Общая химия. Теория и задачи под ред. Н. В. Коровина и Н. В. Кулешова (1154110), страница 27
Текст из файла (страница 27)
Рассчитайте стандартные энергии Гиббса и Гельмгольца DrG° и DrF° при 700°С для химической реакции:CaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г).Может ли эта реакция протекать самопроизвольно приданной температуре?13.42. На основании значений 2 r G298установите, какиеиз карбонатов ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 можно получитьпри взаимодействии соответствующих оксидов с СО2.
Какая реакция идет наиболее энергично?13.43. На основании значений 2 r G298установите, оксидкакого из металлических элементов (кальция или бария)обладает более выраженными основными свойствами:CaO(т) + SO3(г) = СaSO4(т);(1)ВaO(т) + SO3(г) = ВaSO4(т).(2)3.44. Для меди известны два наиболее характерныхоксида CuO и Cu2O. Определите, какой из оксидов является основным продуктом окисления металлической медипри стандартных состояниях всех участников реакции и1температуре 500 и 1200 К ( 2 f H298,Cu3 173,3 кДж/моль,2 O(к)1S298,Cu393Дж/(моль4К)).2 O(к)3.45.
Определите, протекают ли самопроизвольно при298 К и стандартных состояниях всех веществ следующиереакции:3Сl2(г) + О3(г) = 3Сl2O(г);(1)3Сl2(г) + 4О3(г) = 6СlO2(г).(2)173ГЛАВА 3. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ11213452141231432412 f H298, 467894234516156715894711S298, 478934933419994197219421Возможно ли протекание этих реакций при повышенной температуре? Обязательно ли для ответа на этот вопрос производить количественные расчеты?3.46. Определите преимущественное направление реакции2NO2 = 2NO + O2при Т = 500 К и стандартных состояниях всех веществ.3.47.
Рассчитайте температуру, при которой возможенпроцесс разложения карбоната кальция:CaCO(к) ® СаО(к) + СО2(г),если все вещества, участвующие в реакции, находятся встандартных состояниях.3.48. Вычислите стандартную энергию Гиббса реакции,протекающей в растворе при 298 К:Mg(к) + Pb(NO3)2(aq) = Mg(NO3)2(aq) + Pb(к).13.49.
На основании расчета 2 r G298реакцииAl2O3(к) + 6HCl(aq) = 2AlCl3(aq) + 3H2O(aq)определите, защитит ли оксидная пленка алюминия поверхность металла от воздействия раствора соляной кислоты при стандартных условиях.3.50. На основании расчета энергии Гиббса реакции:SO3(г) ® SO2(г) + 1/2O2(г)определите, возможно ли самопроизвольное протеканиепроцесса при Т = 298 К, если pSO3 1 105 Па, pSO2 1 pO2 1 104 Па.3.51. Определите возможность протекания процесса:2Н2(г) + СО(г) = СН3ОН(ж)при Т = 298 К и исходных относительных парциальныхдавлениях pН2 1 0,2, рСО 1 10.174ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИ3.52.
Рассчитайте энергию Гиббса реакции, протекающей в растворе по уравнениюZn(к) + NiSO4(aq) = Ni(к) + ZnSO4(aq)при 298 К. Определите, при каком соотношении активностей ионов цинка и никеля в растворе возможно самопроизвольное протекание обратной реакции в тех же условиях.3.53.* Рассчитайте стандартные изменения энергииГиббса и энергии Гельмгольца для реакцииPb(тв) + Cl2(г) = PbCl2(тв),если ЭДС электрохимического элемента равна 1,192 В.МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАЧИ3.1.
Для заданной химической реакции (табл. 3.4) выпишите из справочника необходимую для расчетов инфор1 , S1 , 2 G 1 .мацию: 2 f H298298f 2981 2 3 4 5 6 2 7897123456789566789959696868989123453678292536782234567823267829235678225678292367822682923567822568292367822678292367822678225367822567829236782268292536782256829256782236782923678223678223567822353678225678292356782253678292367821256822568292536782112567829236782253678213256829256782268292536782* Для решения этой задачи необходимо использовать теоретическийматериал, изложенный в гл.
7.ГЛАВА 3. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ1751 2 3 4 3 5 6 7 8 9 7 5123425678329554732447123456789335478933647893134789334789332789337893135789334789334478933454789313547893347893345789337931347893378933478931347893347893347893135789335478933525793354789343 478933478933 478934134789335478933789335478934434789332547893345278934234547893347893345478933479343!"427933254789334!"793325478934347893354789335789334547893434789334789334478934347893345678933647893345789343#27933#7933478934364793354789334567893379323$%7933478933$%27933.2. Считая, что стандартные энтальпия и энтропия1 ,реакции не зависят от температуры, рассчитайте 2 r H29812 r S298 .3.3. Определите, какой из факторов, энтальпий илиэнтропийный, способствует самопроизвольному протеканию реакции.3.4. Рассчитайте энергию Гиббса реакции двумя спосо1сделайбами. На основании полученного значения 2 r G298те вывод о возможности самопроизвольного протеканияпроцесса в прямом направлении при стандартных состояниях всех веществ, участвующих в реакции, и температуре 298 К.3.5.
Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.176ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИ3.6. Определите, может ли самопроизвольно протекатьданная реакция при 500 К и начальных относительныхпарциальных давлениях газообразных компонентов: р 11 102 — для исходных веществ и р 2 1012 — для продуктов. Изменится ли направление протекания процесса посравнению с таковым при стандартном состоянии всех веществ?ОТВЕТЫ НА ЗАДАЧИДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯК ГЛАВЕ 33.1.
CuCl2, закон Лавуазье — Лапласа. 3.2. С3Н8. 3.3. 52,28кДж/моль. 3.4. –3135,58 кДж. 3.5. –524,8 кДж. 3.6. –248,1 кДж.3.7. –754,6 кДж. 3.8. –287,7 кДж. 3.9. –46,19 кДж/моль.3.10. –100,26 кДж/моль. 3.11. –3135,68 кДж. 3.12. –561 кДж.3.13. 143,9 кДж. 3.14. 90,7 кДж.
3.15. 0,33 кДж/моль. 3.16. 32кДж. 3.17. 1991,22 кДж. 3.18. –21,4 кДж/моль. 3.19. –55,8кДж/моль. 3.20. –6,5 кДж/моль. 3.21. –1410,9 кДж/моль.3.22. 23,55 МДж/м3. 3.23. 1) DrS » 0; 2) DrS > 0; 3) DrS < 0. 3.24. 2).3.25. 43 Дж/К. 3.26. 494,5 Дж/(моль×К). 3.27. а) 118,78 Дж/К;б) –3,25 Дж/К. 3.28.
220,21 Дж/К; –198,26 Дж/К. 3.29. –549Дж/К. 3.30. –115 Дж/К. 3.31. –107 Дж/К. 3.32. –1287 кДж/моль, 173 Дж/(моль×К). 3.33. 509 К. 3.34. 313,94 кДж; –417,4кДж. 3.35. –406,7 кДж/моль. 3.36. –1235,15 кДж; –216,15 Дж/(моль×К). 3.37. –142,16 кДж. 3.38. 96,61 кДж; 138,83 Дж/К;27,2 кДж; –181,05 кДж. 3.39.
+722,86 кДж; 364,84 Дж/К;11 3358,02 кДж; –371,66 кДж. 3.40. 2 r G5733 478,5 кДж; 2 r F573113 469,5 кДж. 3.41. 2 f G973 3 24,4 кДж, 2 r F973 3 16,3 кДж; не мо1жет. 3.42. 31,24 кДж; –130,17 кДж; –216,02 кДж. 3.43. 2 r G2981реакции (2) имеет более отрицательное значение, чем 2 r G298 реакции (1), следовательно, основные свойства ВаО выражены силь1нее. 3.44. –65,4 кДж; 11,8 кДж. 3.45. 2 r H298,13 85,8 кДж 4 0,1112 r H298,23 60 кДж 4 0, 2 r S298,13 4108,2 Дж/К 5 0, 2 r S298,23 4108,211т.е.прилюбойтемпературеДж/К 4 0,2 r G298,1 и 2 r G298,23 0,следовательно, реакции не протекают самопроизвольно в стандартных состояниях ни при 298 К, ни при повышенной темпе1ратуре.
3.46. 2 r G5003 0, следовательно, реакция в заданныхусловиях идет в обратном направлении. 3.47. Т > 1110 К.13.48. –479,54 кДж. 3.49. 2 r G2983 4239,2 кДж, следовательно,оксидная пленка не защитит алюминий от воздействия раствора соляной кислоты. 3.50. Так как DrG298 > 0, самопроизвольноепротекание реакции невозможно. 3.51.
DrG298 < 0, процесс воз13 4230 кДж,можен. 3.52. aZn21 / aNi21 2 8,97 3 10144. 3.53. 2r G29812 r F2983 4227,6 кДж.ГЛАВА 4ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ4.1.РАВНОВЕСИЕ В ГОМОГЕННЫХ СИСТЕМАХУсловие равновесия. При химических взаимодействияходновременно изменяются энтальпия DrHТ и энтропия DrSТсистемы. Для изобарноизотермических процессов энтальпийный и энтропийный факторы объединяются термодинамической функцией энергией Гиббса:DrGТ = DrHТ – TDrSТ.(4.1)При некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы реакции уравниваются, две противоположные тенденции уравновешивают друг друга, т.
е. DrHТ == TDrSТ. В этом случае устанавливается состояние равновесия, которому отвечает термодинамическое условие химического равновесия: DrGТ = 0. Химическое равновесиеимеет динамический характер. В этом состоянии свободная энергия системы минимальна, а возможность протекания прямой и обратной реакции равновероятна, приэтом в единицу времени получается столько же продуктов реакции, сколько их расходуется в обратной реакцииобразования исходных веществ.
В условиях химическогоравновесия парциальные давления и концентрации всехкомпонентов реакции не изменяются во времени и во всехточках системы и называются равновесными парциальными давлениями и равновесными концентрациями.Если реакция протекает в изохорноизотермическихусловиях, то условием химического равновесия является: DrFТ = 0.178ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИВ дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках.
Например, равновесные концентрации водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NН3]. Равновесное парциальноедавление будем обозначать индексом рравн, например pравн,H2и pравн,NH3 .Константа химического равновесия. Запишем уравнение изотермы ВантГоффа для гомогенной химической ре2акции:aA(г) + bB(г) dD(г) + lL(г);3r GT 4 3r GT1 5 RT lnpDd 2 pLl.pAa 2 pBb(4.2)Из уравнения следует, что при равновесии, когдаDrGТ = 0,dlpравн,D2 pравн,L(4.3)3 r GT1 4 5RT ln a,bpравн,A 2 pравн,Bгде a, b, d, l — стехиометрические коэффициенты; pравн,A ,pравн,B , pравн,D , pравн,L — относительные равновесные парциальные давления соответствующих веществ (p рассчитываются следующим образом: p, Па/105 Па; p, кПа/101 кПа;p, атм/1 атм; p, мм рт.
ст./760 мм рт. ст. и т. д.).Если данная реакция протекает при постоянном объеме, то[D]d 2 [L]l(4.4)3r FT1 4 5RT ln,[A]a 2 [B]bгде [A],[B],[D],[L] — относительные равновесные концентрации соответствующих веществ, рассчитываемые следующим образом:с, моль/л.1моль/лЕсли реакцияaA(г) + bB(г) dD(г) + lL(г)протекает в идеальном растворе, то[D]d 2 [L]l(4.5)3r GT1 4 3r FT1 4 5RT ln.[A]a 2 [B]b179ГЛАВА 4. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕПоскольку величины 2r FT1 и 2r GT1 для данной температуры есть величины постоянные, то эти уравнения справедливы, если под знаком логарифма находятся постоянные для данной температуры выражения, получившиеназвание констант химического равновесия Kс и Kр:Kc 2Kp 2[D]d 1 [L]l;[A]a 1 [B]bdlpравн,D1 pравн,Labpравн,A1 pравн,B(4.6).(4.7)Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учеными К.
Гульдбергом и П. Вааге (1867).Закон действующих масс может быть сформулированв следующем виде: отношение произведения относитель2ных равновесных концентраций продуктов реакции встепенях, равных стехиометрическим коэффициентам,к произведению относительных равновесных концент2раций исходных веществ в степенях, равных стехиомет2рическим коэффициентам, при Т = const, является вели2чиной постоянной.При использовании относительных концентраций илиотносительных парциальных давлений веществ Kc и Kpявляются безразмерными.
Например, для реакции синтеза аммиака:3N2 + N2 2NH3закон действующих масс имеет видKc 1Kp 1[NH3 ]2;[N2 ][H2 ]32pравн,NH33pравн,N2 2 pравн,H2.Для реакций с участием газообразных веществ, еслиих поведение подчиняется законам идеальных газов, связьмежду Kр и Kс выражается уравнением180ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИKc 3Kp,RT 12(4.8)где Dn — изменение числа молей газообразных веществ врезультате химической реакции; Т — температура в К;R* — универсальная газовая постоянная 8,3 Дж/моль×К.Например, для реакции синтеза аммиака:23 4 2 1 1 1 3 4 12 и Kc 4Kp.(RT ) 12Смещение химического равновесия.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
