Т, К ΔG 0т, кДж Кт
120,2 10-21
-178,7 4,8·104

 

, т.е. смещение равновесия в сторону прямой реакции

 

Таким образом, полученные расчетные данные соответствуют нашим выводам, сделанным на основании принципа Ле Шателье.

 

 

Задания к разделу Термодинамика химических процессов

 

При решении задач этого раздела пользуйтесь таблицей 1 приложения.

Для указанной реакции

а) рассчитать стандартную энтальпию и энтропию;

б) объяснить, какой из факторов: энтропийный или энтальпийный способствует самопроизвольному протеканию реакции в прямом направлении;

в) в каком направлении (прямом или обратном) будет протекать реакция при 298К и 1000К;

г) рассчитать температуру, при которой равновероятны оба процесса;

д) назвать все способы увеличения концентрации продуктов равновесной смеси.

е) построить график зависимости ΔGр (кДж) от Т (К)

 

№ вари­анта Реакция № варианта Реакция
CO2(г) + C(к) = 2СО(г) С(к) +2Н2 (г)= СН4 (г)
N2(г) +3H2(г) = 2NH3(г) СН4(г)+2Н2О(г) = СO2 (г)+4H2(г)
СО(г)+H2(г) = С(к) +H2О(г) СO(г) + Н2О (г) = СO2 (г) + H2(г)
2(г) +Cl2(г) = SО2Cl2(г) Fe2O3(к)+3Н2 (г)=2Fe(к)+ 3H2O(г)
СН4(г)+2Н2О(г)=СО2(г)+4Н2(г) СO2 (г) + 4H2(г) = СН4 (г)+2Н2О (г)
2NO(г)2 (г) = 2NО2(г) СН4 (г)+2О2 (г) = СO2 (г) + 2H2О(г)
PCl5(г) = PCl3(г) +Cl2 (г) 2Al2O3(к)+6SO2(г)+3O2(г)= 2Al2(SO4)3(к)
2NO2(г) = N2O4(г) 2СаO(к)+4NO2(г) + 3O2(г) = 2Cа(NO3)2(к)
FeO(к) +CO (г)= Fe(к) +CО2 (г) 4NO2(г)+3O2(г)+2H2O(ж)=4HNO3(ж)
2H2S(г)+SO2(г)=3S(к)+2Н2О(г) 2SO2(г)+2Н2О(ж)+O2(г) = 2H24(ж)

 



 

ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

 

Кинетика – учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакции является неравенство ΔGр, Т < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, = - 228,59 кДж/моль, а = - 313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1 атм возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н2(Г) + ½ О2(Г) = Н2О(Г) (1)

2Al(К) + 3 I2(К) = 2 AlI3(К) (2)

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический «тормоз», и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Пример. Константа равновесия гомогенной системы

СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г)

при 850ºС равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации [СО]исх = 3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

υпр = К1 [СО][Н2О];

υобр = К2 [СО2][Н2];

Кравн = = .

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кравн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО2]равн = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходуется для образования по х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:

[СО2]равн = [Н2]равн = х моль/л;

[СО]равн = (3 – х) моль/л;

2О]равн = (2 – х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение, а затем и исходные концентрации всех веществ:

;

х2 = 6 – 2х – 3х + х2; 3х = 6; х = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО2]равн = 1,2 моль/л;

2]равн = 1,2 моль/л;

[СО2]равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

2О]равн = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

Задания к разделу Элементы химической кинетики,

Химическое равновесие

Равновесие в системе:

)

установилось при следующих концентрациях: [В ]и [С],моль/л.

Определить исходную концентрацию вещества [В]0 и константу равновесия, если исходная концентрация вещества А равна [А]0 моль/л

 

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.