Задачи на термохимические уравнения теплота образования

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).

Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями

Здесь вы найдете примеры задач на вычисление таких термодинамических параметров как энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Определение возможности самопроизвольного протекания процесса, а также составление термохимических уравнений.

Задачи к разделу Основы термодинамики с решениями

Задача 1. Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 °К (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.
Fe₂O_{3 (к)} + 3H₂ = 2Fe_(к) + 3H₂O_(г)

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

При Т=298°К, ΔG > 0 – реакция не идет самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении.

Чтобы рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, надо ΔG приравнять к нулю:

При Т = 705,83 К реакция будет идти равновероятно как в прямом так и в обратном направлении.

Задача 2. Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 1000 и 3000 К.

Вычисления энергии Гиббса проводим согласно выражению:

Необходимо рассчитать энтальпию и энтропию химической реакции.

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Найдем энергию Гиббса при 1000 К

ΔG₁₀₀₀ > 0, следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем энергию Гиббса при 3000 К

ΔG3₀₀₀ ˂ 0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.

Задача 3. Определите тепловой эффект сгорания жидкого CS₂(ж) до образования газообразных СО₂ и SO_2. Сколько молей CS₂ вступят в реакцию, если выделится 700 кДж тепла?

Уравнение реакции сгорания жидкого сероуглерода следующее:

Тепловой эффект реакции вычислим подставляя справочные данные стандартных энтальпий веществ в выражение:

Т.е. при сгорании 1 моля сероуглерода выделяется 1075,1 кДж тепла

а при сгорании x молей сероуглерода выделяется 700 кДж тепла

Найдем х:

x = 700·1/1075,1 = 0,65 моль

Итак, если в результате реакции выделится 700 кДж тепла, то в реакцию вступят 0,65 моль CS₂

Задача 4. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
1. FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CО₂ (г); ΔH₁ = -18,20 кДж;
2. СO (г) + 1/2O₂ (г) = СO₂ (г) ΔН₂ = -283,0 кДж;
3. H₂ (г) + ½ O₂ (г) = H₂O (г) ΔН₃ = -241,83 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (II) водородом имеет следующий вид:

4. FeO (к) + H₂ (г) = Fe (к) + H₂O (г)

Чтобы вычислить тепловой эффект реакции необходимо применить закон Гесса, т.е. реакцию 4. можно получить, если сложить реакции 1. и 2. и вычесть реакцию 1.:

Таким образом, тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом равен

Задача 5. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:
С₆Н_6(ж) + 7½ О_2(г) = 6СО_2(г) + 3Н₂О_(г) – 3135,6 кДж.
Вычислите теплоту образования жидкого бензола. Определите теплотворную способность жидкого бензола при условии, что стандартные условия совпадают с нормальными.

Тепловой эффект реакции равен:

В нашем случае ΔH_р-ции = – 3135,6 кДж, найдем теплоту образования жидкого бензола:

Теплотворная способность жидкого бензола вычисляется по формуле:

М(бензола) = 78 г/моль

Q_Т = – 3135,6· 1000 / 78 = — 4,02·10 4 кДж/кг

Теплотворная способность жидкого бензола Q_Т = — 4,02·10 4 кДж/кг

Задача 6. Реакция окисления этилового спирта выражается уравнением:
С₂Н₅ОН_(ж) + 3,0 О_2(г) = 2СО_2(г) + 3Н₂О_(ж).
Определить теплоту образования С₂Н₅ОН_(ж), зная ΔН х.р. = — 1366,87 кДж. Напишите термохимическое уравнение. Определите мольную теплоту парообразования С₂Н₅ОН_(ж) → С₂Н₅ОН_(г), если известна теплота образования С₂Н₅ОН_(г), равная –235,31 кДж·моль -1 .

Исходя из приведенных данных, запишем термохимическое уравнение:

Тепловой эффект реакции равен:

Используя справочные данные теплот образования веществ, найдем теплоту образования С₂Н₅ОН_(ж):

ΔH 0 _C2H5OH(ж) = -277,36 кДж/моль

ΔH 0 _{парообразования} = — 235,31 + 277,36 = 42,36 кДж/моль

Мы определили, что теплота образования С₂Н₅ОН_(ж) равна

ΔH 0 _C2H5OH(ж) = -277,36 кДж/моль

ΔH 0 _{парообразования} = 42,36 кДж/моль

Задача 7. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция:
СО_{2 (г)}+Н_{2 (г)} ↔ СО _(г)+Н₂О _(ж)?
Рассчитайте ΔG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной?

Рассчитаем ΔG данной реакции:

Для этого сначала определим ΔH и ΔS реакции:

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях

следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем при каких температурах данная реакция становится самопроизвольной.

В состоянии равновесия ΔG_р-ции= 0, тогда

Задача 8. Рассчитав на основании табличных данных ΔG и ΔS, определите тепловой эффект реакции:
2 NO _(г) + Cl_{2 (г)} ↔ 2 NOCl_(г).

При постоянных температуре и давлении, изменение энергии Гиббса связано с энтальпией и энтропией выражением:

На основании табличных данных рассчитаем ΔG и ΔS

ΔH = — 40,64 + 298 · (-121,04/1000) = — 76,7 кДж/моль

Тепловой эффект реакции ΔH = — 76,7 кДж/моль

Задача 9. С чем будет более интенсивно взаимодействовать газообразный хлористый водород (в расчете на 1 моль): с алюминием или с оловом? Ответ дайте, рассчитав ΔG 0 обеих реакций. Продуктами реакций являются твердая соль и газообразный водород.

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с алюминием

В реакции принимает участие 2 моль Al(т), тогда ΔG_р-ции1 1 моля Al(т) равно

ΔG 0 _{р-ции 1} = -701,98 / 2 = -350,99 кДж/моль

Рассчитаем ΔG 0 для реакции взаимодействия газообразного хлористого водорода (в расчете на 1 моль) с оловом:

ΔG 0 _{р-ции 2} = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 кДж/моль

Задача 10. Не прибегая к вычислениям, определите, какие знаки (>0, 0.

Задачи на термохимические уравнения теплота образования

• Главная Все задачи
• Контакты Написать
• 

• Вы здесь:
• Главная
• Химия
• Задачи Химическая термодинамика и термохимия

Задачи Химическая термодинамика и термохимия

Задачи по теме химическая термодинамика и термохимия с решениями

1. Задача Расчёт тепловых эффектов химической реакции.

Рассчитать тепловой эффект реакции (ΔН р-ции) при гашении 100 кг извести (CaO) водой, если теплоты образования оксида кальция, воды и гидроксида кальция соответственно равны -635,1; -285,84 и -986,2 кДж/моль.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaO(т) + H2O(ж) → Ca(OH)2(т), где т, ж – твёрдое и жидкое агрегатное состояние.

Рассчитываем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции), используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = -986,2 – (-635,1 – 285,84) = -65,26 кДж/моль

Рассчитаем тепловой эффект реакции с учётом количества вещества оксида кальция:

ΔHр-ции = nCaO* ΔH°р-ции; nCaO = = 1,79*10 3 моль →

ΔHр-ции = 1,79*10 3 * (-65,26) = -116,5*10 3 кДж.

2. Задача Расчёт теплот образования веществ.

При растворении 16 г карбида кальция (CaC2) в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Рассчитать теплоту образования гидроксида кальция (ΔH°Ca(OH)2), если теплоты образования (ΔH°) воды, карбида кальция, ацетилена (C2H2) соответственно равны – 285,84; -62,7; 226,75 кДж/моль.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaC2(т) + 2H2O(ж) → Ca(OH)2(т) + C2H2(г), где т, ж и г – соответственно, твёрдое, жидкое и газообразное агрегатное состояние.

Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции):

ΔH°р-ции = →

ΔH°р-ции = = -125,2 кДж/моль.

Выразим и рассчитаем теплоту образования гидроксида кальция, используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = ΔH° Ca(OH)2 + ΔH° C2H2 – (ΔH° CaС2 – 2*ΔH° H2О), при этом учитываем стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

→ ΔH° Ca(OH)2 = – 125,2 – 861,13 = — 986,33 кДж/моль.

3. Задача Расчёт теплоты растворения.

Рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата сульфита натрия (Na₂SO₃ * 7H₂O), если теплота растворения безводного сульфита натрия равна 11,34 кДж/моль, а теплота образования кристаллогидрата этой соли (теплота гидратации) равна 58,4 кДж/моль.

Решение задачи. Теплота растворения безводного сульфита натрия складывается из теплоты, пошедшей на разрушение кристаллической решётки безводной соли, и теплоты, выделившейся при гидратации соли:

Na2SO3 + 7H2O → Na2SO3 * 7H2O,

ΔH° растворения = ΔH° разруш. крист. решётки + ΔH° гидратации;

ΔH° кристаллогидрата = ΔH° разруш. крист. решётки = ΔH° растворения — ΔH° гидратации; →

теплота растворения кристаллогидрата равна:

ΔH° кристаллогидрата = — 11,34 – (-58,4) = 47,04 кДж/мол

Задача Расчёт теплоты сгорания.

Рассчитать стандартную теплоту сгорания этилового спирта, исходя из реакции биохимического брожения глюкозы:

Теплоты сгорания (ΔH°сгор.) глюкозы, спирта и углекислого газа равны соответственно -2817,1; -1366,9 и 0 кДж/моль.

Решение задачи. Используем ещё одно следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммами теплот сгорания исходных веществ и суммами теплот сгорания продуктов реакции: ΔH°р-ции = ΔH°сгор._С6Н12О6 – (2*ΔH°сгор._С2Н5ОН + 2ΔH°_СО2). Поскольку углекислый газ уже не может окисляться, то его теплота сгорания (окисления) равна нулю.

ΔH°сгор.С2Н5ОН = =

Задачи по теме Расчёт изменения внутренней энергии при химических реакциях и фазовых переходах.

Задача 1. Рассчитать изменение внутренней энергии системы в стандартных условиях (ΔU°) при протекании реакции

2Cl2 + 2H₂O(г) → 4HCl(г) + O₂, если станд. теплоты образования воды и хлороводорода (HCl) соответственно равны -241,84 и 92,3 кДж/моль.

Решение. Изменение внутренней энергии рассчитывается по формуле ΔU=ΔH-A, для газов A (работа расширения) = Δn*R*T →

где Δn — изменение числа моль газообразных продуктов реакции и исходных веществ. Для данной реакции Δn = 5-4 = 1 моль.

Рассчитаем ΔH°р-ции, используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = 4*ΔH°HCl — 2ΔH° H2О = 4*(-92,3)-2*(-241,84)=114,48 кДж/моль; R – газовая постоянная, равна 8,3*10 -3 кДж/моль*К; Т = 298 К (25°С).

Рассчитываем изменение внутренней энергии:

ΔU° = 114,48 – 1*8,3*10 -3 *298 = 112,0 кДж/моль.

Следовательно, в процессе реакции внутренняя энергия увеличилась на 112 кДж/моль.

Задача 2. Рассчитать изменение внутренней энергии при испарении 250 г воды при 20°С (пары подчиняются законам идеальных газов). Объёмом жидкости по сравнению с объёмом пара можно пренебречь. Удельная теплота парообразования воды равна 2451 Дж/г.

Решение. При испарении воды (H2O ж → H2O пар) Δn = 1 моль (изменение количества газообразных веществ). Изменение внутренней энергии системы при испарении воды рассчитываем по формуле: ΔU = ΔH — Δn*R*T. Рассчитаем молярную теплоту парообразования воды по формуле:

ΔH = 2451 Дж/г * 18 г/моль = 44,12 кДж/моль,

n H2О(ж) = = 13,89 моль → ΔU = (ΔH — Δn*R*T)*13,89 = =(44,12-1*8,3*10 -3 *293)*13,89 = 579,0 кДж.

Следовательно, внутренняя энергия системы увеличилась на 579,0 кДж.

Примеры решения типовых задач по второму началу термодинамики.

При решении задач указывать и учитывать агрегатное состояние веществ.

Задачи по Определение изменения энтропии в различных процессах.

Особенностью химических и физико-химических превращений является участие в них большого числа частиц. Для таких систем наиболее вероятно состояние беспорядка (частицы менее связаны, менее упорядочены), которое характеризуется энтропией (S). Количественно изменение энтропии можно рассчитать на основе следствия закона Гесса. Чем большее увеличение энтропии в каком-либо процессе, тем этот процесс более вероятен. Качественно знак изменения энтропии можно оценить (определить), сопоставляя число частиц до и после реакции и агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

Энтропия связана с теплотой и возрастает при увеличении беспорядка:

— переход из твёрдого состояния жидкое, из жидкого – в газообразное;

— увеличение числа частиц.

Энтропия уменьшается при возрастании упорядоченности (взаимодействие частиц увеличивается):

— конденсация паров, сжижение;

— уменьшение числа частиц.

Задача 1. Определить знак изменения энтропии в реакциях:

1. NH₄NO₃ (т) → N₂O + 2H₂O (г)
2. 2H₂ (г) + O₂ (г) = 2 H₂O (ж)
3. N₂ + 3H₂ → 2NH3 или N2 + H2 → NH₃

Решение. Знак изменения энтропии можно установить по количеству частиц исходных и конечных веществ:

Δn = nкон. – nисх., где Δn – изменение количества частиц; если Δn > 0, то энтропия возрастает; при Δn 0, → ΔS > 0, т.е. энтропия возрастает, тем более, что образуются газы.
Δn = 2-3 = -1 → Δn Tравн – обратная.

Наступление равновесия возможно, если знак изменения функций ΔH и Δ S одинаков

Задачи по расчету констант равновесия.

Зависимость константы равновесия от свободной энергии Гиббса выражается уравнением:

ΔG = -2,3 R * TlgK, где К – константа равновесия, R – универсальная газовая постоянная. В стандартных условиях lg_298K = — 0,175 ΔG°298

Задача. Константа равновесия реакции С(Т) + СО₂(г)↔ 2СО (г) при 1700°К равна 2,4. Рассчитать ΔGр-ции при 1700°К и константу равновесия в стандартных условиях (298°К).

ΔG₁₇₀₀ = -2,3 * R * TlgK = -2.3 * 8.3 * 1700 * lg2.4 = — 123370Дж = -123,37 кДж;

ΔG₁₇₀₀ -3 lgK * T = -2.3 * 8.3 *10 -3 * 298 lgK,