С помощью термохимического уравнения h2s

Энергетика химических процессов. Закон Гесса

Материалы портала onx.distant.ru

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о ₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН о _f,298 (или ΔН о _обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например , ΔН o _f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН o _сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН o ₂₉₈ реакции:

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о _х.р. равна:

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН о _х.р.,298 = 2ΔН о _сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН о ₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

• • • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

• • • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН o , изменив ее знак на противоположный:

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н о ₂₉₈ = (- ΔН о ₁/2) + (- 3/2·ΔН о ₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН о _f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о ₁ = ΔН о ₂ + ΔН о _х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН о _х = ΔН о ₁ – ΔН о ₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

По закону Гесса: ΔН о ₁ = ΔН о _х+ ΔН о ₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о _{(С = С)} = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

Решение задач по химической кинетике и термодинамике (профильный уровень)

Разделы: Химия

Элементы содержания: энергетика и направление течения химических реакций; скорость химических реакций; химическое равновесие; закон действующих масс.

Требования к уровню подготовки выпускников: уметь объяснять зависимость скорости и направления протекания реакций от различных факторов, знать закон действующих масс.

Цель: закрепить умения решать задачи по химической кинетике и термодинамике, обобщить знания по темам «Энергетика и направление течения химических реакций», «Скорость химических реакций. Химическое равновесие «.

1. Устный (фронтальный) опрос по теме «Энергетика химических реакций»:

1) что называется термодинамической системой? какие параметры характеризуют состояние системы?

2) что такое энтальпия системы (Н)?

3) что называется тепловым эффектом реакции? при каких условиях он называется изменением энтальпии реакции и обозначается Н?

4) что называется стандартной энтальпией образования соединения Н o ₂₉₈? Почему необходима стандартизация состояния веществ?

5) для каких процессов справедлив закон Гесса?

6) энергетические эффекты каких процессов можно вычислять с помощью табличных значений Н o ₂₉₈ ?

2. Решение задач: термохимические расчеты

Задача 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции горения сероводорода

Решение: уравнения 1-3 есть термохимические уравнения образования соответственно 1 моль H₂S_(г) , H₂O_(ж) и SO_2(г) из простых веществ в стандартных условиях, а тепловые эффекты — стандартные энтальпии образования указанных соединений Н₂₉₈ (см. справоч. таблицу). Н₂₉₈ образования простых в наиболее термодинамически устойчивом состоянии принимаются равными нулю

(Н o ₂₉₈(О₂ ) = 0).

На основании одного из следствий закона Гесса: Н = Н (прод.) — Н ( исх.), где Н (прод.) и Н ( исх.) — суммы стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ, получаем:

Н = ( -286,0 — 297,0 ) — (- 20,17 ) = — 562,8 кДж.

Отрицательное значение энтальпии реакции горения сероводорода означает, что данная реакция экзотермическая.

Н (исх.) > Н (прод.) (в данном случае, больше на 562,8 кДж).

Следовательно, Н (исх.) = Н (прод.) + 562,8 кДж. Энергия выделяется в окружающее пространство.

Тепловой эффект можно включить в уравнение химической реакции

Примечание: возможен другой вариант решения: если сложить термохимические уравнения 2 и 3 и вычесть уравнение 1, то получим искомое (исходное) уравнение:

Подставив численное значение энтальпий образования веществ из задачи, получим значение теплового эффекта реакции:

Н = ( -286,0 — 297,0 ) — (- 20,17 ) = — 562,8 кДж.

Полученное уравнение для Н и есть следствие закона Гесса.

Задача 2. С помощью термохимического уравнения

H₂S_(г) + 3 /₂ O₂ = SO_{2 (г)} + H₂O_(ж) + 562,8 кДж определите объем сгоревшего сероводорода, если известно, что в результате реакции выделилось 281,4 кДж теплоты.

Решение: проведем расчет по уравнению и определим V(H₂S):

3. Устный (фронтальный) опрос по теме «Направления течения химических реакций»:

1) что такое энтропийный фактор процесса?

2) проиллюстрируйте примером тот факт, что направление химического процесса зависит и от энтропийного, и от энтальпийного факторов;

3) что называется стандартной энтропией вещества?

4) как определяется изменение энтропии системы в результате протекания определенного процесса в стандартных условиях?

5) что такое изобарно-изотермический потенциал, или свободная энергия Гиббса? Что можно сказать о химическом процессе, для которого:

1) G >0 , 2) G o ₂₉₈) в каждой из предложенных реакций:

Проверьте правильность сделанных выводов расчетом S o ₂₉₈ соответствующих реакций, пользуясь справочными данными.

I. 1) S o ₂₉₈ первой реакции больше нуля. Энтропия системы как мера неупорядоченности растет при увеличении количества молей вещества (числа молей), тем более, что одно из полученных веществ находится в газообразном состоянии;

2) S o ₂₉₈ o ₂₉₈ o ₂₉₈ > 0, так как усложнился состав молекул газа (H₂O вместо H₂), хотя результате реакции число молей и не изменилось (в том числе и газообразных веществ );

5) S o ₂₉₈ + и CL — , находящиеся в растворе, переходят в осадок, т.е. в системе растет упорядоченность.

II. Выпишем из справочной таблицы значения ?S o ₂₉₈ соответствующих веществ и подпишем их под формулами в уравнениях 1 — 5:

S₅ = 96,11 — (72,63 + 56,63) = — 33,15 Дж/град

т.е. результаты вычисления S o ₂₉₈ реакций подтвердили выводы, сделанные раннее.

Задача 2. Какие из реакций, перечисленных в задаче 1, протекают самопроизвольно при стандартных условиях?

Решение: Ответ на вопрос задачи дает вычисление изменения изобарно-изотермического потенциала или свободной энергии Гиббса (G o ₂₉₈) предложенных реакций. G — функция состояния системы, и, следовательно,

G o = G o (прод.) — G o (исх.).

Выпишем из справочной таблицы значения G o ₂₉₈ образования соединений и подпишем их под соответствующими формулами в уравнениях 1 — 5, вычислим G o ₂₉₈ соответствующих реакций:

Полученные результаты говорят о том, что реакции 1, 3 и 5 могут протекать в стандартных условиях самопроизвольно до установления равновесия, а реакции 2 и 4 в этих условиях протекать в указанном направлении не могут.

5. Устный (фронтальный) опрос по теме «Скорость химических реакций»

1) что понимают под скоростью химических реакций?

2) почему о скорости химических реакций имеет смысл говорить только для данного момента времени?

3) какие факторы влияют на скорость химической реакции?

4) в чем различие гомогенных и гетерогенных химических реакций?

5) сформулируйте закон действия масс

6) что такое константа скорости химической реакции? каков ее физический смысл? в каких единицах она измеряется?

7) в какой форме закон действия масс применим для гетерогенных реакций?

8) как скорость химических реакций зависит от температуры? что такое температурный коэффициент скорости химической реакции? как он рассчитывается?

9) что такое энергия активации химической реакции? как влияет величина энергии активации на скорость реакции?

10) что такое лимитирующая стадия сложной химической реакции?

6. Решение задач: скорость химических реакций

Задача 1. Скорость химической реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ описывается уравнением . Во сколько раз возрастет скорость данной реакции при увеличении давления в смеси исходных газов в два раза?

Решение: увеличение давления вдвое равноценно двойному увеличению концентраций NO и O₂. Поэтому скорости взаимодействия примут в соответствии с законом действия масс следующие выражения:

Задача 2. Объясните, почему показатели степеней в уравнениях, выражающих закон действия масс для нижеприведенных реакций взаимодействия исходных газообразных веществ, не всегда соответствуют коэффициентам уравнения?

Ответ: реакции 2 и 4 протекают через промежуточные стадии, а скорость подобных реакций определяется стехиометрией лимитирующей стадии.

7. Устный (фронтальный) опрос по теме «Катализ»:

1) какой процесс называют катализом?

2) что такое катализатор?

3) что такое положительный и отрицательный катализ?

4) как катализатор влияет на энергию активации химической реакции?

5) чем отличается гетерогенный катализ от гомогенного?

6) в чем сущность избирательности катализатора?

7) какова роль катализатора в гетерогенном катализе?

8) в чем заключается действие ингибиторов химических реакций?

9) что такое каталитические яды?

10) в чем особенности ферментативного катализа?

8. Решение задач: катализ

Задача 1. Ацетальдегид разлагается в газовой фазе следующим образом: CH₃COH = CH₄ + CO. Присутствие паров иода заметно ускоряет реакцию. Известно, что первая стадия каталитического процесса

CH₃COH + I₂ = CH₃I + HI + CO протекает медленнее второй. Напишите уравнение реакции для второй стадии и уравнение, выражающее закон действия масс для каталитической реакции в целом.

Решение: По теории промежуточных соединений, объясняющей гомогенный катализ, реакция А + В = АВ (а) протекает по стадиям:

1) А + К = АК, 2) АК + В = АВ + К, где К — катализатор.

Очевидно, что а = 1 + 2 или 2 = а — 1 :

( оперируем с химическим уравнением как с алгебраическим ).

Так как лимитирующей стадией каталитического процесса является медленная стадия, то уравнение скорости разложения ацетальдегида согласно закону действия масс будет

9. Устный (фронтальный) опрос по теме «Химическое равновесие»:

1) какие реакции называются обратимыми? в чем их отличие от реакций, протекающих до конца?

2) что такое состояние химического равновесия? можно ли сказать, что при установлении химического равновесия реакция прекращается?

3) что такое константа равновесия химической реакции? как константа равновесия выражается через равновесные концентрации реагирующих веществ?

4) каковы особенности выражения константы равновесия для гетерогенных химических процессов?

5) как константа равновесия связана с изменением изобарно-изотермического потенциала G реакции?

6) как влияет изменение температуры на константу равновесия?

7) изменится ли состояние равновесия при введении в реакционную смесь катализатора? какой вывод следует сделать о влиянии катализатора на константу равновесия?

8) сформулируйте правило для определения направления смещения равновесия при изменении давления в реакциях между газообразными веществами; какие коррективы нужно ввести при определении смещения равновесия при изменении давления для гетерогенных систем?

9) как влияет изменение концентрации одного из веществ на смещение равновесия в гомогенной реакционной смеси?

10) каково влияние изменения температуры на смещение равновесия в экзотермических и эндотермических реакциях?

10. Решение задач: химическое равновесие

Задача 1. При некоторой температуре константа равновесия реакции H_{2 (г)} + Br_{2 (г)} 2НBr _(г) равна 1. Определите состав равновесной реакционной смеси, если для реакции были взяты 1 моль H₂ и 2 моль Br₂.

Решение: запишем выражение константы равновесия:

Задача сводится к определению равновесных концентраций реагирующих веществ через константу равновесия. Из уравнения реакции видно, что 1 моль водорода реагирует с 1 моль брома, при этом получается 2 моль бромоводорода. Если же до достижения равновесия прореагировало Х моль водорода, то равновесные количества веществ в смеси и пропорциональные им концентрации составят:

Подставляя эти значения в выражение константы равновесия, получим:

( 2х ) 2
К = ——— = 1
( 1 — х ) * ( 2 — х )

Решение квадратного уравнения 3х 2 + 3х — 1 = 0 дает х = 0,45 (второй корень уравнения отрицательный и физического смысла не имеет).

По достижении равновесия количества реагирующих веществ в смеси составят:

n (H₂) = 1 — 0,45 = 0,55 моль

n (Br₂) = 2 — 0,45 = 1,55 моль

n (НBr) = 2 * 0,45 = 0,9 моль

Задача 2. Оксид азота (IV) NO₂ окрашен в бурый цвет, его димер N₂O₄ бесцветен. Предскажите, как будет меняться окраска смеси газов при одновременном увеличении температуры и уменьшении давления.

Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях по справочным данным:

Н _{реакции} = Н o ₂₉₈ (N₂O₄) — 2 Н o ₂₉₈ (NO₂) = 1 моль * 9,6 кДж/моль-2 моль * 33,8 кДж/моль = -58 кДж

Так как реакция экзотермическая (Н 24.07.2012

С помощью термохимического уравнения H2S(г) + 3/2O2 = SO2(г) + H2O(ж) + 562,8 кДж.

👉 Как получить работу? Ответ: Напишите мне в whatsapp и я вышлю вам форму оплаты, после оплаты вышлю решение.

➕ Как снизить цену? Ответ: Соберите как можно больше задач, чем больше тем дешевле, например от 10 задач цена снижается до 50 руб.

➕ Вы можете помочь с разными работами? Ответ: Да! Если вы не нашли готовую работу, я смогу вам помочь в срок 1-3 дня, присылайте работы в whatsapp и я их изучу и помогу вам.

⚡ Условие + 37% решения:

С помощью термохимического уравнения H2S(г) + 3/2O2 = SO2(г) + H2O(ж) + 562,8 кДж Определите объем сгоревшего сероводорода, если известно, что в результате реакции выделилось 281,4 кДж теплоты.

Решение: Тепловой эффект термохимического уравнения относится к 1 моль вступившего в реакцию вещества. 1 моль любого газообразного вещества в нормальных условиях занимает объем 22,4 л.

Готовые задачи по химии которые сегодня купили:

Образовательный сайт для студентов и школьников

Копирование материалов сайта возможно только с указанием активной ссылки «www.lfirmal.com» в качестве источника.

© Фирмаль Людмила Анатольевна — официальный сайт преподавателя математического факультета Дальневосточного государственного физико-технического института