Как определить тепловые эффекты следующих реакций…

Примеры решения задач. 1. Известны тепловые эффекты следующих реакций (1) и (2) при 273 К и постоянном давлении 101,3 кПа

Как определить тепловые эффекты следующих реакций...

1. Известны тепловые эффекты следующих реакций (1) и (2) при 273 К и постоянном давлении 101,3 кПа. Рассчитать при тех же условиях тепловой эффект реакции (3).

(1) =

(2) ½

(3) = ?

Решение. Для определение теплового эффекта реакции воспользуемся следствием 1 закона Гесса. Термохимическое уравнение реак-ции (3) можно получить в результате следующей комбинации термохимических уравнений реакций (1) и (2): (3) = (1) – 2 × (2)

.

Следовательно: ;

кДж.

2. Вычислите тепловой эффект образования NH3 из простых веществ при стандартном состоянии по тепловым эффектам реакций:

(1) 2Н2 + О2 = 2Н2О(ж), DН01 = –571,68 кДж,

(2) 4NH3 + 3O2 = 6Н2О(ж) + 2N2, DН02 = –1530,28 кДж.

Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необходимо определить:

(3) ½ N2 + 3/2 Н2 = NH3, Df H0(NH3) = ?

В уравнения (1) и (2) входят Н2O(ж) и О2, которые не входят в уравнение (3). Поэтому, чтобы исключить их из уравнений (1) и (2), умножим уравнение (1) на 3 и вычтем из него уравнение (2):

6Н2 + 3О2 – 4NH3 – 3О2 = 6Н2О(ж) – 6Н2О(ж) – 2N2(г). (4)

После преобразования уравнения (4) и деления его на 4 получаем искомое уравнение (3).

Аналогичные действия проделаем с тепловыми эффектами:

(DН01×3 – DН02):4 = DН03.

В результате получаем: [–571,68×3 – (–1530,28)]:4 = –46,19 кДж,

т.е. Df H0(NH3) = –46,19 кДж/моль.

3. Вычислите теплоту гидратации СаCl2, если известно, что при растворении 1 моль безводного СаСl2 выделяется 72,7 кДж, а при растворении 1 моль кристаллогидрата CaCl2×6Н2О поглощается 18,0 кДж теплоты.

Решение. Процесс растворения в воде хлорида кальция можно разбить на две стадии:

(1) CaCl2(к) + 6Н2О(ж) = СаСl2×6Н2О(к); DН01

(2) СаСl2×6Н2О(к) + aq = СаСl2aq(ж) + 6Н2О(ж); DН02.

Первая стадия – процесс гидратации, т.е. получение кристаллогидрата, тепловой эффект которой нужно рассчитать; вторая стадия – растворение кристаллогидрата в воде. Суммарный тепловой эффект DН02 + DН01 равен теплоте растворения безводной соли DН03:

СаСl2(к) + aq = СaCl2aq(ж); DН03.

Разность теплот растворения безводной соли (DН03) и растворения кристаллогидрата (DН02) представляет собой теплоту гидратации (DН01).

Подставив соответствующие значения тепловых эффектов, получаем:

DН0гидр = –72,7 – (+18,0) = –90,7 кДж,

т.е. при гидратации 1 моль CaCl2 выделяется 90,7 кДж теплоты.

4. Какое из перечисленных соединений HF(г), HCl(г) и HBr(г), находящихся в стандартном состоянии, является наиболее устойчивым, т.е. будет разлагаться при более высоких температурах.

Решение. Тепловые эффекты реакций, протекающих в прямом и обратном направлениях, равны по величине и противоположны по знаку.

Это означает, что если известны стандартные теплоты образования данных соединений, то энтальпии разложения этих соединений будут равны, но противоположны по знаку энтальпии образования.

Чем прочнее молекула, тем больше энергии необходимо затратить на ее разложение.

Df H0(HF)= –270,7; Df H0(HCl)= –92,30; Df H0(HBr)= –35,98(кДж/моль).

Из трех соединений наиболее устойчивым является HF, так как на разложение 1 моль этого соединения потребуется 270,7 кДж теплоты, т.е.

Df Н0HF(г) = –DН0разлож.НF(г).

5. Определить тепловой эффект реакции в стандартных условиях (Т = 298 К).

.

Решение. Для определение теплового эффекта реакции воспользуемся следствием 2 закона Гесса. Стандартные теплоты образования исходных веществ и продукта реакции находим в справочнике:

Вещество , кДж/моль

–1675,0

–395,2

–3434,0

Поскольку в справочнике приводится в расчете на 1 моль, то при расчете теплового эффекта реакции соответствующее значение умножается на число моль вещества, участвующего в реакции.

–3434,0–(–1675,0) – 3 (–395,2) = –573,4 (кДж/моль).

Данная реакция идет с поглощением теплоты ( >0), т.е. является эндотермической.

6. По известным значениям тепловых эффектов реакций сгорания алмаза и графита рассчитайте тепловой эффект превращения одного моля углерода в форме алмаза в графит ( = ?).

Решение. Определим энтальпии реакций сгорания графита и алмаза:

(1) Сграфит + О2 = СО2; DН01 = –396,3 кДж/моль,

(2) Салмаз + О2 = СО2; DН02 = –399,197 кДж/моль,

DН02= +( + )= –396,3 – 1,897 – 0 =

= –398,197 кДж/моль.

Чтобы из уравнений (1) и (2) получить уравнение перехода алмаза в графит с неизвестным тепловым эффектом, достаточно из второго вычесть первое:

Салмаз = Сграфит, DН03 = ?

и соответственно,

DН03 = DН02 – DН01 = –398,197 – (–396,3) = –1,897 кДж/моль.

7. Сколько теплоты выделится при сжигании 20 литров этилена, взятого при нормальных условиях, если известны стандартные теплоты образования веществ.

Решение. Запишем уравнение процесса горения этилена:

С2Н4(г) + 3О2 = 2СО2(г) + 2Н2О(ж)

Подставив справочные данные, получим:

DНхим.реак = 2×(–396,3) + 2×(–285,84) – 52,28 = –1130,72 кДж/моль.

Следовательно, при сжигании 1 моль С2Н4 выделяется 1130,72 кДж.

Однако по условию задачи сжигается 20 л этилена, что составляет

nмоль= моль,

где 22,4 л/моль – мольный объем любого газа при н.у. Таким образом, при сгорании 0,89 моль этилена выделится:

0,89 моль×(–1130,72 кДж/моль) = –1009,57 кДж теплоты.

8. Предскажите знак изменения энтропии в следующих реакциях:

а) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г),

б) С(к) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г),

в) 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г).

Решение. Известно, что энтропия газов всегда значительно больше энтропии твердых тел и жидкостей, поэтому в химических реакциях, идущих с участием газообразных веществ, энтропия реакции всегда положительна (DS0 > 0), если в результате процесса возрастает число молей газообразных веществ и отрицательна (DS0< 0), если число молей газообразных уменьшается.

Нетрудно увидеть, что в реакции (а) число молей газообразных веществ в системе уменьшается от 4 до 2, поэтому (DS0(а) 0; в реакции (в) уменьшается DS0(в) 0.

В нашем случае энтропийный фактор равен:

Т× DS0хим.реак = –393,51×298 = –117265,98 Дж/моль,

или –117,266 кДж/моль, величина которого не способствует самопроизвольному протеканию процесса.

Энтальпийный фактор DНхим.реак = –253 кДж способствует самопроизвольному протеканию процесса в прямом направлении.

11. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса химической реакции при 298 К и установите возможность ее самопроизвольного протекания в прямом направлении.

CuSO4(к) + 2NH4OH(ж) = Cu(OH)2(ж) + (NH4)2SO4(к).

Решение. Энергия Гиббса DG – термодинамическая функция состояния системы. Изменение энергии Гиббса химической реакции может быть рассчитано на основании следствия из закона Гесса:

Любая химическая реакция протекает самопроизвольно в том направлении, которое отвечает при заданных условиях (давлении и температуре) уменьшению величины G.

В данном случае DG0хим.реак < 0, следовательно, возможно само-произвольное протекание процесса в прямом направлении.

12. Установите, возможно ли при температурах 298 и 1000 К образование водяного газа по уравнению: С(графит) + Н2О(г) = Н2(г) +
+СО(г),полагая, что все газы находятся при давлении 1 атм.

Для данной реакции определите температуру начала самопроизвольного процесса при стандартных состояниях веществ.

Решение. В справочных таблицах найдем значения Df Н S0298для исходных веществ и продуктов реакции.

Вещество Df Н0, кДж/мольS0298, Дж/(моль×К)
С(т) 5,74
Н2О(г) –241,98 188,9
Н2(г) 130,7
СО(г) –110,6 197,7

Рассчитаем стандартные энтальпию и энтропию реакции:

Энергия Гиббса химической реакции равна

DG0хим.реак = DН0хим.реак – Т× DS0хим.реак .

Рассчитаем DG0хим.реак при 298 К:

DG0хим.реак = 131,38 – 298 ×0,134 = 91,48 кДж.

Поскольку DG0хим.реак >0,то реакция синтеза водяного газа при 298 К самопроизвольно не идет.

Приняв изменение энтальпии и энтропии реакции постоянными в температурном интервале 298–1000 К можно рассчитать изменение энергии Гиббса при 1000 К: DG0хим.реак = 131,38–1000×0,134 = –2,62 кДж,

т.е. реакция взаимодействия графита с водяным паром при 1000 К становится самопроизвольной. Из реакции синтеза водяного газа видно, что если энтропия системы увеличивается, то с ростом температуры вероятность реакции тоже увеличивается.

Для определения температуры, выше которой произойдет смена знака энергии Гиббса (при стандартных условиях), воспользуемся уравнением:

следовательно, при T >980Kи стандартном состоянии реагентов реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении.

13. Установите, возможно ли восстановление оксида железа (III) до свободного металла по уравнению:

Fe2O3(к) + 3H2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О(г)

при температуре 298 К и при начальных парциальных давлениях веществ р(Н2) = 1,5; р(Н2О) = 0,9.

Решение. Изменение энергии Гиббса химической реакции рассчитаем на основании следствия из закона Гесса:

Известно, что изменение энергии Гиббса DGхим.реак при любых начальных парциальных давлениях веществ связано с DG0хим.реак уравнением, получившим название изотермы Вант–Гоффа, которое для данной реакции запишется следующим образом:

отсюда

так как DGхим.реак > 0, то процесс невозможен.

14. Вычислить константу равновесия для реакции синтеза аммиака из стандартных энергий образования Гиббса веществ.

Решение. Запишем уравнение реакции синтеза аммиака из простых веществ:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г).

Стандартное изменение энергии Гиббса для указанной реакции составляет:

Константа равновесия для Т = 298 при DGхим.реак = 0находится из соотношения:

откуда

Источник: https://studopedia.org/2-47524.html

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения. Расчеты теплового эффекта реакции

Как определить тепловые эффекты следующих реакций...

Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты.

По признаку выделения или поглощения теплоты различают экзотермические и эндотермические реакции.

Экзотермические реакции – такие реакции, в ходе которых тепло выделяется (+Q).

Эндотермические реакции – реакции, при протекании которых тепло поглощается (-Q).

Тепловым эффектом реакции (Q) называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при взаимодействии определенного количества исходных реагентов.

Термохимическим уравнением называют уравнение, в котором указан тепловой эффект химической реакции. Так, например, термохимическими являются уравнения:

Также следует отметить, что термохимические уравнения в обязательном порядке должны включать информацию об агрегатных состояниях реагентов и продуктов, поскольку от этого зависит значение теплового эффекта.

Расчеты теплового эффекта реакции

Пример типовой задачи на нахождение теплового эффекта реакции:

При взаимодействии 45 г глюкозы с избытком кислорода в соответствии с уравнением

C6H12O6(тв.) + 6O2(г) = 6CO2(г) + 6H2O(г) + Q

выделилось 700 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции. (Запишите число с точностью до целых.)

Решение:

Рассчитаем количество вещества глюкозы:

n(C6H12O6) = m(C6H12O6) / M(C6H12O6) = 45 г / 180 г/моль = 0,25 моль

Т.е. при взаимодействии 0,25 моль глюкозы с кислородом выделяется 700 кДж теплоты. Из представленного в условии термохимического уравнения следует, что при взаимодействии 1 моль глюкозы с кислородом образуется количество теплоты, равное Q (тепловой эффект реакции). Тогда верна следующая пропорция:

0,25 моль глюкозы — 700 кДж

1 моль глюкозы — Q

Из этой пропорции следует соответствующее ей уравнение:

0,25 / 1 = 700 / Q

Решая которое, находим, что:

Q = 2800 кДж

Таким образом, тепловой эффект реакции составляет 2800 кДж.

Расчёты по термохимическим уравнениям

Намного чаще в заданиях ЕГЭ по термохимии значение теплового эффекта уже известно, т.к. в условии дается полное термохимическое уравнение.

Рассчитать в таком случае требуется либо количество теплоты, выделяющееся/поглощающееся при известном количестве реагента или продукта, либо же, наоборот, по известному значению теплоты требуется определить массу, объем или количество вещества какого-либо фигуранта реакции.

Пример 1

В соответствии с термохимическим уравнением реакции

3Fe3O4(тв.) + 8Al(тв.) = 9Fe(тв.) + 4Al2O3(тв.) + 3330 кДж

образовалось 68 г оксида алюминия. Какое количество теплоты при этом выделилось? (Запишите число с точностью до целых.)

Решение

Рассчитаем количество вещества оксида алюминия:

n(Al2O3) = m(Al2O3) / M(Al2O3) = 68 г / 102 г/моль = 0,667 моль

В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 4 моль оксида алюминия выделяется 3330 кДж. В нашем же случае образуется 0,6667 моль оксида алюминия. Обозначив количество теплоты, выделившейся при этом, через x кДж составим пропорцию:

4 моль Al2O3 — 3330 кДж

0,667 моль Al2O3 — x кДж

Данной пропорции соответствует уравнение:

4 / 0,667 = 3330 / x

Решая которое, находим, что x = 555 кДж

Т.е. при образовании 68 г оксида алюминия в соответствии с термохимическим уравнением в условии выделяется 555 кДж теплоты.

Пример 2

В результате реакции, термохимическое уравнение которой

4FeS2(тв.) + 11O2(г) = 8SO2(г) + 2Fe2O3(тв.) + 3310 кДж

выделилось 1655 кДж теплоты. Определите объем (л) выделившегося диоксида серы (н.у.). (Запишите число с точностью до целых.)

Тепловой эффект химической реакции. Термохимия

Как определить тепловые эффекты следующих реакций...

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.

Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты. 

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»).  Эндотермические реакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).

Тепловой эффект химической реакции – это изменение внутренней энергии системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реагентов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции.

 При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:

  • Реакции, которые протекают самопроизвольно при обыных условиях, скорее всего экзотермические. Для запуска экзотермических реакций может потребоваться инициация – нагревание и др.

Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:

C + O2 = CO2 + Q

  •  Реакции образования устойчивых веществ из простых веществ экзотермические, реакции разложения чаще всего – эндотермические.

Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:

2KNO3 → 2KNO2 + O2 – Q

  • Реакции, в ходе которых из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, чаще всего экзотермические. И наоборот, образование более устойчивых веществ из менее устойчивых сопровождается поглощением теплоты. Устойчивость можно примерно определить по активности и стабильности вещества при обычных условиях. Как правило, в быту нас окружают вещества сравнительно устойчивые.

Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O + Q

   Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).

    Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.

В термохимии используются термохимические уравнения. Это  уравнение реакции с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).

Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода: 

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 484 кДж,

Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется  484 кДж теплоты.

      Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.

Например, при сгорании алюминия:

2Аl + 3/2О2 → Аl2О3 + 1675 кДж

теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое  уравнение без дробных коэффициентов: 

4Аl + 3О2 → 2Аl2О3 + 3350 кДж

теплота образования Al2O3 все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.

    Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.

Например, при горении метана:

СН4 + 2О2 → СО2 + 2Н2О + 802 кДж 

теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль. 

Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач. 

1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:

N2 + O2 → 2NО – 180 кДж

получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:

на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,

на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.

Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.

Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.

2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой 

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 484 кДж,

выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:

при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,

при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.

Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.

m (H2O)=108 г.

Ответ: образуется 108 г воды.

3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой 

S(ромб) + O2(г) = SO2(г) + 296 кДж,

израсходовано  80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:

при сгорании 32 г серы выделится 296 кДж теплоты,

при сгорании 80 г серы выделится х кДж теплоты.

Отсюда х= 80*296/32 = 740 кДж.

Q = 740 кДж.

Ответ: выделится 740 кДж теплоты.

Источник: https://chemege.ru/termochemistry/

Задачи по физической химии. Часть 1.Химическая термодинамика. Термохимия

Как определить тепловые эффекты следующих реакций...

Учебные материалы по физической химии
Задачи по физической химии.Часть 1.Химическая термодинамика

[предыдущий раздел][содержание][следующий раздел]

3. Термохимия

Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций. Во многих случаях эти реакции протекают при постоянном объеме или постоянном давлении. Из первого закона термодинамики следует, что при этих условиях теплота является функцией состояния. При постоянном объеме теплота равна изменению внутренней энергии:

, , (3.1)

а при постоянном давлении — изменению энтальпии:

, . (3.2)

Эти равенства в применении к химическим реакциям составляют суть закона Гесса:

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции.

Другими словами, тепловой эффект химической реакции равен изменению функции состояния.

В термохимии, в отличие от других приложений термодинамики, теплота считается положительной, если она выделяется в окружающую среду, т.е. если H< 0 или U< 0.

Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H (которое называют просто «энтальпией реакции») или U реакции.

Если реакция протекает в растворе или в твердой фазе, где изменение объема незначительно, то

H = U + (pV) U. (3.3)

Если же в реакции участвуют идеальные газы, то при постоянной температуре

H = U + (pV) = U + n . RT, (3.4)

где n — изменение числа молей газов в реакции.

Для того, чтобы облегчить сравнение энтальпий различных реакций, используют понятие «стандартного состояния». Стандартное состояние — это состояние чистого вещества при давлении 1 бар (= 105 Па) и заданной температуре.

Для газов — это гипотетическое состояние при давлении 1 бар, обладающее свойствами бесконечно разреженного газа.Энтальпию реакции между веществами, находящимися в стандартных состояниях при температуре T, обозначают (r означает «reaction»).

В термохимических уравнениях указывают не только формулы веществ, но и их агрегатные состояния или кристаллические модификации.

Из закона Гесса вытекают важные следствия, которые позволяют рассчитывать энтальпии химических реакций.

Следствие 1. Стандартная энтальпия химической реакции

равна разности стандартных энтальпий образования продуктов реакции и реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов):

(3.5)

Стандартной энтальпией (теплотой) образования вещества (f означает «formation») при заданной температуре называют энтальпию реакции образования одного моля этого вещества из элементов, находящихся в наиболее устойчивом стандартном состоянии. Согласно этому определению, энтальпия образования наиболее устойчивых простых веществ в стандартном состоянии равна 0 при любой температуре. Стандартные энтальпии образования веществ при температуре 298 К приведены в справочниках.

Понятия «энтальпия образования» используют не только для обычных веществ, но и для ионов в растворе. При этом за точку отсчета принят ион H+, для которого стандартная энтальпия образования в водном растворе полагается равной нулю:

Следствие 2. Стандартная энтальпия химической реакции

равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов):

(3.6)

(c означает «combustion»). Стандартной энтальпией (теплотой) сгорания вещества называют энтальпию реакции полного окисления одного моля вещества. Это следствие обычно используют для расчета тепловых эффектов органических реакций.

Следствие 3. Энтальпия химической реакции равна разности энергий разрываемых и образующихся химических связей.

Энергией связи A- B называют энергию, необходимую для разрыва связи и разведения образующихся частиц на бесконечное расстояние:

AB(г) A(г) + B(г).

Энергия связи всегда положительна.

Большинство термохимических данных в справочниках приведено при температуре 298 К. Для расчета тепловых эффектов при других температурах используют уравнение Кирхгофа:

(дифференциальная форма) (3.7)

(интегральная форма) (3.8)

где Cp — разность изобарных теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ. Если разница T2 — T1 невелика, то можно принять Cp = const. При большой разнице температур необходимо использовать температурную зависимость Cp(T) типа:

, (3.9)

где коэффициенты a, b, c и т.д. для отдельных веществ берут из справочника, а знак обозначает разность между продуктами и реагентами (с учетом коэффициентов).

ПРИМЕРЫ

Пример 3-1. Стандартные энтальпии образования жидкой и газообразной воды при 298 К равны -285.8 и -241.8 кДж/моль, соответственно. Рассчитайте энтальпию испарения воды при этой температуре.

Решение. Энтальпии образования соответствуют следующим реакциям:

H2(г) + ЅO2(г) = H2O(ж), H10 = -285.8;

H2(г) + ЅO2(г) = H2O(г), H20 = -241.8.

Вторую реакцию можно провести в две стадии: сначала сжечь водород с образованием жидкой воды по первой реакции, а затем испарить воду:

H2O(ж) = H2O(г), H0исп = ?

Тогда, согласно закону Гесса,

H10 + H0исп = H20,

откуда H0исп = -241.8 — (-285.8) = 44.0 кДж/моль.

Ответ

. 44.0 кДж/моль.

Пример 3-2. Рассчитайте энтальпию реакции

6C(г) + 6H(г) = C6H6(г)

а) по энтальпиям образования; б) по энергиям связи, в предположении, что двойные связи в молекуле C6H6 фиксированы.

Решение. а) Энтальпии образования (в кДж/моль) находим в справочнике (например, P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15): fH0(C6H6(г)) = 82.93, fH0(C(г)) = 716.68, fH0(H(г)) = 217.97. Энтальпия реакции равна:

rH0 = 82.93 — 6 716.68 — 6 217.97 = -5525 кДж/моль.

б) В данной реакции химические связи не разрываются, а только образуются. В приближении фиксированных двойных связей молекула C6H6 содержит 6 связей C- H, 3 связи C- C и 3 связи C=C. Энергии связей (в кДж/моль) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, p. C7): E(C- H) = 412, E(C- C) = 348, E(C=C) = 612. Энтальпия реакции равна:

rH0 = -(6 412 + 3 348 + 3 612) = -5352 кДж/моль.

Разница с точным результатом -5525 кДж/моль обусловлена тем, что в молекуле бензола нет одинарных связей C- C и двойных связей C=C, а есть 6 ароматических связей C C.

Ответ

. а) -5525 кДж/моль; б) -5352 кДж/моль.

Пример 3-3. Пользуясь справочными данными, рассчитайте энтальпию реакции

3Cu(тв) + 8HNO3(aq) = 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(г) + 4H2O(ж)

при 298 К.

Решение. Сокращенное ионное уравнение реакции имеет вид:

3Cu(тв) + 8H+(aq) + 2NO3-(aq) = 3Cu2+(aq) + 2NO(г) + 4H2O(ж).

По закону Гесса, энтальпия реакции равна:

rH0 = 4 fH0(H2O(ж)) + 2 fH0(NO(г)) + 3 fH0(Cu2+(aq)) — 2 fH0(NO3-(aq))

(энтальпии образования меди и иона H+ равны, по определению, 0). Подставляя значения энтальпий образования (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15), находим:

rH0 = 4 (-285.8) + 2 90.25 + 3 64.77 — 2 (-205.0) = -358.4 кДж

(в расчете на три моля меди).

Ответ

. -358.4 кДж.

Пример 3-4. Рассчитайте энтальпию сгорания метана при 1000 К, если даны энтальпии образования при 298 К: fH0(CH4) = -17.9 ккал/моль, fH0(CO2) = -94.1 ккал/моль, fH0(H2O(г)) = -57.8 ккал/моль. Теплоемкости газов (в кал/(моль. К)) в интервале от 298 до 1000 К равны:

Cp

(CH4) = 3.422 + 0.0178. T, Cp(O2) = 6.095 + 0.0033. T,

Cp

(CO2) = 6.396 + 0.0102. T, Cp(H2O(г)) = 7.188 + 0.0024. T.

Решение. Энтальпия реакции сгорания метана

CH4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(г)

при 298 К равна:

= -94.1 + 2 (-57.8) — (-17.9) = -191.8 ккал/моль.

Найдем разность теплоемкостей как функцию температуры:

Cp = Cp(CO2) + 2 Cp(H2O(г)) — Cp(CH4) — 2 Cp(O2) =
= 5.16 — 0.0094T (кал/(моль. К)).

Энтальпию реакции при 1000 К рассчитаем по уравнению Кирхгофа:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) — 0.0094 (10002-2982)/2 = -192500 кал/моль.

Ответ

. -192.5 ккал/моль.

ЗАДАЧИ

3-1.

Сколько тепла потребуется на перевод 500 г Al (т.пл. 658 оС, H0пл = 92.4 кал/г), взятого при комнатной температуре, в расплавленное состояние, если Cp(Alтв) = 0.183 + 1.096 10-4T кал/(г К)?

3-2.

Стандартная энтальпия реакции CaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г), протекающей в открытом сосуде при температуре 1000 К, равна 169 кДж/моль. Чему равна теплота этой реакции, протекающей при той же температуре, но в закрытом сосуде?

3-3.

Рассчитайте стандартную внутреннюю энергию образования жидкого бензола при 298 К, если стандартная энтальпия его образования равна 49.0 кДж/моль.

3-4.

Рассчитайте энтальпию образования N2O5(г) при T = 298 К на основании следующих данных:

2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г), H10 = -114.2 кДж/моль,

4NO2(г) + O2(г) = 2N2O5(г), H20 = -110.2 кДж/моль,

N2(г) + O2(г) = 2NO(г), H30 = 182.6 кДж/моль.

3-5.

Энтальпии сгорания -глюкозы, -фруктозы и сахарозы при 25 оС равны -2802,
-2810 и -5644 кДж/моль, соответственно. Рассчитайте теплоту гидролиза сахарозы.

3-6.

Определите энтальпию образования диборана B2H6(г) при T = 298 К из следующих данных:

B2H6(г) + 3O2(г) = B2O3(тв) + 3H2O(г), H10 = -2035.6 кДж/моль,

2B(тв) + 3/2 O2(г) = B2O3(тв), H20 = -1273.5 кДж/моль,

H2(г) + 1/2 O2(г) = H2O(г), H30 = -241.8 кДж/моль.

3-7.

Рассчитайте теплоту образования сульфата цинка из простых веществ при T = 298 К на основании следующих данных:

ZnS = Zn + S, H10 = 200.5 кДж/моль,

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2, H20 = -893.5 кДж,

2SO2 + O2 = 2SO3, H30 = -198.2 кДж/моль,

ZnSO4 = ZnO + SO3, H40 = 235.0 кДж/моль.

3-8.

Найдите rH0298 для реакции

CH4 + Cl2 = CH3Cl(г) + HCl(г),

если известны теплоты сгорания метана ( cH0(CH4) = -890.6 кДж/моль), хлорметана ( cH0(CH3Cl) = -689.8 кДж/моль), водорода ( cH0(H2) = -285.8 кДж/моль) и теплота образования HCl ( fH0(HCl) = -92.3 кДж/моль)).

3-9.

Рассчитайте тепловой эффект реакции

NH3 + 5/4 O2 = NO + 3/2 H2O(г)

при T = 298 K, если известны следующие данные:

H2O(г) = H2O(ж), H10 = -44 кДж/моль,

1/2N2 + 3/2H2 = NH3, H20 = -46.2 кДж/моль,

H2 + 1/2O2 = H2O(ж), H30 = -285.8 кДж/моль,

NO = 1/2N2 + 1/2O2, H40 = -91.3 кДж/моль.

3-10.

При взаимодействии 10 г металлического натрия с водой rH298 = -79.91 кДж, а при взаимодействии 20 г оксида натрия с водой rH298 = -76.76 кДж. Вода берется в большом избытке. Рассчитайте теплоту образования оксида натрия fH0298(Na2O), если fH0298(H2Oж) = -285.8 кДж/моль.

3-11.

Энергия связи в молекуле H2 равна 432.1 кДж/моль, а энергия связи в молекуле N2 равна 945.3 кДж/моль. Какова энтальпия атомизации аммиака, если энтальпия образования аммиака равна -46.2 кДж/моль?

3-12.

Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции нейтрализации

NaOH + HCl = NaCl + H2O,

протекающей в водном растворе при 298 К.

3-13.

Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции

CaSO4(тв) + Na2CO3(aq) = CaCO3(тв) + Na2SO4(aq)

при 298 К.

3-14.

Напишите уравнение Кирхгофа для реакции, протекающей при постоянном объеме.

3-15.

Зависимость теплового эффекта реакции CH3OH(г) + 3/2O2 = CO2 + 2H2O(г) от температуры выражается уравнением:

(Дж) =

Рассчитайте изменение теплоемкости Cp для этой реакции при 500 К.

3-16.

Стандартная энтальпия образования Al2O3(тв) при 298 К равна -1675 кДж/моль. Рассчитайте стандартную энтальпию образования Al2O3(тв) при 800 К, если даны мольные теплоемкости (в Дж/(моль. К)):

Cp(Al) = 20.67 + 12.39. 10-3T, Cp(O2) = 31.46 + 3.39. 10-3T — 3.77. 105T-2,

Cp(Al2O3) = 114.56 + 12.89. 10-3T — 34.31. 105T -2.

3-17.

Энтальпия диссоциации карбоната кальция при 900 оС и давлении 1 атм равна 178 кДж/моль. Выведите уравнение зависимости энтальпии реакции от температуры и рассчитайте количество теплоты, поглощенное при разложении 1 кг карбоната кальция при 1000 оС и 1 атм, если даны мольные теплоемкости (в Дж/(моль. К)):

Cp(СaCO3(тв)) = 104.5 + 21.92. 10-3T — 25.94. 105T-2,

Cp(СaO(тв)) = 49.63 + 4.52. 10-3T — 6.95. 105T-2,

Cp(CO2(г)) = 44.14 + 9.04. 10-3T — 8.53. 105T-2.

[предыдущий раздел][содержание][следующий раздел]

Источник: http://www.chem.msu.su/rus/teaching/eremin1/1-3.html

Тепловой эффект химических реакций. Термохимические расчеты

Как определить тепловые эффекты следующих реакций...

Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии обычно в виде теплоты. Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических процессов, называется термохимией.Тепловые эффекты реакций можно определить как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов.

Тепловым эффектом химической реакции называется количество теплоты, выделенное или поглощенное в результате химического взаимодействия. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, называются экзотермическими, сопровождающиеся поглощением теплоты – эндотермическими.

Подавляющее большинство химических реакций – изобарные процессы. Поэтому целесообразно оценивать энергетический или тепловой эффект реакции изменением энтальпии системы. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы Qp = ΔH.

В экзотермических реакциях теплота выделяется в окружающее пространство, энтальпия или внутренняя энергия системы уменьшается и значения ΔH и ΔU для них отрицательны (ΔН < 0, ΔU < 0). В эндотермических реакциях теплота поглощается из окружающего пространства, энергосодержание системы увеличивается и изменения Δ H и ΔU положительны (ΔН > 0, ΔU > 0).

Уравнения химических реакций, в которых указаны тепловые эффекты и агрегатные состояния веществ называют термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях указывается также фазовое состояние и полиморфная модификация реагирующих и образующихся веществ: (г) – газовое, (ж) – жидкое, (к) – кристаллическое, (т) – твердое, (р) – растворенное и др.

Например, термохимическое уравнение синтеза воды имеет вид

2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж) ; ΔH0298 = -571,6 кДж

из уравнения следует, что реакция является экзотермической (ΔН < 0) и при взаимодействии 2 моль водорода и 1 моль кислорода образуется 2 моль воды и выделяется 571,6 кДж теплоты.

По термохимическим уравнениям реакций можно проводить различные расчеты. Для решения задач по термохимическим уравнениям нужно записать уравнение протекающей реакции, затем на основе данных составить пропорцию и решить ее.

Пример №1. Вычислите по термохимическому уравнению

4Р(к) + 5О2(г) = 2Р2О5(к) ; ΔH= –3010кДж

количество телоты, выделяемой при сгорании 6,2 г фосфора.

Решение: Рассчитаем количество вещества фосфора:

n(P) = m(P)/M(P) = 6,2/31 = 0,2 моль

Составим пропорцию и найдем количество теплоты:

при сгорании 4 моль Р — выделяется 3010 кДж теплоты;

при сгорании 0,2 моль Р — выделяется X кДж теплоты;

4/0,2 = 3010/ X; X = (0,2 · 3010)/4 = 150,5 кДж.

Пример №2. Составьте термохимическое уравнение реакции горения магния, если известно, что при сгорании 6 г магния выделилось 153,6 кДж теплоты.

Решение.Рассчитаем количество вещества сгоревшего магния:

n(Mg) = m(Mg)/M(Mg) = 6/24 = 0,25 моль.

Составим уравнение реакции горения:

2Mg(т) + O2(г) = 2MgO(т)

найдем количество теплоты, которое выделяется при сгорании 2 моль:

при сгорании 0,25 моль магния — выделяется 153,6 кДж;

при сгорании 2 моль магния — выделяется X кДж теплоты;

0,25/2 = 153,6/X; X = (2 · 153,6)/0,254 = 1228,8 кДж.

Следовательно, термохимическое уравнение реакции имеет вид

2Mg(т) + O2(г) = 2MgO(т); ΔH = –1228,8 кДж

Пример №3.По термохимическому уравнению

С(т) + О2(г) = СО2 (г) ; ΔH = – 394 кДж

Определите, сколько литров оксида углерода (IV) (н.у.) образуется, если выделяется 591 кДж теплоты?

Решение.Рассчитаем, при образовании какого количества оксида углерода (IV) выделяется 591 кДж теплоты. Исходя из уравнения реакции составим пропорцию:

При образовании 1 моль СО2(н.у.) выделяется 394 кДж теплоты;

При образовании X моль СО2(н.у.) выделяется 591 кДж теплоты;

1/X = 394/591; X = 591/394 = 1,5 моль СО2(н.у.).

По следствию из закона Авогадро: 1 моль любого газа (при н.у.) занимает объем 22,4 л, составим пропорцию:

1 моль СО2(н.у.) занимает объем 22,4 л;

1,5 моль СО2(н.у.) занимают X л;

1/1,5 = 22,4/X; X = 1,5 · 22,4/1 = 33,6 л.

Для того, чтобы можно было сравнить тепловые эффекты различных процессов термохимические расчеты обычно относят к 1 моль вещества и стандартным состояниям и условиям.

За стандартные условия приняты: давление 101 325 Па и температура 25 0С (298 К). Стандартным состоянием вещества является состояние, устойчивое при стандартных условиях.

Тепловой эффект при стандартных условиях называется стандартным тепловым эффектом реакции и обозначается ΔH0298 или ΔH0.

Основным законом термохимии является закон Г.И.Гесса (1841г.): тепловой эффект химического процесса зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от пути процесса, т.е. числа и характера промежуточных стадий.

Так, процесс превращения исходных веществ (состояние 1) в продукты (состояние 2) может быть осуществлен несколькими путями, представленными на рис.3;

ΔH

τ

Рис.3. Изменение энтальпии реакции с течением времени

По закону Гесса тепловой эффект процесса может быть рассчитан следующим образом:

ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5 = ΔH6 + ΔH7

Согласно следствию из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности суммы энтальпий образования продуктов реакции и суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔH0 = ∑ΔH0f прод — ∑ ΔH fисх.

Для расчета теплового эффекта реакции используют энтальпии (теплоты) образования веществ. Энтальпией образования называется тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ.

Стандартные энтальпии образования обозначают ΔH0обр,298или ΔH0f,298 , где индекс fformation (образование).

Часто один из индексов опускают.

Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях (газообразный кислород O2(г), жидкий бром Br2(ж), кристаллический иод I2(к), ромбическая сера S(р) , углерод C(графит) и т.д.), равны нулю.

Стандартной энтальпией образования называется изменение энтальпии в реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ, измеренное в стандартных условиях.

С помощью термохимических расчетов можно определить тепловой эффект реакций, энергию химических связей, энергию кристаллической решетки, межмолекулярного взаимодействия, энтальпию растворения и сольватации (гидратации), энергетические эффекты фазовых превращений и т.д.

Значения стандартных энтальпий образования ряда веществ приведены в Приложении 1.

Пример №4.На основаниизначений стандартной энтальпии образования вычислите тепловой эффект реакции, сделайте вывод, экзотермической или эндотермической она является:

Сu2S(к) + 2 O2(г) = 2 CuO(к) + SO2(г)

Решение.Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования веществ:

Соединение Cu2S(к) O2(г) CuO(к) SO2(г)
ΔH0f ,кДж/моль -82,01 -165,3 -296,9

Согласно следствию из закона Гесса:

ΔH0 = (2 ΔH0f, CuO(к) + ΔH0f, SO2(г)) — ( ΔH0f, Cu2S(к) + 2 ΔH0f, O2(г)) =

= [2(-165,3) + (-296,9)] – (-82,01 + 2 · 0) = -545,5 кДж.

Так как ΔH0 < 0, следовательно, реакция экзотермическая, сопровождается выделением 545,5 кДж тепла.

Пример №5.Рассчитайте тепловой эффект реакции взаимодействия кристаллического оксида алюминия и газообразного оксида серы (IV):

Al2O3(к) + 3 SO3(г) = Al2(SO4)3(к)

Решение.Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования веществ:

Соединение Al2O3(к) SO3(г) Al2(SO4)3(к)  
ΔH0f ,кДж/моль -1676,0 -396,1 -3442,2

Тепловой эффект реакции в стандартных условиях определяется:

ΔH0 = ΔH0f, Al2(SO4)3(к) – ( ΔH0f, Al2O3(к) + 3 ΔH0f, SO3(г)) =

= (-3442,2) – [(1676,0 + 3(-396,1)] = -577,9 кДж.

Так как ΔH0 < 0, следовательно, реакция экзотермическая, сопровождается выделением 577,9 кДж энергии.

Пример №6.Рассчитать тепловой эффект реакции образования сероуглерода CS2 и паров воды из газообразных сероводорода и оксида углерода (IV).

2H2S(г) + CO2(г) = CS2(г) + 2H2O(г)

Решение.Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования веществ

Соединение H2S(г) СO2(г) CS2(г) H2O(г)  
ΔH0f ,кДж/моль -20,15 -393,51 115,28 -241,88

Тепловой эффект реакции в стандартных условиях определяется:

ΔH0 = [ ΔH0f,CS2 (г) + 2ΔH0f,H2O (г)] – [2ΔH0f,H2S (г)+ ΔH0f,CO2 (г) ]=

= [115,28 +2(-241,88)] – [2(-20,15) + (-393,51)] = 65,33 кДж

Тепловой эффект реакции составляет ΔH0 = 65,33 кДж, так как ΔH0 > 0, следовательно, реакция эндотермическая, протекает с поглощением тепла.

Пример №7.Определить тепловой эффект растворения КОН.

КОН (к) = К+(р) + ОН-(р)

Решение.Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования веществ

Соединение КОН(к) К+(р) ОН-(р)  
ΔH0f ,кДж/моль -425,8 -251,2 -230,2

ΔH0раств. = (ΔH0f ,К(к)+ + ΔH0f,ОН(р)-) — ΔH0f,КОН(к)) =[(-251,2) + (230,2)] – (-425,8) = -55,6 кДж

Процесс растворения щелочи экзотермический, сопровождается выделением 55,6 кДж.

Пример №8.Определитетепловой эффект фазового перехода:

SO3(ж) = SO3(г)

Решение:Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования.

Соединение…………. SO3 (ж) SO3 (г)

ΔH0f ,кДж/моль…….. -439,0 -396,1

Тепловой эффект фазового перехода рассчитывается по уравнению:

ΔH0исп. = (ΔH0f ,SO3 (г) ) – (ΔH0f ,SO3 (ж)) =(-396,1) – (-439,0) = 42,9 кДж

Процесс испарения оксида серы (VI) эндотермический, требует затраты энергии в 42,9 кДж.

Источник: https://studopedia.su/11_60910_teplovoy-effekt-himicheskih-reaktsiy-termohimicheskie-rascheti.html

Biz-books
Добавить комментарий