Энергетика химических процессов

(термохимические расчеты)

При решении задач этого раздела см. табл. 5.

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системах, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, — эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы - закона сохранения материи. Теплота Q поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии DU (У и на совершение работы А:

Внутренняя энергия системы U— это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и "атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия — полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U-веществ не известно. так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и ив зависит от пути перехода, по которому протекает процесс - изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U₁ в конечное U₂. Если U₂>U₁ то DU>0. Если U₂<U₁ то DU<0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А - это работа против внешнего давления, т.к. в первом приближении А=РDV. где D V - изменение объема системы (V₂ – V₁). Та* как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса (P-cont, T-cont) теплота

Q_p = (U₂-U₁)+ p(V₂~V_l),

Сумму U+p V обозначим через Н, тогда

Q = Н₂ –H₁ = .

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при p=const и T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протека­ет процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Q_p равна из­менению энтальпии системы (если единственным видом работы является работа расширения):

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее измене­ние () определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути переходе. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V=const,T=const), при некотором V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

Q_V = U.

Теплоты химических процессов, протекающих при р,Т=const и V,T=const, называют тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и Н < 0 [Н₂ < H1) при эндотермических энтальпия системы увеличивается и Н > 0 {Н₂ > H₁) В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через Н.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состоянии исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепло­вой эффект реакции () равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэф­фициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции

Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий POCl₃ и хлористый водород. Реакция сопровождается выде­лением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции этой реакции.

, Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохими­ческих уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q_Р равные изменению энтальпии системы Н. Значение Н приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точ­кой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г - газообразное, ж - жидкое, к - кристаллическое. Эти символы опускают­ся, если агрегатное состояние веществ очевидно.

Если в результате реакции выделяется теплота, то .

Учитывая сказанное составляем термохимическое уравнение данной реакции:

PCl_5(K) + H₂O_(Г) = POCl_3(Ж) +2HCl_(Г);

Таблица 5. Стандартные теплоты (энтальпии) образования

некоторых веществ

Вещество	Состояние	,кДж/моль	Вещество	Состояние	,кДж/моль
С2Н2	г	+226,75	CO	г	-110,52
СS2	г	+115,28	CH3OH	г	-201,17
NO	г	+90,37	C2H5OH	г	-235,31
C6H6	г	+82,93	H2O	г	-241,83
C2H4	г	+52,28	H2O	ж	-285,84
H2S	г	-20,15	NH4Cl	к	-315,39
NH3	г	-46,19	CO2	г	-393,51
CH4	г	-74,85	Fe2O3	к	-822,10
C2H6	г	-84,67	Ca(OH)2	к	-986,50
HCl	г	-92,31	Al2O3­	к	-1669,80

Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С₂Н₆(г) + 3¹/2 0₂ = 2С0₂(г) + ЗН₂О_(Ж); = -1559,87 кДж.

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования С0₂ (г) и Н₂0 (ж) (табл.5).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образова­ния относят к стандартному состоянию, т.е. 25° С (298 К) и 1.013 • 10^s Па и обозна­чают через - Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначитель­но, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются и тепловой аффект обозначается через Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимичес­кое уравнение которой имеет вид

2С (графит) + 3H₂(г) =С₂Н₆(г); =?

исходя из следующих данных:

а) С₂Н₆(г) +3¹/2О₂(г) =2СО₂(г) + ЗН₂О_(Ж); = -1559,87 кДж;

б) С (графит) + О₂(г) = CO₂(г); = -393,51 кДж;

в) Н₂ (г) + ¹/2 О₂ = Н₂0 (ж); = -285,84 кДж.

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уревнение (в) — на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

С₂Н₆ + З О₂ -2С-20₂ –ЗН₂ - 0₂ = 2С0₂ + ЗН₂0-2С0₂ -ЗН₂0

= -1559,87 -2 (-393,51) - 3 (-285,84) = +84,67 кДж_

= -1559,87 + 787,02 + 857,52; С₂Н₆ = 2C + 3Н₂

= +84,67 кДж.

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то к тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:.

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю

Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением

С₂Н₅ОН (ж) + 3О₂(г) = 2С0₂(г) +ЗН₂0(ж); =?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С₂Н₅ОН (ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образо­вания: C₂H₅ ОН (г); С0₂ (г); Н₂0(ж) (см. табл.5).

Решение. Для определения реакции необходимо знать теплоту образования С₂Н₅ОН (ж). Последнюю находим из данных:

С₂Н₅0Н (ж) = С₂Н₅ОН (г); =+42,36 кДж.

+42,36=-235,31- С₂Н₅ОН_(ж)

С₂Н₅ОН_(ж) = -235,31 - 42,36 =- 277,67 кДж

Вычисляем реакции, применяя следствия из закона Гесса:

_Х.Р. = 2 (-393,51) + 3 (-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж.

Контрольные вопросы

81. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂0₃, металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ: 2543,1 кДж.

82. Газообразный этиловый спирт С₂Н₅ОН можно получить при взаимодействии этилена C₂Н₄(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реак­ции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: -45.76 кДж.

83. Вычислите тепловой аффект реакции восстановления оксида железа (II) водо­родом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO (к) + СО (г) = Fе (к) + СО₂ (г); = -13,18 кДж.
СО (г) + 1/2 О₂ (г) = С0₂ (г); = -283,0 кДж.
Н₂(г) + О₂(г) = Н₂О(г); = -241,83 кДж.

Ответ: +27,99 кДж.

84. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образу­ются пары воды и сероуглерод CS₂ (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: +65,43 кДж.

85. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО (г) и водородом, в результате которой образуются СН₄ (г) и Н₂0(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.

86. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите
теплоту образования N0, исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH₃(г) + 5 0₂(г) = 4N0(г) +6 Н₂0(ж); = -1168,80 кДж.

4NH₃(г) + 3 0₂(г) = 2N₂(г) + 6Н₂0(ж); = 1530,28 к Дж.

Ответ: 90,37 кДж

87. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообраз­ных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реак­ции. вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78.97 кДж.

88. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычис­лите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:

Н₂ (г) + 0₂ (г) = Н₂0 (ж); = -285,84 кДж.

С (к) + 0₂ (г) = СО (г); = -393,51 кДж.

СН₄ (г) + 2 0₂ (г) = 2 Н₂0 (ж) + С0₂ (г); = -890,31 кДж.

Ответ: -74,88 кДж.

89. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида каль­ция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих тер­мохимических уравнений:

Са(к) +¹/2 0₂(г) =СаО(к); = -635,60 кДж.

Н₂(г) + ¹/2 0₂ (г) = Н₂0 (ж); = -285,84 кДж.

СаО(к) + Н₂О(ж) = Са (ОН)₂ (к); = -65,06 кДж.

Ответ: -986,50 кДж.

90. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углероде равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С₆Н₆ (ж). Ответ: +49,03 кДж.

91. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 166 л (н.у.) ацетилена

С₂Н₂, если продуктами сгорания являются диоксид углероде и пары воды?

Ответ: 924.88кДж.

92. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота.

Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NО в переcчете на нормальные условия? Ответ: 452,37 кДж

93. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением

СН₃ОН(ж) + О₂(г) = СО₂(г) + 2Н₂О(ж); =?

Вычислите тепловом эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования СН₃ОН равна +37,4 кДж. Ответ: -726.62 кДж.

94. При сгорании 11.5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж тепло­ты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются, пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н₅ОН (ж). Ответ: -277,67 кДж/моль.

95. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением

С₆Н₆(ж) + 7¹/2О₂(г) =6СО₂(г) + ЗН₂О(г); DН =?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота па­рообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ:-3135,58 кДж.

96. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С₂Н₆ (г), в результате которой образуются пары воды и диок­сид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана в пересчете на нор­мальные условия? Ответ:63742.86 кДж.

97. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением

4NH₃ (г) + 3О₂ (г) = 2N₂ (г) + 6Н₂О (ж); DН = -1530,28 кДж.

Вычислите теплоту образования NH₃ (г) Ответ: - 46,19 кДж/моль.

98. При взаимодействии 6.3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS. Ответ:-100.26 кДж/моль.

99. При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н₂ (г). Ответ:226,75 кДж/моль.

100. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО (к) и Н₂О (ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ:—635,6 кДж.

Химическое сродство

При решении задач этого раздела см. табл. 5-7.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но, и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации). к уменьшению Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая - с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя анергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U. H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п., - ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (DS) зависит только от начального (S₁ и конечного S₂) состояния и не зависит от пути процесса:

DS=S₂-S₁. Если S₂> S₁, то DS >0. Если S₂< S₁, то DS <0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка TDS. Энтропия выражается в Дж/ (моль • К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TS). При р = const и Т = const общую движущую сипу процесса, которую обозначают DG, можно найти из соотношения

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. И так, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (DG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

(3)

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и. в частности, в сторону уменьшения DG. Если DG < 0, процесс принципиально осуществим; если DG >0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше DG. тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от сос­тояния равновесия, при котором DG =0 и DH= TDS.

Из соотношения DG = DH - TDS.видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых DH > 0 (эндотермические). Это возможно, когда DS > О, но |TDS| > |DH|, и тогда DG < 0. С другой стороны, экзотермические реакции (DH < 0) самопроизвольно не протекают, если при DS < 0 окажется, что DG > G.

Таблица 6. Стандартная энергия Гиббса образования

DG°₂₉₈ некоторых веществ

Вещество	Состояние	DG°298 кДж/моль	Вещество	Состояние	DG°298 кДж/моль
ВaСO3	к	-1138.8	FeO	к	-244.3
СaСО3	к	-1128,76	Н2O	ж	-237.19
Fe3O4	к	-1014.2	Н2O	г	-228,89
ВеСО3	к	-944,75	РbО2	к	-219.0
CaO	к	-604.2	СО	г	-137,27
BaO	к	-581.61	СН4	г	-50.79
ВеО	к	-628.4	NO2	г	+51.84
CO2	г	-394,38	NO	г	+86.69
NaCl	к	-384.03	С2Н2	г	+209.20
ZnO	к	-318.2

Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль веществе больше: кристаллическом или парообразном при той же температуре?

Решение: Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристаллах частицы (атомы, ионы) расположены упорядочение и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для rasa таких ограничений шаг. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного, движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как

количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристалов при одинаковой температуре

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

СН₄ (г) + CO₂ (г) ↔ 2CO (г) + 2Н₂ (г)

Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить DG°₂₉₈ до прямой реакции. Значения DG°₂₉₈ соответствующих веществ приведены в табл. 6. Зная, что DG°₂₉₈ есть функция состояния и что DG°₂₉₈ для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим DG°₂₉₈ процесса:

DG°₂₉₈ = 2 (-137.27) + 2 (0) - (-50,79 - 394,38) = + 170,63 кДж.

То что DG°₂₉₈ > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 1,013 -10^s Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

Таблица 7. Стандартные абсолютные энтропии 5298

некоторых веществ

Вещество	Состояние	DS°298 Дж/ (моль • К)	Вещество	Состояние	DS°298 Дж/ (моль • К)
С	Алмаз	2.44	Н20	г	188,72
С	Графит	5.69	N2	г	191,49
Fe	к	27.2	NH3	г	192.50
Ti	к	30.7	СО	г	197.91
S	Ромб	31,9	С2Н2	г	200.82
ТiO2	к	50.3	02	г	205.03
FeO	к	54.0	H2S	г	205.64
H2O	ж	69,94	N0	г	210.20
Fe2O3	к	89.96	С02	г	213.65
NH4CI	к	94,5	С2Н4	г	219.45
CH3OH	ж	126,8	CI2	г	222,95
H2	г	130.59	N02	г	240,46
Fe3O4	к	146,4	Р03	г	311,66
CH4	г	186.19	РС1$	г	352,71
HCI	г	186,68

Пример 3. На основании стандартных теплот образования - (табл. 5) и абсолютных стандартных энтропии веществ (табл. 7) вычислите DG°₂₉₈ до реакции протекающей по уравнению

СО (г) + Н₂О(ж) =СО₂ (г) + Н₂ (г)

Решение:DG° = DH° - TDS°; DНи DS - функции состояния, поэтому

,

DH°_х.р. = (-393.51 + 0) - (-110.52 - 285,84) =+2,85 кДж;

=(213,65 + 130,59)- (197,91 + 69,94)= + 76,39 = 0,07639 кДж/ (моль • К);

= +2,85 - 298 • 0,07639 = -19,91 к Дж.

Пример 4. Реакция восстановления Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению

Fe₂O₃(к) + ЗН₂(г)=2Fe(к) + ЗН₂0(г); = +96,61 к Дж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S = =0,1387 кДж/ (моль • К)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂0₃?

Решение. Вычисляем реакции:

G= Н- T S = 96,61 - 298 • 0.1387 = +55.28 кДж.

Так как G > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем темпера­туру, при которой G = 0:

Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fe₂O₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример 5. Вычислите Н, S и реакции, протекающей по уравнению

Fe₂O₃ (к) + ЗС = 2Fe + ЗСО

Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение: и находим из соотношений (1) и (2) так же, как в при­мере 3:

= = -331.56 + 822,10 = +490.54 кДж;

= (2 • 27.2 + 3 • 197.91)- (89.96+ 3- 5,69) = 541,1 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения = Н° - T S:

G₅₀₀ = 490.54 - 500 = + 219.99 кДж

G₁₀₀₀ = 490.54 - 1000 = - 50.56кДж

Так как G₅₀₀ > 0, a G₁₀₀₀ < 0, то восстановление Fe₂O₃ углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Контрольные вопросы

101. Вычислите G⁰₂₉₈ для следующих реакций:

а) 2NаF (к) + Cl₂ (г) =2NaCl (к) + F₂ (г)

б) РbО_{2 (K)}+ 2Zn (к) = Рb (к) + 2ZnO (к)

Можно лм получить фтор по реакции (а) и восстановить РbO₂ цинком по реакции
(б)? Ответ: + 313,94 кДж; -417,4 кДж.

102. При какой температуре наступит равновесие системы

4HCl (г) + 0₂ (г) 2Н₂O (г) + 2Сl₂ (г); Н = -114,42 кДж?

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах? Ответ: 891 К.

103. Восстановление Fe₃0₄ оксидом углерода идет по уравнению

Fe₃0₄ (к) + СО (г) = 3FeO (к) + С0₂ (г)

Вычислите и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/(мoль • К).

104. Реакция горения ацетилена идет по уравнению

С₂Н₂ (г)+ 5/20₂ (г)=2СО₂ (г) + Н₂0 (ж)

Вычислите и .Объясните уменьшение энтропии в результате этой
реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(мoль • К).

105. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар;
б) графита в алмаз? Почему? Вычислите Для каждого превращения. Сделайте
вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических пре­
вращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/ (моль • К); б) -3,25 Дж/ (моль • К).

106. Чем можно объяснить что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция?

Н₂ (г) + С0₂ (г) =СО (г) + Н₂0 (ж); Н = -2,85 кДж?

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствую­щих веществ, определите этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.

107. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях
в системе

2NO(г) + 0₂(г) 2N0₂(г)

Ответ мотивируйте, вычислив прямой реакции. Ответ: -69,70 кДж.

108. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандарт-
ных энтропий соответствующих веществ, вычислите реакции, протекающей по
уравнению

NH₃(г) + HCl(г) = NH₄Cl(к)

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

Ответ: -92,08 кДж.

109. При какой температуре наступит равновесие системы

СО (г) + 2Н₂ (г) СН₃ОН (ж); Н = -128,05 кДж?

Ответ. 385,5 К.

110. При какой температуре наступит равновесие системы

СН₄ (г) + CO₂(г) = 2СО(г) + 2H₂ (г): = + 247,37 кДж?

Ответ: 961,9 К.

111. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению

4 NH₃ (г) + 50₂ (г) =4NO (г) + 6Н₂0 (г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -957,77 кДж

112. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению

CO₂ (г) + 4Н₂ (г) = СН₄ (г) + 2Н₂0 (ж)

возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: —130,89 кДж.

113. Вычислите Н, S и -реакции, протекающей па уравнению

Fe₂О₃ (к) + ЗН₂ (г) =2Fe (к) + ЗН₂0 (г)

Возможна ли реакция восстановления Fe₂О₃ водородом при температурах 500 и 2000 К?

Ответ: + 96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

114. Какие из карбонатов: ВеСО₃ или ВаСО₃ – можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив реакций. Ответ: + 31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.

115. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакций, протекающих по уравнению

СО (г) + ЗН₂ (г) = СН₄ (г) + Н₂0 (г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -142,16 кДж.

116. Вычислите Н, S и -реакции, протекающей по уравнению

ТiO₂ (к) + 2С (к) = Ti (к) + 2СО (г)

Возможна ли реакция восстановления TiO₂ углеродом при температурах 1000 и 3000 К? Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.

117. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по
уравнению

C₂Н₄ (г) + ЗО₂ (г) =2С0₂ (г) + 2Н₂О(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -1331,21 кДж.

118. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₃0₄,
протекающая по уравнению

Fe₃О₄ (к) + СО (г) = 3FeO (к) + С0₂ (г); Н = + 34,55 кДж. Ответ: 1102,4 К.

119. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида

фосфора, протекающая по уравнению

РС1₅ (г) = PСl₃ (г) + Cl₂(г); = +92,59 кДж.

Ответ: 509 К.

120. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

2СН₄(г) = С₂Н₂(г) + ЗН₂(г)

N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г)

С (графит) + 0₂ (г) = С0₂ (г)

Почему в этих реакциях > 0; <0; 0? Ответ: 220,21 Дж/К; -198,26 Дж/К; 2,93 Дж/К.