Для заочников. Методические указания и контрольные задания для студентов заочников инженернотехнических (нехимических)

• Название: Методические указания и контрольные задания для студентов заочников инженернотехнических (нехимических)
• Анкор: Для заочников
• Дата: 02.05.2022
• Размер: 417.39 Kb.
• Имя файла: _dlya_zaochnikov_WAhMML.docx
• Тип: Методические указания; #507822
• страница: 7 из 15

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (см. табл. 5) и абсолютных стандартных энтропии веществ (табл. 7) вычислите реакции, протекающей по уравнению
СО (г) + Н₂О (ж) = СО₂ (г) + Н₂ (г)
Решение. = —Т ; и — функции состояния, поэтому
; .
(-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 кДж.
Пример 4. Реакция восстановление Fe₂0₃ водородом протекает по уравнению
Fe ₂О₃ (к) + ЗН₂ (г) = 2Fe (к) + ЗН₂О (г); = + 96,61 кДж
Возможна, ли эта реакция при стандартных условиях, если из­менение энтропии ΔS=0,1387 кДж/(моль∙К)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂0₃?

Решение. Вычисляем ΔG⁰ реакции:
ΔG = ΔH—TΔS = 96,61—298Х Х0,1387= +55,28 кДж.
Так как ΔG>0, то реакция при стандарт­ных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем, температу­ру, при которой ΔG = 0:
ΔH = TΔS; Т= 696,5 К.
Следовательно, при температуре ≈ 696,5 К начнется реакция восстановления Fe₂0₃, Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример 5. Вычислите и реакции, протекающей по уравнению
Fe ₂О₃ (к) + 3С = 2 Fe + 3СО
Возможна ли реакция восстановления Fe ₂О₃ углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение. и находим из соотношений (1) и (2) так же как в примере 3:
=[3(-110,52)+2∙ 0] – [-822,10+3∙ 0] = -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 = ΔH—TΔS:

₅₀₀ = 490,54 – 500 = +219,99 кДж;
₁₀₀₀ = 490,54 – 1000 = -50,56 кДж.
Так как ₅₀₀ > 0, а ₁₀₀₀ < 0, то восстановление Fe ₂О₃ углеродом возможно при 1000К и не возможно при 500 К.
Контрольные вопросы
101. Вычислите для следующих реакция:
а) 2NаF(к) + Cl₂(г) = 2NаCl(к) + F₂(г)

б) PbO₂ (к) + 2 Zn(к) = Pb(к) + 2 ZnО (к)
Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить PbO₂ цинком по реакции (б)? Ответ: +313,94 кДж; -417,4 кДж.

102.При какой температуре наступит равновесие системы
4НCl (г)+О₂ (г)  2Н₂О (г)+2Сl₂ (г); ΔН = -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)+СО₂ (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/(моль-град).

104. Реакция горения ацетилена идет по уравнению
С₂ Н₂ (г) + ⁵/₂О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (ж)
Вычислите и . Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ; —1235,15 кДж; —216,15 Дж/(моль∙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 превращениях. 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) + СО₂ (г) = СО (г) + Н₂О (ж); = — 2,85 к Дж
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) + O₂ (г) 2NO₂ (г)

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

108. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ, вычис­лите реакции, протекающей по уравнению
NH₃ (г) + Н Cl (г) = NH₄Cl (к)
Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно. Ответ: —92,08 кДж.

109. При какой температуре наступит равновесие системы
С О (г) + 2Н₂ (г) СН₃ОН (ж); = - 128,05 кДж?

Ответ: ≈ 385,5 К.

110. При какой температуре наступит равновесие системы
С Н₄ (г) + СО₂ (г) 2СО (г) + 2Н₂ (г); = + 247,37 кДж

Ответ: = 961,9 К.

111. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению
4NH₃(г) + 5О₂ (г) = 4NO (г) + 6Н₂О (г)

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

112. На основании стандартных теплот образования и абсолют­ных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению
СО₂ (г) + 4Н₂ (г) = СН₄ (г) + 2Н₂О (ж)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: -130,89 кДж.

113. Вычислите и реакции, протекающей по уравнению
Fe ₂О₃ (к) + 3Н₂ (г) = 2 Fe(к) = + 3Н₂О (г)
Возможна ли реакция восстановления Fe ₂О₃ водородом при температурах 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,0,5 кДж.

114. Какие из карбонатов: ВеСО₃, СаСО₃ 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 энтропии соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению:

СО (г) + ЗН₂ (г) = СН₄ (г) + Н₂O (г)

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

116. Вычислите и реакции, протекающей по уравнению

TiO₂ (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 энтропии соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению:
С₂Н₄ (г) + 3О₂ (г) = 2СО₂ (г) + 2Н₂O (ж)

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

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

Fe₃0₄ (к) + СО (г) = 3FeO (к) + СO₂ (г); = + 34,55 кДж

Ответ: 1102,4 К.

119. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению:

РСl₅ (г) = РСl₃ (г) + Сl₂ (г); = + 92,59 кДж

Ответ: 509 К.

120. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:
2СН₄ (г) = С₂Н₂ (г) + ЗН₂ (г);
N₂(г) + ЗН₂ (г) = 2 NН ₃ (г);
С(графит) + О₂ (г) = СО₂ (г)
Почему в этих реакциях . >0; <0; ≈ 0? Ответ: 220,21 Дж/ К; -198,26 Дж/К; 2,93 Дж/К.


Химическая кинетика и равновесие
Кинетика — учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство ΔG_p,_T<0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетиче­ских возможностей реакции. Так, _Н2О(г) = —228,59 кДж/моль, и _АlI0(к)= - 313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т=298 К и р = 1,013∙ 10⁵ Па возможны реакции, идущие по уравнениям:
Н₂ (г) + ^½ О (г) = Н₂O (г) (1)
2Аl (к) + 3I₂ (к) = 2АlI₃ (к) (2)
Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в Присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический «тормоз», и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых - концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Пример I. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе

2SО₂ (г)+О₂ (г)  2SО₃ (г)

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [ SО₂] = а, [О₂]— b, [SO₃] = c. Согласно закону действия масс скорости v примой и обратной реакции до изменения объема

v_пр = Ка ² b; v_обр = К₁с².

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концен-

трация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза[ SО₂] = 3а, [О₂]— 3b, [SO₃] =3 c.. При новых концентрациях скорости примой и обратной реакции:

v'_пр (3а)² (3 b)² = 27 Ка ² b; v'_o6p = K₁(Зс)² = 9K₁с².
Отсюда



Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной - только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70°С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант - Гоффа по формуле
;

Следовательно, скорость реакции при температуре 70°С больше скорости реакции при температуре 30⁰С в 16 раз.

Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы
С О (г) + Н₂О (г) СО₂ (г) + Н₂ (г)
при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх=3 моль/л, [Н₂О]_исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
v_пр= К₁[CО][ Н₂О]; v_обр = K₂[CO₂] [Н₂];
.

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как а выражение К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По стольку же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ
[СО₂]_р = [Н₂]_р = х моль/л; [СО]_р = (3 — х) моль/л;

[Н₂О]_р = (2 — х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и исходные концентрации всех веществ:

1 = ;
= 6 — 2х — Зх + х²; 5х = 6, х = 1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[СО₂]_р= 1,2 моль/л;

[Н₂]_р= 1,2 моль/л;

[CO]_p = 3—1,2= 1,8 моль/л;

[H₂O]_р =2—1,2 = 0,8 моль/л.
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению
РСl₅ (г)  PCl₃ (г) + Сl₂ (г); ΔН = + 92,59 кДж
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции — разложения РСl₅?

Решение.Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение, равновесных концентраций реагирующих веществ и результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РСl₅ эндотермическая (ΔН>0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСl₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСl₅, так и уменьшением концентрации PCl₃, или Сl₂.