Расчет DG с учетом Т

DG = DН – Т ^. DS.

DН_х.р. = [2DН°_{обр. СО}] – [DН°_{обр. СО} + DН°_{обр. СН} ] = - 110,5 ^. 2 + 393,8 + 74,85 = 247,65 кДж/моль.

DS_х.р. = [2S°_{обр. СО} + 2S°_{обр. H} ] – [S°_{обр. СО} + S°_{обр. СН} ] = 197,7 ^. 2 + 130,6 ^. 2 – (213,8+ + 186,2) = 256,6 Дж/моль ^. К.

1кДж = 1000 Дж, поэтому ответ для DS_х.р. = 0,2566 кДж/моль ^. К.

При Т = 273 + 500 = 773 К

DG = DН – Т ^. DS = 247,65 – 773 ^. 0,2566 = 247,65 – 198,35 = 49,3 кДж/моль.

Вывод. При 500°С реакция не пойдет, так как DG > 0.

Расчет Т_равн. или Т начала реакции

DН 247,65

Т_равн. = ^______ при DG = 0; Т_равн. = ^__________ = 965 К.

DS 0,2566

Ответ: Т_равн. = 965 К.

Фазовые переходы

Фазовый переход – изменение агрегатного состояния вещества.

Вычисляя изменение DН, DS, DG, можно предсказать возможность фазового перехода.

Пример. Возможен ли самопроизвольный процесс:

Н₂О_(г) ® Н₂О_(ж)?

Расчет DS, DН, DG

DS_ф.п. = 70 – 188,7 = - 118,7 Дж = 0,1187 кДж/моль ^. К.

DН_ф.п. = - 286 + 241,8 = - 44,2 кДж/моль.

DG_ф.п. = - 237,4 + 228,6 = - 8,8 кДж/моль.

Вывод. Учитывая изменение DН, процесс возможен, DН < 0.

Энтропия системы уменьшается, так как растет упорядоченность частиц, и с этой точки зрения конденсация невозможна.

Учитывая изменение DG и Т = 298 К (стандартные условия), расчет производится по уравнению:

DG = DН – Т DS = - 44,2 + 0,1187 ^. 298 = - 44,2 + 35,3 = - 8,9 кДж/моль

Процесс возможен.

6.5. Индивидуальные задания по теме «Термодинамика»

Задание 1

1. Вычислить теплоту сгорания газа в кДж/м³, состоящего из 40% СО к 60% Н₂ при нормальных условиях. Вода образуется в газообразном состоянии.

2. При какой температуре наступит термодинамическое равновесие в системе:

CuO_(кр) + Н_2(г) = Cu_(кр) + Н₂О _(ж)?

3. Вычислить энергию Гиббса в реакции:

2NH_3(г) + 3/2 O_2(г) = 2NO_(г) + 3Н₂О_(ж).

Определить принципиальную возможность её протекания при стандартных условиях и при 500^° С.

Задание 2

1. Вычислить теплоту сгорания серы в кДж/кг. Примеси составляют 15%.

2. При какой температуре наступит термодинамическое равновесие в реакции:

2СН_4(г) = С₂Н_2(г) + 3Н_2(г)?

3. Вычислить DG реакции: H_2(г) + Se_(г) = Н₂Se_(г).

Определить принципиальную её возможность протекания при стандартных условиях и при 1500 °С.

Задание 3

1. Вычислить теплоту фазового перехода графита в алмаз, если известно, что стандартная энтальпия образования СО₂ из графита равна: DН°_обр. = - 393,5 кДж/моль, стандартная энтальпия образования СО₂ из алмаза равна:

DН°_обр. = - 395,4 кДж/моль

2. Пользуясь значениями DН° и DS°, вычислить DG реакции. Пойдет ли реакция при стандартных условиях и при 500° С?

Na_(кр) + 1/2Cl_2(г) = NaCl_(кр).

3. Можно ли осуществить синтез ацетилена из углерода (графита) и водорода при стандартных условиях? При какой температуре установится в системе термодинамическое равновесие?

Задание 4

1. Вычислить теплоту сгорания СО в кДж/м³. Газ содержит 10% негорючих примесей.

2. Можно ли пользоваться кристаллическим натрием при получении металлического алюминия из хлорида? Расчёт произвести для 1000° С.

3. Пойдет ли самопроизвольно процесс образования этана из простых веществ при стандартных условиях и при 800° С? Реакция идет по схеме:

2С_(гр) + 3H_2(г) = С₂Н_6(г).

Задание 5

1. Рассчитать теплоту сгорания этилена в кДж/м³. Вода выделяется в газообразном состоянии.

2. Можно ли при стандартных условиях осуществить синтез аммиака:

N_2(г) + 3Н_2(г) = 2NH_3(г)?

При какой температуре наступит термодинамическое равновесие?

3. Пользуясь значениями DН°_обр. и S°_обр., вычислить DG реакции:

С_(гр) + О_2(г) СО_2(г).

Пойдет ли реакция при стандартных условиях и при 1000°С?

Задание 6

1. Вычислить изменение энтальпии в реакции:

4FeS_2(кр) + 11О_2(г) = 2Fe₂O_3(кр) + 8SO_2(г).

Ответ дать в кДж/моль и в кДж/кг.

2. Определить, при какой температуре Т установится термодинамическое равновесие реакции:

Fe₂О_3(кр) + 3С_(гр) = 2Fe_(кр) + 3СO_(г).

3. Устойчива ли при стандартных условиях и при 100°С смесь из H₂S и О₂? В реакции образуется Н₂О_(г) и SO_2(г).

Задание 7

1. Вычислить теплоту сгорания этилового спирта в кДж/кг. Вода выделяется в газообразном состоянии.

2. При какой температуре наступит термодинамическое равновесие в системе:

2СН_4(г) = С₂Н_2(г) + 3Н_2(г)?

3. При какой температуре устойчив на воздухе алюминий?

2Al_(кр) + 3/2O_2(г) = Al₂O_3(кр).

Возможно ли окисление при 100°С?

Задание 8

1. Рассчитать теплоту сгорания бензола в кДж/кг. Примеси составляют 25%. Вода выделяется в газообразном состоянии.

Реакция идет по схеме:

С₆Н_6(г) + 15/2О_2(г) = 6СО_2(г) + 3Н₂О_(г).

2. При какой температуре установится термодинамическое равновесие в системе:

SO_2(г) + 2Н₂S_(г) = 3S_(к) + 2Н₂О_(ж)?

3. Какой процесс идет самопроизвольно:

Н₂О_(ж) → Н₂О_(г)

или

Н₂О_(кр) → Н₂О_(ж)?

Ответ подтвердить, рассчитав DG°₂₉₈ этих фазовых переходов.

.

Задание 9

1. Рассчитать теплоту сгорания этилена в кДж/м³. Вода образуется в газообразном состоянии.

2. При какой температуре установится термодинамическое равновесие в системе: MnO_(кр) + Н_2(г) = Mn_(кр) + Н₂O_(г)?

3. Вычислить DG реакции:

2HF_(г) + 1/2O_2(г) = F_2(г) + H₂O_(ж).

Определить принципиальную её возможность при стандартных условиях и при 500 °С.

Задание 10

1. Рассчитать при н.у. теплоту сгорания газа, состоящего из 30% СО и 70% SO₂ в кДж/м³.

2. При какой температуре установится термодинамическое равновесие в системе: Fe₂O_3(кр) + 2Al_(кр) = Al₂O_3(кр) + 2Fe_(кр)?

3. Устойчива ли при стандартных условиях смесь азота и кислорода? В реакции образуется NO₂. Ответ дать в кДж/моль.

Задание 11

1. Рассчитать теплоту сгорания топлива, состоящего из 20% Н₂ и 80% SO₂ в кДж/м³ при н.у. Вода образуется в газообразном состоянии.

2. При какой температуре установится термодинамическое равновесие в реакции: СО_2(г) + С_(гр) = 2СО_(г)?

3. Вычислить DG реакции:

NO_(г) + 1/2О_2(г) = NO_2(г).

Указать, возможен ли процесс при стандартных условиях и при 1000 °С.

Задание 12

1. Рассчитать теплоту сгорания аммиака в кДж/м³. Реакция идет по схеме:

2NН_3(г) + 7/2О_2(г) = 2NO_2(г) + 3Н₂О_(г).

2. При какой температуре установится термодинамическое равновесие в системе: СаО_(кр) + СО_2(г) = СаСО_3(кр)?

3. Вычислить изменение DG в реакции:

Fe₂O_3(кр) + 3Н_2(г) = 2Fe_(кр) + 3Н₂О_(г).

Пойдет ли реакция при стандартных условиях и при 700° С?

Задание 13

1. Рассчитать калорийность топлива, состоящего из ацетилена С₂Н₂ в кДж/м³, содержащего 20% негорючих примесей. Вода выделяется в газообразном состоянии.

2. При какой температуре установится термодинамическое равновесие реакции восстановления PbO углеродом?

PbO_(кр) + С_(гр) = Pb_(кр) +СО_(г).

3. Вычислить направленность процесса при стандартных условиях и при 7500°С: 1/2N_2(г) + О_2(г) = NO_2(г).

Задание 14

1. Рассчитать теплоту сгорания топлива, состоящего из 20% С и 80% S в кДж/кг.

2. При какой температуре установится термодинамическое равновесие в реакции синтеза метана из углерода (графита) и водорода?

3. Пойдет ли процесс превращения графита в алмаз при 1000° С? Ответ мотивируйте расчетом DG.

Задание 15

1. Рассчитать калорийность водяного газа, содержащего 86% СО и 10% Н₂ в кДж/м³. Вода выделяется в газообразном состоянии.

2. При какой температуре возможно термодинамическое равновесие реакции:

FeO_(кр) + Н_2(г) = Fe_(кр) + Н₂О_(г)?

3. Уменьшится или увеличится энтропия перехода воды в пар, графита - в алмаз? Почему? Вычислите изменение энтропии для каждого превращения. Сделайте вывод о возможности каждого превращения.

6.6.Лабораторная работа:Определение энтальпии нейтрализации

Определить энтальпию нейтрализации (DН_нейтр.) – это значит определить тепловой эффект реакции образования одного моля воды из кислоты и основания. При нейтрализации сильных кислот сильными основаниями взаимодействие определяется сокращенным ионно-молекулярным уравнением реакции:

H⁺ + OH^- Û H₂O_(ж); DН⁰₂₉₈ = -57,22 кДж/моль.

Из этого следует, что энтальпия нейтрализации сильных оснований сильными кислотами не зависит от их природы и равна –57,22 кДж/моль, -DH = Q_p, где Q_p – теплота нейтрализации при постоянном давлении.

Для реакции нейтрализации слабых кислот и оснований DH зависит от природы электролита. Это связано с затратой энергии на ионизацию молекул слабых электролитов.

Опыты по определению тепловых эффектов химических реакций проводятся в специальных приборах, называемых калориметрами. Простейший калориметр (рис.1) состоит из двух стаканов: внешнего стакана (2) из пластмассы и внутреннего (калориметрического) стакана (1) из алюминия объемом 0,25 л. Внешний стакан внутри имеет выступы (3), при этом между внутренними и внешними стенками создается воздушная прослойка для уменьшения теплообмена с внешней средой. Сверху калориметрический стакан закрывается крышкой (4) из оргстекла с тремя отверстиями: для воронки (6), мешалки (7) и термометра (5). В калориметрических установках используются термометры с ценой деления 0,1 ⁰С (0,05 ⁰С).

Рис.1. Калориметрическая установка:

1 – калориметрический стакан; 2 - внешний стакан; 3 – выступ;

4 – крышка; 5 – термометр; 6 – воронка; 7 – мешалка.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в калориметре, определяется по формуле:

q = (t₂ – t₁)eC,

где t₂ – конечная температура; t₁ - начальная температура; eC - теплоемкость системы, состоящей из калориметрического стакана и находящегося в нем раствора.

Цель работы: экспериментально определить количество теплоты (q), которое выделяется при взаимодействии 75 мл 1 моль/л раствора гидроксида натрия и серной кислоты, т.е. при образовании 0,075 моль Н₂О. Количество теплоты, выделяющейся при образовании одного моль Н₂О равно q/0,075 кДж/моль.

Приборы и реактивы: Калориметр, мерные цилиндры на 100 мл, стеклянные палочки. Растворы: 1М Н₂SO₄, 1М NaOH

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: