решение (1). 1. Кипение воды протекает без изменения химического состава веществ это фазовый переход воды из жидкого состояния в газообразное, т е.
 Скачать 1.96 Mb.
|
|
248. CuO = Cu + 1/2O2 - Q. ∆Hof = -Q/n. Q = 12.8 кДж. n(Cu) = m/M =5/64 = 0.078 моль. ∆Hof(CuO) = -12.8/0.078 = -163.8 кДж/моль. Справочное значение: -162 кДж/моль. 249. Cu2O = 2Cu + 1/2O2 - Q. ∆Hof = - Q / n. Q = 17 кДж. n(Cu) = m/M =12.7/64 = 0.2 моль. ∆Hof(Cu2O) = - 2*17 / 0.2 = -171.3 кДж/моль. Справочное значение: -173.2 кДж/моль. 250. CaH2 = Ca + H2 - Q. ∆Hof = - Q / n. Q = 23.6 кДж. V(H2) = V/Vм =2.8/22.4 = 0.125 моль. ∆Hof(CaH2) = - 23.6 / 0.125 = -188.8 кДж/моль. Справочное значение: -188.7 кДж/моль. 251. 1. Са(ОН)2 = СаО + Н2О ∆H01 = 65.3 кДж/моль 2. Ca(OH)2 + SiO2 = CaSiO3 + H2O ∆H02 = -23.3 кДж 3. CaO + SiO2 ∆H03 = ? ∆H03 = ∆H02 - ∆H01 = -23.3 – 65.3 = -233.6 кДж. Закон Гесса: сумма энтальпий двух или более промежуточных реакций при переходе из исходного к конечному состоянию равна энтальпии реакции, которая ведет от исходного к конечному состоянию непосредственно. 1 следствие: теплота образования реакции равна разности между суммой теплот образования продуктов и суммой теплот образования исходных веществ. 2 следствие: теплота сгорания – тепловой эффект реакции сгорания одного моль вещества. 3 следствие: если совершается 2 реакции, приводящие из разных начальных состояний к равным конечным, то разница между их тепловыми эффектами есть тепловой эффект перехода из одного состояния в другое 252. Термохимические уравнения - уравнения, в которых приведены значения энтальпий данной реакции и указаны абсолютные состояния реагентов и продуктов. На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать, как и с алгебраическими. 1. H2S + 3/2O2 = H2O + SO2 ∆H01 = -561.1 кДж 2. S + O2 = SO2 ∆H02 = -296.2 кДж 3. 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O ∆H03 = ? ∆H03 = 2∆H01 - 3∆H02 = 2*(-561.1) - 3(-296.2) = -233.6 кДж. 253. а) 2As(к) + 3F2(г) = 2AsF3(г), ∆H01 = -1842 кДж б) AsF5(г) = AsF3(г) + F2(г), ∆H02 = 317 кДж в) 2As(к) + 5F2(г) = 2AsF5(г), ∆H03 = ? ∆H03 = ∆H01 - 2∆H02 = -1842 - 2*317 = -2476 кДж. 254.
255. а) CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O, ∆H01 = -892 кДж б) 2CH3Cl + 3O2 = 2CO2 + 2H2O() + 2HCl(), ∆H02 = -1374 кДж в) 2H2 + O2 = 2H2O, ∆H03 = -571,7 кДж г) H2+ Cl2 = 2HCl, ∆H04 = -185 кДж д) CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl, ∆H05 = ? ∆H05 = (2∆H01 - ∆H02 - ∆H03 +2∆H04) / 2 = [2*(- 892) – (-1374) – (-571.7) + 2*(-185)] / 2 = -104.15 кДж 256. а) Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2, ∆H01 = 819.3 кДж б) Na2O + SiO2 = Na2SiO3, ∆H02 = -243.5 кДж в) Na2SiO3 = Na2O + CO2, ∆H03 = ? Q = - n*∆H03 , ∆H03 = ∆H01 - ∆H02 = 819.3 – (-243.5) = 1062.8 кДж. n(Na2CO3) = m / M = 200/106 = 1/89 моль. Q = - 1.89 * 1062.8 = - 2008.7 кДж. 257. Основной закон термохимии - закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Следствие: тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. В математическом виде: ∆Hoреакции = ∑∆Ho (продуктов) - ∑∆Ho (исходных веществ). CH4+2O2 = CO2+2H2O. ∆Hoреакции = ∆Ho(СО2) + 2∆Ho(Н2О) - ∆Ho(СН4) - 2∆Ho(О2) = -393.5-2*241.8+74.8 = -802.3 кДж/моль. n(CH4) =V/Vм = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆Ho*n = 802.3*44.64 = 35817 кДж. 258. ∆Hoреакции = 2∆Ho(MgО) + ∆Ho(C) - 2∆Ho(Mg) - ∆Ho(CО2) = -2*601.8 + 393.5 = -810.1 кДж/моль. n(Mg) = m/M = 1000/24 = 41.67 моль. Выделится тепла: Q = - ∆Ho*n = 810.1*41.67 = 33754.2 кДж. 259. ∆Hoреакции = ∆Ho(KCl) + ∆Ho(O2) - ∆Ho(KClO3) = -435.9 + 391.2 = -44.7 кДж/моль. n(KClO3) = m/M = 1000/122.5 = 8.2 моль. Выделится: Q = - ∆Ho*n = 44.7*8.2 = 365 кДж. 260. ∆Hoреакции = ∆Ho(N2O5) - ∆Ho(O2) – 2∆Ho(NO) = (-42.7) –2*90.2 = -223.1кДж/моль. n(N2O5) = m/M = 1000/108 = 9.3 моль. Выделится: Q = - ∆Ho*n = 223.1*9.3 = 2074.8 кДж. 261. Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 , ∆Hoреакции = ∆Ho(Ca(OH)2) - 2∆Ho(H2O) = -986.6 + 2*285.3 = - 416 кДж/моль. n(H2) = V/Vм = 1000/22,4 = 44,64моль. Q = - ∆Ho*n(H2) = - 416 * 44,64 = 18570 кДж. 262. ∆Hoреакции = ∆Ho(SO2) + ∆Ho(H2O) - ∆Ho(H2S) = -296,9 - 241,8 + 21 = -517,7 кДж/моль. n(H2S) = V/Vм = 1000/22,4 = 44,64моль. Выделится: Q = - ∆Ho*n = 44.64*-517,7 = -23110,13кДж. 263. C2H4 + 3O2 = 2CO2 + 2H2O, ∆Hoреакции = 2∆Ho(СО2) + 2∆Ho(Н2О) - ∆Ho(С2Н4) = -393.5*2-2*241.8 - 52,3 = -1322,9кДж/моль. n(C2H4) =V/Vм = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆Ho*n = 1322,9*44.64 = 59054,3 кДж. 264. C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O, ∆Hoреакции = 2∆Ho(СО2) + 3∆Ho(Н2О) - ∆Ho(C2H5OH) = -393.5*2-3*241.8+227,6= -1288,4 кДж/моль. n(C2H4) =V/Vм = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆Ho*n = 1288,4*44.64 = 57514,2 кДж. 265. Ca(OH)2 = H2O + CaO, Hoреакции = ∆Ho(H2O) + ∆Ho (CaO) - ∆Ho(Ca(OH)2) = -285,3-635,5 + 986,6 = 65,6 кДж/моль. n(H2O) = m/M = 1000/18 = 55,56 моль. Теплоты поглотилось: Q = - ∆Ho*n(H2) = - 65,6*55,56 = -3086,6 кДж. 266. CaCO3 = CaO + CO2 , Hoреакции = ∆Ho(CO2) + ∆Ho (CaO) - ∆Ho(CaCO3) = -393,5 - 635,5 + 1206,9 = 177,9 кДж/моль. n(CO2) = V/Vм = 100000/22.4 = 4464,28 моль. Теплоты поглотилось: Q = - ∆Ho*n(CO2) = - 177,9*4464,28 = - 794196 кДж. 267. Стандартная энтальпия сгорания характеризует изменение энтальпии, происходящее при сгорании 1 моль вещества. C2H6 + H2 = 2C2H4. ∆Hреакции = 2∆Hсгорания (С2Н4) - (∆Hсгорания(H2) + ∆Hсгорания(С2H6)) = 2*1411,0 - 241,8 - 1599,9 = 980,3 кДж/моль. 268. ∆Hoреакции = ∆Hсгорания(С2Н6) - ∆Hсгорания(С2H4) - ∆Hсгорания(H2) = 1599.9 - 1411.0 - 241,8 = -52.9 кДж/моль. 269. ∆Hoреакции = ∆Hсгорания(С6Н6) - 3∆Hсгорания(С2H2) = -3268 + 3*1301 = 635 кДж/моль. 270. Теплотворная способность топлива - это количество теплоты, выделяемое при сгорании определенного количества топлива, например, одного кг или литра. 60% Н2 и 40% СН4. В одном литре содержится 0.6 л. водорода и 0.4 литра метана. n(H2) = V/Vм = 0.6/22.4 = 0.027 моль. n(CH4) = 0.4/22.4 = 0.018 моль. При сгорании одного литра данной смеси выделится теплоты: Q = -n(H2)*∆Ho(H2) - n(CH4)*∆Ho(CH4) = 0.027*241.8 + 0.018*890.3 = 22.5 кДж. 271. Наука, изучающая возможность и направление самопроизвольного протекания химических реакций, называется химической термодинамикой. Химическая термодинамика позволяет вычислять количество энергии, необходимой для проведения реакции, может оценить глубину протекания процесса до достижения системой равновесного состояния, она исследует превращение энергии при химических реакциях и способность химических систем выполнять полезную работу. 272. В настоящее время в качестве критерия самопроизвольного протекания реакции используется энергия Гиббса. Она определяется по уравнению: ΔG = ΔH - T*ΔS. В прошлом столетии считалось, что реакция протекает самопроизвольно, если она экзотермическая, т.е. протекает с выделением тепла. 273. На опыте было установлено, что в химических процессах имеют место две тенденции: стремление частиц объединиться за счет более прочных связей (уменьшение энтальпии) и стремление частиц перейти в состояние большей разупорядоченности (увеличение энтропии). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций отражает изменение энергии Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакций, поскольку ее уменьшение является движущей силой химического процесса: ΔG ≤ 0. Изменение энтальпии или энтропии не может являться критерием протекания реакции, т.к. часто самопроизвольно протекают реакции, идущие с увеличением энтальпии или уменьшением энтропии. 274. Под энтальпийным фактором процесса понимается его тепловой эффект, т.е. поглощение или выделение тепла при протекании процесса. Энтропийный фактор характеризует стремление системы к разупорядочиванию. В целом самопроизвольное протекание процесса означает увеличение энтропии и/или уменьшение энтальпии. Оба фактора учитывает т.н. энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. 275. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Несмотря на то, что в данное уравнение давление и концентрация реагирующих веществ не входят ,эти характеристики определяют значения энтальпийного: ΔH вклада и энтропийного вклада T*ΔS, т.е. косвенно влияют на энергию Гиббса. 276. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса может дать только приближенный ответ о возможности протекания процесса по нескольким причинам: во-первых, энтропия и энтальпия не постоянны во всем температурном интервале и во-вторых для протекания процесса кроме термодинамической возможности должна выполняться и кинетическая возможность. Кинетические параметры процесса уравнение Гиббса не учитывает, поэтому и дает приближенный ответ. 277. Энергия Гиббса: ΔG =R*T*lnKp. Из уравнения Менделеева-Клайперона (  ) можно выразить произведение R*T как функцию давления: ΔG =P*V*n*lnKp - при изменении давления газов и концентрации веществ.278.
Т = 298 К. 279. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакции. Если ее изменение отрицательно (ΔG<0), процесс протекает самопроизвольно, если ΔG>0, то процесс термодинамически невозможен. Анализ уравнения показывает, что при низких температурах на знак ΔG в большей степени влияет ΔН, а при высоких температурах - ΔS. Например: 3H2(г)+N2(г) = 2NH3(г), при Т=298 К ΔН<0, ΔS<0, T*ΔS<0 и ΔG<0. При Т=498 К энтропийный фактор (T*ΔS) возрастает и ΔG>0. 280. а) CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г), энтропия возрастает, т.к. в процессе реакции возрастает количество газообразных веществ. ΔSо = ΔSо(СO2) + ΔSо(CaO) - ΔSо(CaCO3) = 213.7 + 39.7 – 92/9 = 160.5 Дж/(K*моль) б) NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(г), энтропия уменьшается, т.к. в процессе реакции уменьшается количество газообразных веществ. ΔSо = ΔSо(NH4Cl) – [ΔSо(HCl) + ΔSо(NH3)] = 95.8 – 186.8 – 192.6 = -283.6 Дж/(K*моль) 281. 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г). В неизолированной системе: ΔG 0. ΔG = 2ΔGо(SO3) - 2ΔGо(SO2) = 2* (-370) – 2*(-300.2) = -139.6 кДж/моль. В изолированной системе: ΔSо 0. ΔSо = 2ΔSо(SO3) – [2ΔSо(SO2) - ΔSо(О2)] = 2*256.4 – 205 – 2*248.1 = -188.4 Дж/(K*моль). Реакция в прямом направлении самопроизвольно протекает в неизолированной системе. 282. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.
283. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.
284. NiO(к) + Pb(к) = Ni(к) + PbO(к), T=800 K, ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = ΔHо(PbO) - ΔHо(NiO) = -219.3 –(-239.7) = 20.4 кДж/моль. ΔSо = ΔSо(PbO)+ΔSо(Ni)-ΔSо(NiO)-ΔSо (Pb) = 66.2 + 29.9 – 38 – 64.8 = -6.7 Дж/(K*моль) ΔG = 20400 – 800*(-6.7)= 25.76 кДж/моль. ΔG0, поэтому реакция идет самопроизвольно в обратном направлении. 285. Cu(к) + ZnO(к) = Zn(к) + CuO(к), T=400 K, ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = ΔHо(CuO) - ΔHо(ZnO) = -162 –(-350.3) = 188.6 кДж/моль. ΔSо = ΔSо(CuO)+ΔSо(Zn)-ΔSо(ZnO)-ΔSо (Cu) = 42.6 + 41.6 – 43.6 – 33.2 = 7.4 Дж/(K*моль) ΔG = 188600 – 400*7.4= 185.64 кДж/моль. ΔG0, поэтому реакция в прямом направлении не протекает. 286. KOH + Na = NaOH + K, T=723 K, ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = ΔHо(NaOH) - ΔHо(KOH) = -426 + 425.8 = -0.2 кДж/моль. ΔSо = ΔSо(NaOH)+ΔSо(K)-ΔSо(KOH)-ΔSо (Na) = 64.4 + 71.5 – 51.2 – 79.3 = 5 Дж/(K*моль) ΔG = -200 – 723*5= -3.82 кДж/моль. ΔG0, поэтому реакция возможна при данных условиях. 287. KCl + Na = NaCl + K, T=1073 K, ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = ΔHо(NaCl) - ΔHо(KCl) = -411.1 - (-435.9) = 24.8 кДж/моль. ΔSо = ΔSо(NaCl)+ΔSо(K)-ΔSо(KCl) - ΔSо (Na) = 72.1 + 71.5 – 51.2 – 82.6 = 9.8 Дж/(K*моль) ΔG = 24800 – 723*9.8= 14.28 кДж/моль. ΔG0, поэтому реакция не возможна при данных условиях. Реакция возможна при Т= 2530 К, чот подтверждается рассчетом: ΔG = 0, Т = ΔH / ΔS. Т = 24800 / 9.8 = 2530 К = 2257 0С. 288. N2 + O2 = 2NO. Реакция возможна при условии ΔG<=0, поэтому ΔH = T*ΔS. Т=ΔHо/ΔSо. ΔHо = 2ΔHо(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль. ΔSо = 2ΔSо(NO) - ΔSо(N2) - ΔSо(O2) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(K*моль). T = 180400/24.7 = 7304K = 7031 oC. Для осуществления этой реакции требуется очень высокая температура, поэтому она в промышленности не реализована. 289. а) FeO + C(графит) = Fe + CO, T1= 273 K, T2= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = ΔHо(СО) - ΔHо(FeO) = -110.5 + 264.8 = 154.3 кДж/моль ΔSо = ΔSо(CO)+ΔSо(Fe)-ΔSо(FeO)-ΔSо(C) = 197.5+27.3-60.8-5.7 = 158.3 Дж/(Kмоль) ΔGо1 = 154.3*103 - 273*158.3 = 107.13 кДж/моль ΔGо2 = 154.3*103 - 1273*158.3 = - 47.22 кДж/моль Реакция реализуется при 1273 К. б) FeO + CО = Fe + CO2, T1= 273 K, T2= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = ΔHо(СО2) – [ΔHо(FeO)+ ΔHо(СО)] = -393.3 +110.5 + 264.8 = - 18.2 кДж/моль ΔSо = [ΔSо(CO2)+ΔSо(Fe)] – [ΔSо(FeO)-ΔSо(CO)] = 27.3 + 213.7 - 197.5-60.8 = -17.3 Дж/(Kмоль) ΔGо1 = -18.2*103 - 273*(-17.3) = -13.04 кДж/моль ΔGо2 = -18.2*103 - 1273*(-17.3) = 3.82 кДж/моль Реакция реализуется при 273 К. 290. а) Cu + 0.5O2 = CuO(к), T = 573 K, ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = ΔHо(СuO) = -162 кДж/моль ΔSо = ΔSо(CuO)-[ΔSо(Cu)+0.5Sо(O2)] = 42.6 –33.2 – 0.5*205 = - 93.1 Дж/(Kмоль) ΔGо = -162*103 - 573*(-93.1) = -108.65 кДж/моль б) 2Cu + 0.5O2 = Cu2O(к), T = 573 K ΔHо = ΔHо(Сu2O) = -173.2Дж/моль ΔSо = ΔSо(Cu2O)-[2ΔSо(Cu)+0.5Sо(O2)] = 92.9 –2*33.2 – 0.5*205 = -76 Дж/(Kмоль) ΔGо = -173.2*103 - 573*(-76) = -129.65 кДж/моль Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔGоб) ΔGоа) . 291. а) NH4NO3(к) = N2O(г) + 2H2O(г), Т = 500 К. ΔG = ΔH - T*ΔS. ΔHо = 2ΔHо(H2O) + ΔHо(N2O) - ΔHо (NH4NO3)= 2*(-241.8)+82 + 365.4 = -36.2 кДж/моль. ΔSо = 2ΔSо(H2O)+ΔSо(N2O)-ΔSо(NH4NO3) = 2*188.7 +219.9 - 151 = 446.3 Дж/(K*моль) ΔG = -36.2*103 – 500*446.3 = -259.35 кДж/моль. б) NH4NO3(к) = N2(г) + 0.5О2 + 2H2O(г), ΔHо = 2ΔHо(H2O) - ΔHо (NH4NO3)= 2*(-241.8) + 365.4 = -118.2 кДж/моль. ΔSо=2ΔSо(H2O)+ΔSо(N2)+0.5ΔSо(О2)-ΔSо(NH4NO3)=2*188.7+191.5+0.5*205-151=520.4 Дж/(K*моль) ΔG = -118.2*103 – 500*520.4 = -378.4 кДж/моль. Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔGоб) ΔGоа) . 292. Т= 300 К, ΔG = ΔH - T*ΔS. а) CaCl2(к) + F2(г) = CaF2(к) + Cl2(г) ΔHо = ΔHо(CaF2) - ΔHо(CaCl2) = -1214.6+795= - 419.6 Дж/моль. ΔSо = ΔSо(CaF2)+ΔSо(Cl2)-[ΔSо(CaCl2)+ ΔSо(F2)] = 222.9+68.9–202.9-113.6= - 24.7 Дж/(K*моль) ΔG = -419.6*103 – 300*(-24.7) = - 412.19 кДж/моль. б) CaF2 (к) + Cl2 (г) = CaCl2 (к) + F2 (г) ΔHо = ΔHо(CaCl2)- ΔHо(CaF2)= -795+1214.6= 419.6 Дж/моль. ΔSо = ΔSо(CaCl2)+ ΔSо(F2)-[ΔSо(CaF2)+ΔSо(Cl2)] = 202.9+113.6-222.9-68.9= 24.7 Дж/(K*моль) ΔG = 419.6*103 – 300*24.7 = 412.19 кДж/моль. Возможна реакция а), т.к. ΔGоа) 0, невозможна реакция б), т.к. ΔGоб) 0. 293. T=300 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.
Более вероятна реакция б), т.к. ΔGо(б)<ΔGо(а). 294. Энергия Гиббса – термодинамическая функция состояния системы, которая характеризует направление и предел самопроизвольного протекания реакции, протекающей при Р=const и температуре Т. Стандартной энергией Гиббса образования вещества называют энергию Гиббса реакции образования 1 моль этого вещества, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных и термодинамически устойчивых при данной Т-ре фазах и модификациях. Например: Na2O(тв.) + H2O(ж) = 2NaOH(тв.) ΔGо = 2ΔGо(NaOH) - ΔGо(H2O) - ΔGо(Na2O) = 2*(-380,45) – (-237,4) – (-377,38) = -146,12 кДж/моль Реакция протекает в прямом направлении, т.к. ΔGо< 0. 295. а) 2N2O + O2 = 4NO, ΔGо = 4ΔGо(NO) - 2Gо(N2O) = 4*86.6 – 2*104/2 = 138 кДж/моль б)N2O + NO=NO2 + N2, ΔGо=ΔGо(NO2)–[Gо(N2O)+ΔGо(NO)]=51.5-86.6-104.2 =-139.3 кДж/моль в)N2O + NO2 =3 NO , ΔGо=3ΔGо(NO)–[Gо(N2O)+ΔGо(NO2)]=3*86.6-51.5-104.6=104.1 кДж/моль г) CH4 + 3CO2 = 4CO + 2H2O(г), ΔGо=2ΔGо(H2O)+ 4ΔGо(СO)–[3Gо(СО2)+ΔGо(CH4)]= 2*(-228.6)+4*(-137.1)-3*(-394.4)-(-50.8)= 228.4 кДж/моль Самопроизвольно в стандартных условиях протекает реакция б), т.к. ΔGоб) 0 296. а) 4HCl + O2 = 2Cl2 + H2O ΔGо = 2ΔGо(H2O) - 4ΔGо(HCl) = -2*228.6 + 4*94.8 = -78 кДж/моль б) 2HF + O3 = F2 + O2 + 2H2O ΔGо = -2*228.6 + 2*272.8 = 88.4 кДж/моль в) H2O2 + O3 = 2O2 + H2O ΔGо = ΔGо(H2O) - ΔGо(H2O2) = -237.2 + 120.4 = -116.8 кДж/моль г) С + H2O = CO + H2 ΔGо = ΔGо(CO) - ΔGо(H2O) = -137.1 + 228.6 = 91.5 кДж/моль В стандартных условиях самопроизвольно протекают реакции а) и в), т.к. ΔGо < 0 297.
298. Термодинамически устойчивые вещества характеризуются отрицательным значением энергии Гиббса (ΔG), а термодинамически неустойчивые соединения - положительным значением ΔG. Соединения второго типа существуют, т. к. для их разрушения существуют кинетические затруднения - скорость разложения очень мала. Неустойчивые термодинамически вещества получают не прямым синтезом, а косвенным путем. Так, например, получают неустойчивые вещества С2Н2, N2O3, Cl2O7 и другие. 299. 2Н2О2 = 2Н2О + О2. Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре, т.к. при этом получаются еще более устойчивые вещества. ΔGреакции = 2ΔG(Н2О) - 2ΔG(Н2О2) = -2*241.8 + 2*187.8 = -108 кДж/моль, т.е. реакция термодинамически возможна. 300. Энергию Гиббса часто называют «свободной» энергией, т.к. она является функцией давления и температуры, т.е. параметров, которые можно свободно менять и фиксировать. Для окислительно-восстановительных реакций энергия Гиббса определяется уравнением: ΔG = -z*F*E, где z - количество электронов, F - постоянная Фарадея, E - электродвижущая сила. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
