Энергия Гиббса образования химического соединения
Энергия Гиббса является функцией состояния процесса. Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль соединения из простых веществ, устойчивых при 298 К, называется энергией Гиббса образования химического соединения. Если вещество находится в стандартном состоянии, то энергия Гиббса называется стандартной ΔGfº. Единица измерения − кДж/моль. Энергия Гиббса является функцией состояния, т. е. ее изменение не зависит от пути протекания процесса, а лишь от исходного и конечного состояний системы. Поэтому энергию Гиббса химической реакции ΔGr (кДж) можно рассчитать как сумму энергий Гиббса продуктов за вычетом энергий Гиббса исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Например, изменение энергии Гиббса получения водорода методом взаимодействия метана и водяного пара:
СН4 (г) + 2Н2О (г) = СО2(г) + 4Н2 (г)
рассчитывается по уравнению:
ΔGºr = ΔGºf (СО2) + 4ΔGºf (Н2) – ΔGºf (СН4) – 2ΔGºf (Н2О(г))
ΔGfº простых веществ принимают равными нулю.
Задания для выполнения контрольной работы
1. Дайте определения понятиям: термодинамическая система, среда, параметры состояния системы.
2. Классификация систем по характеру взаимодействия с окружающей средой.
3. Дайте определение изобарному, изохорному, изотермическому, изобарно-изотермическому процессам.
4. Назовите функции состояния системы.
5. Энтальпия системы и ее изменение.
6. Тепловой эффект реакции для изохорного и изобарного процессов.
7. Значения энтальпии для экзотермического и эндотермического процессов.
8. Термохимические уравнения.
9. Дайте определения понятиям: энтальпия образования, стандартная энтальпия образования.
10. При длительном хранении некоторых веществ в пылевидном состоянии происходит их самовозгорание. Каким является этот процесс: экзотермическим или эндотермическим?
11. Закон Гесса, расчет ΔH химической реакции.
12. Самопроизвольные процессы; условия протекания самопроизвольных процессов.
13. Энтропия химической реакции. Второй закон термодинамики для изолированных систем.
14. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся понижением энтальпии системы (экзотермические процессы).
15. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся переходом системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние.
16. Энтальпийный и энтропийный факторы изобарно-изотермических процессов. Энергия Гиббса.
17. Расчет энергии Гиббса химических реакций.
18. Различие между энергией Гиббса и стандартной энергией Гиббса.
19. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если получено 336,1 г железа.
20. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СO2(г) + 13,18 кДж;
СО(г) + 1/2О2(г) = СО2(г) + 283,0 кДж;
Н2(г) + СО2(г) = Н2О(г) + 241,83 кДж.
21. При взаимодействии газообразных сероводорода и оксида углерода (IV) образуются пары воды и сероуглерода CS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект в стандартных условиях.
22. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 4,48 л этилена в стандартных условиях.
23. При сгорании 23 г этилового спирта выделилось 622,6 кДж теплоты. Вычислите стандартную энтальпию образования С2Н5ОН.
24. Тепловой эффект реакции 3N2O(г) + 2NH3(г) = 4N2(г) + 3Н2O(г) равен 878,64 кДж. Вычислите ΔHºf(N2O).
25. Определите количество теплоты, которое выделится при взаимодействии 1 моля калия с водой в стандартных условиях.
26. Определите стандартную энтальпию образования сероуглерода CS2, если известно, что CS2(ж) + 3О2(г) = СО2(г) + 2SO2(г) – 1075 кДж.
27. Вычислите тепловые эффекты реакций сгорания 10 г следующих веществ: С (графит), Н2(г), Р(к), Мg(к), Н2S(г), С2Н5ОН(ж), С6Н12О6(к).
28. При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,5 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования Са(ОН)2.
29. Определите стандартную энтальпию образования Fe2O3, если в реакции 2Fe + Аl2O3 = Fe2O3 + 2Al на каждые 86 г Fe2O3 поглощается 426,5 кДж теплоты.
30. Тепловой эффект реакции SО2(г) + 2Н2S(г) = 2S(к) + 2Н2О(ж) равен 234,5 кДж. Определите стандартную энтальпию образования Н2S.
31. Вычислите стандартную энтальпию образования сахарозы С12Н22О11, если тепловой эффект реакции
С12Н22О11 + 12О2(г) = 12 СО2(г) + 11Н2О(ж)
равен –5694 кДж.
32. Рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сгорании: а) 1 л метана; б) 1 л пропана.
33. Определите количество теплоты, которое выделится при образовании 112 л НСl (г) из простых веществ.
34. На разложение 1 моль МnО2 по реакции 3МnО2(к) = Мn3О4(к) + О2 требуется 67 кДж теплоты. Вычислите ΔHºf(Мn3О4).
35. Окисление аммиака протекает по уравнению
4NН3(г) + 3О2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж) – 1528 кДж.
Определите энтальпию образования NН3(г) и NН4ОН, если теплота растворения NН3(г) в воде равна –34,66 кДж.
36. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен –3135 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования бензола ΔHºf.
37. При взаимодействии 3 моль оксида азота (I) N2O с аммиаком образуются азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен –877,76 кДж. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования N2O(г).
38. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота (II) NO(г). Вычислите тепловой эффект реакции в расчете на 1 моль NН3(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции.
39. Определите, сколько тепла выделится при получении 269 г хрома алюмотермией: Сr2O3(к) + 2Al(к) = Al2O3(к) + 2Сr(к).
40. Вычислите тепловой эффект реакции СаО(к) + 3С(к) = СаС2(к) + СО(г), если образовалось 0,5 кг карбида кальция.
41. Вычислите энтальпию образования жидкого бензола, если тепловой эффект реакции С6Н6(ж) + 7,5О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(г) равен 3136,3 кДж.
42. Напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этилового спирта, в результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV). Вычислите теплоту образования С2Н5ОН(ж), если известно, что при сгорании 11,5 г его выделилось 308,71 кДж теплоты.
43. Реакция разложения МnО2 выражается уравнением:
3МnО2(к) = Мn3О4(к) + О2
Рассчитайте тепловой эффект реакции, зная, что энтальпия образования МnО2 равна –403,42 кДж/моль.
44. Напишите термохимическое уравнение реакции взаимодействия между СО(г) и Н2О(г). Рассчитайте, сколько теплоты выделится при протекании этой реакции, если получено 67,2 л метана.
45. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л ацетилена (С2Н2), если продуктами сгорания являются оксид углерода (IV) и пары воды.
46. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С2Н6(г), в результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV). Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 этана.
47. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа (FeS).
48. При получении 1 моль Са(ОН)2 из СаО(к) и Н2О(ж) выделилось 32,53 кДж тепла. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования СаО (ΔHºf).
49. Вычислите ΔGº для следующих реакций:
а) 2NaF(к) + Cl2(г) = 2NaCl(к) + F2(г);
б) PbO2(к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnО(к).
50. Рассчитайте изменение энтропии при плавлении 3 моль уксусной кислоты СН3СООН, если температура ее плавления 16,6°С, а теплота плавления 194 Дж/г.
51. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению Fe3O4(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО2(г). Вычислите ΔGº и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции в стандартных условиях.
52. Сделайте вывод о возможности восстановления PbO2(к) цинком по реакции PbO2(к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnО(к) в стандартных условиях.
53. Подтвердите расчетом, что реакция горения ацетилена идет по уравнению С2Н2(г) + 5/2О2(г)= Н2О(ж) + СО2(г) в стандартных условиях.
54. Рассчитайте, при какой температуре наступит равновесие в системе 4НСl(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 2Сl2(г), ΔHºr = –114,2 кДж.
55. Сделайте вывод о возможности использования нижеприведённой реакции для получения аммиака в стандартных условиях:
NН4Сl(к) + NаОН(к) = NaCl(к) + Н2О(г) + NН3(г)
56. Укажите, какие из приведенных реакций протекают самопроизвольно и являются экзотермическими в стандартных условиях:
а) 2Н2О2(ж) = 2Н2О(ж) + О2(г);
б) 3Н2(г) + N2(г) = 2NН3(г);
в) N2О4(г) = 2NО2(г).
57. Рассчитайте ΔGº реакции 2Нg2Сl2 = 2НgСl2 + 2Нg и сделайте вывод о возможности самопроизвольного процесса.
58. Исходя из величин ΔGfº соединений, участвующих в реакции, определите возможность самопроизвольного протекания реакции:
Al2O3(к) + 3SO3(г) = Al2(SO4)3(к).
59. Зная тепловой эффект реакции и стандартные энтропии образования веществ, определите ΔGº реакции Н2(г) + СО2(г) = СО(г) + Н2О(ж), ΔHºr = –2,85 кДж. Сделайте вывод о возможности самопроизвольного процесса.
60. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции NН3(г) + НСl(г) = NН4Сl(г) при 30°С.
61. Вычислите изменение энтропии при испарении 250 г воды при 25°С, если молярная теплота испарения воды при этой температуре равна 44,08 кДж/моль.
62. Рассчитайте, при какой температуре, 1000 К или 3000 К, возможна реакция ТiO2(к) + 2С(к) = Тi(к) + 2СО(г).
63. Определите возможность получения метана по реакции:
СО(г) + 3Н2(г) = СН4(г) + Н2О(г) в стандартных условиях.
64. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe3O4: Fe3O4(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО2(г); ΔHºr = 34,55 кДж.
65. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по реакции: РСl5(г) = РСl3(г) + Сl2(г); ΔHºr = 92,59 кДж.
66. Вычислите изменение энтропии для реакций, которые могут быть описаны уравнениями:
2СН4(г) = С2Н2(г) + 3Н2(г);
С(графит) + О2(г) = СО2(г);
N2(г) + 3Н2(г) = 2NН3(г).
Объясните величину и знак ΔSº.
67. Рассчитайте, при какой температуре наступит равновесие системы: СО(г) + 2Н2(г) = СН3ОН(ж); ΔHºr = −128,05 кДж.
68. Эндотермическая реакция протекает по уравнению:
СН4(г) + СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г); ΔHºr = 247,37 кДж.
Рассчитайте, при какой температуре начнется эта реакция.
69. Определите ΔGº реакции, протекающей по уравнению:
4NН3(г) + 5О2(г) = 4NО(г) + 6Н2О(г).
Сделайте вывод о возможности протекания ее в стандартных условиях.
70. Сделайте вывод о возможности протекания реакции в стандартных условиях: СН4(г) + СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г).
71. Определите, при какой температуре наступит равновесие в системе: Н2(г) + СО2(г) = СО(г) + Н2О(пар); ΔHºr = -2,85 кДж.
72. Определите, при какой температуре, 500 К или 2000 К, будет самопроизвольно протекать реакция:
Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О(г).
73. Определите, какой из карбонатов, СаСО3 или ВаСО3, можно получить по реакции взаимодействия соответствующего оксида с углекислым газом в стандартных условиях.
74. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe2O3 оксидом углерода:
Fe2O3(к) + СО(г) = 2FeO(к) + СО2(г); ΔHºr = 64,75 кДж.
75. Определите возможность получения метана по реакции СО(г) + 3Н2(г) = СН4(г) + Н2О(г) при 40°С.
76. Укажите, какая из двух реакций:
а) 2Fe(к) + Аl2O3(к) = Fe2O3(к) + 2Al(к);
б) Fe3O4(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО2(г)
будет протекать самопроизвольно в стандартных условиях.
77. Вычислите ΔSº и ΔGº следующих реакций и определите возможность их осуществления в стандартных условиях:
а) 2КСlО3(к) = 2КСlО(к) + 2О2(г);
б) Са(ОН)2(к) + СО2(г) = СаСО3(к) + Н2О(ж).
Тема 2. Учение о растворах
Физическо-химическая теория растворов. Роль растворителя в образовании растворов. Понижение давления насыщенного пара над раствором по сравнению с давлением насыщенного пара чистого растворителя. Закон Рауля. Следствия из закона Рауля. Криоскопия. Эбуллиоскопия. Диффузия. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Идеальные растворы. Реальные растворы. Теория сильных электролитов. Сильные электролиты.
Расчет рН в растворах сильных и слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Буферные системы, их состав и механизм действия. Расчет рН буферных растворов. Буферная емкость.
Многие химические процессы протекают лишь при условии, что участвующие в них вещества находятся в растворенном состоянии. Растворами называют многокомпонентные гомогенные системы переменного состава. Растворителем называют вещество, которое не меняет своего агрегатного состояния и чаще всего находится в избытке.
Растворы электролитов – растворы, проводящие электрический ток; это растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот, оснований, амфолитов. Например, растворы КNO3, HCl, KOH, Al(OH)3. Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины.
Общими являются свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворенных веществ, их называют также коллигативными. Такие свойства могут проявляться в идеальных растворах. К идеальным растворам по своим свойствам приближаются лишь очень разбавленные растворы. К общим свойствам растворов относятся: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором и понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление. Эти свойства проявляются в случае растворов нелетучих растворенных веществ, давлением паров которых можно пренебречь.
Французский ученый Рауль открыл закон, согласно которому понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором ∆рА пропорционально молярной доле растворенного нелетучего вещества χB::
р°А – рА = ∆рА = р° χB,
где р°А, рА – давление насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором;
∆рА – разность между давлением насыщенного пара над раствором (рА) и растворителем (р°А). Из приведенного уравнения следует, что с увеличением содержания нелетучего компонента давление пара над раствором уменьшается.
Из закона Рауля вытекают два следствия.
Согласно одному из них, температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. Разность температур кипения раствора t1 и чистого растворителя t0 (∆tкип = t1 − t0) называется повышением температуры кипения раствора. Повышение температуры кипения ∆tкип пропорционально моляльной концентрации раствора:
∆tкип = КЭСm,
где КЭ – эбуллиоскопическая постоянная растворителя, град·кг/моль;
t1 – температура кипения раствора;
t0 – температура кипения чистого растворителя;
Сm – моляльная концентрация, моль/кг
Сm =
;
mв – масса вещества;
Mв – молярная масса вещества, г/моль;
mр-ля – масса растворителя, кг.
Согласно второму следствию из закона Рауля, температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя. Разность температур замерзания чистого растворителя t0 и начала замерзания раствора t1 (∆tзам = t0 - t1) называется понижением температуры замерзания раствора. Понижение температуры замерзания ∆tзам пропорционально моляльной концентрации раствора:
∆tзам = ККСm,
где Кк – криоскопическая постоянная;
t1 – температура замерзания раствора;
t0 – температура замерзания чистого растворителя.
Значения Кк и Кэ зависят от природы растворителя.