Pravděpodobnost výskytu chemických reakcí. Směr chemických reakcí
Jednou z nejdůležitějších otázek v chemii je otázka možnosti chemické reakce. Kvantitativním kritériem pro zásadní proveditelnost chemické reakce je zejména charakteristická funkce stavu systému, nazývaná Gibbsova energie (G). Než přistoupíme k úvahám o tomto kritériu, zastavme se u řady definic.
spontánní procesy. Spontánní procesy jsou procesy, které probíhají bez dodávky energie z vnějšího zdroje. Mnoho chemických procesů je spontánních, jako je rozpouštění cukru ve vodě, oxidace kovů na vzduchu (koroze) atd.
Reverzibilní a nevratné procesy. Mnoho chemických reakcí probíhá jedním směrem, dokud nejsou reaktanty zcela vyčerpány. Takové reakce se nazývají chemicky nevratné. Příkladem je interakce sodíku a vody.
Ostatní reakce probíhají nejprve v dopředném směru a poté v dopředném a zpětném směru v důsledku interakce reakčních produktů. V důsledku toho se vytvoří směs obsahující jak výchozí materiály, tak reakční produkty. Takové reakce se nazývají chemicky reverzibilní. V důsledku chemicky reverzibilního procesu pravá (stabilní) chemická rovnováha, který se vyznačuje následujícími vlastnostmi:
1) při absenci vnějších vlivů zůstává stav systému nezměněn na dobu neurčitou;
2) jakákoli změna vnějších podmínek vede ke změně stavu systému;
3) rovnovážný stav nezávisí na tom, ze které strany je dosaženo.
Příkladem systému ve skutečné rovnováze je ekvimolekulární směs
CO (g) + H20 (g) C02 (g) + H2 (g).
Jakákoli změna teploty nebo jiných podmínek způsobí posun v rovnováze, tzn. změna ve složení systému.
Kromě pravých rovnováh se velmi často setkáváme s rovnováhou zdánlivou (nepravou, bráněnou), kdy stav systému přetrvává v čase velmi dlouhou dobu, ale malý zásah do systému může vést k silné změně jeho stavu. Příkladem je směs vodíku a kyslíku, která při pokojové teplotě za nepřítomnosti vnějších vlivů může zůstat beze změny donekonečna. Do této směsi však stačí vložit platinovaný azbest (katalyzátor), neboť se spustí energetická reakce.
H2 (g) + O2 (g) \u003d H20 (g),
což vede k úplnému vyčerpání výchozích látek.
Pokud se stejný katalyzátor zavede za stejných podmínek do kapalné vody, pak není možné získat výchozí směs.
Entropie. Stav libovolného systému lze charakterizovat hodnotami přímo měřených parametrů (p, T atd.). to charakteristika makrostavu systému. Stav systému lze také popsat charakteristikami každé částice systému (atomu, molekuly): souřadnice, frekvence vibrací, frekvence rotace atd. to charakteristika mikrostavu systému. Systémy se skládají z velmi velkého počtu částic, takže jednomu makrostavu bude odpovídat obrovské množství různých mikrostavů. Toto číslo se nazývá termodynamická pravděpodobnost stavu a označuje se jako W.
Termodynamická pravděpodobnost je spojena s další vlastností hmoty - entropie (S, J / (mol. K)) - Boltzmannův vzorec
kde R je univerzální plynová konstanta a N A je Avogadrova konstanta.
Fyzikální význam entropie lze vysvětlit následovně. myšlenkový experiment. Ideální krystal nějaké látky, jako je chlorid sodný, necháme zchladit na teplotu absolutní nuly. Za těchto podmínek se ionty sodíku a chloru, které tvoří krystal, stávají prakticky nepohyblivými a tento makroskopický stav je charakterizován jedním jediným mikrostavem, tzn. W=1 a v souladu s (3.13) S=0. S rostoucí teplotou začnou ionty oscilovat kolem rovnovážných poloh v krystalové mřížce, počet mikrostavů odpovídajících jednomu makrostavu se zvyšuje a následně S>0.
Takto, entropie je mírou neuspořádanosti stavu systému. Entropie systému roste ve všech procesech doprovázených poklesem řádu (zahřívání, rozpouštění, vypařování, rozkladné reakce atd.). Procesy, které se vyskytují se zvýšením řádu (chlazení, krystalizace, komprese atd.), vedou k poklesu entropie.
Entropie je funkcí stavu, ale na rozdíl od většiny ostatních termodynamických funkcí je možné experimentálně určit absolutní hodnotu entropie látky. Tato možnost vychází z postulátu M. Plancka, podle kterého při absolutní nule je entropie ideálního krystalu nulová(třetí termodynamický zákon).
Teplotní závislost entropie látky je uvedena kvalitativně na Obr. 3.1.
Na Obr. 3.1 je vidět, že při teplotě rovné 0 K je entropie látky nulová. S nárůstem teploty entropie plynule roste a v místech fázových přechodů dochází k prudkému nárůstu entropie, určeném vztahem
(3.14)
kde Δ f.p S, Δ f.p H a T f.p jsou změny entropie, entalpie a teploty fázového přechodu.
Entropie látky B ve standardním stavu se označuje jako . Pro mnoho látek jsou stanoveny absolutní hodnoty standardních entropií a jsou uvedeny v referenčních knihách.
Entropie je stejně jako vnitřní energie a entalpie funkcí stavu, takže změna entropie systému v procesu nezávisí na jeho dráze a je určena pouze počátečním a konečným stavem systému. Změnu entropie během chemické reakce (3.10) lze nalézt jako rozdíl mezi součtem entropií reakčních produktů a součtem entropií výchozích látek:
V jedné z formulací je použit pojem entropie druhý termodynamický zákon: v izolovaných systémech mohou spontánně probíhat pouze procesy probíhající se zvýšením entropie (ΔS>0). Izolované systémy jsou chápány jako systémy, které si s prostředím nevyměňují ani hmotu, ani energii. Systémy, ve kterých probíhají chemické procesy, nepatří mezi izolované systémy, protože vyměňují si energii s okolím (tepelný efekt reakce) a v takových systémech mohou probíhat i procesy s poklesem entropie.
SO 2 (g) + 2H 2S (g) \u003d 3S (t) + 2H20 (l), pokud standardní entropie oxidu síry (IV), sirovodíku, síry a vody jsou 248,1; 205,64; 31,88 a 69,96 J/(mol K), v daném pořadí.
Řešení. Na základě rovnice (3.15) můžeme napsat:
Entropie při této reakci klesá, což je spojeno se vznikem pevných a kapalných produktů z plynných látek.
Příklad 3.8. Bez výpočtů určete znaménko změny entropie v následujících reakcích:
1) NH4NO3 (c) \u003d N20 (g) + 2H20 (g),
2) 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g),
3) 2H2 (g) + 02 (g) \u003d 2H20 (g).
Řešení. V reakci (1) tvoří 1 mol NH 4 NO 3 v krystalickém stavu 3 moly plynů, proto D r S 1 >0.
Při reakcích (2) a (3) klesá jak celkový počet molů, tak i počet molů plynných látek. Proto D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).
Gibbsova energie(izobaricko-izotermický potenciál). V mnoha případech dochází k samovolným procesům v přírodě za přítomnosti rozdílu potenciálů, například rozdíl v elektrických potenciálech způsobí přenos náboje a rozdíl v gravitačních potenciálech způsobí pád těla. Tyto procesy končí při dosažení minimálního potenciálu. Hnací silou chemických procesů probíhajících za konstantního tlaku a teploty je izobaricko-izotermický potenciál, tzv Gibbsova energie a označeny G. Změna Gibbsovy energie v chemickém procesu je určena vztahem
ΔG = ΔH –TAS, (3,16)
kde ΔG je změna Gibbsovy energie chemického procesu; ΔH je změna entalpie chemického procesu; ΔS je změna entropie chemického procesu; T je teplota, K.
Rovnici (3.16) lze znázornit v následujícím tvaru:
∆H = ∆G + T∆S. (3.17)
Význam rovnice (3.17) je ten, že část tepelného účinku reakce je vynaložena na vykonávání práce (ΔG) a část je rozptýlena do prostředí (TAS).
Gibbsova energie je kritériem pro základní možnost spontánní reakce. Pokud se Gibbsova energie během reakce sníží, může proces probíhat spontánně za těchto podmínek:
ΔG< 0. (3.18)
Proces za těchto podmínek není proveditelný, pokud
ΔG > 0. (3,19)
Výrazy (3.18) a (3.19) současně znamenají, že zpětná reakce nemůže (3.18) nebo může (3.19) probíhat spontánně.
Reakce je vratná, tzn. může proudit v dopředném i zpětném směru, pokud
Rovnice (3.20) je termodynamická podmínka pro chemickou rovnováhu.
Vztahy (3.18) – (3.20) jsou použitelné i pro fázové rovnováhy, tzn. na případy, kdy jsou dvě fáze (skupenství) téže látky v rovnováze, například led a kapalná voda.
Faktory entalpie a entropie. Z rovnic (3.16) a (3.18) vyplývá, že procesy mohou probíhat spontánně (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Pokud se entalpie systému zvýší (ΔH>0) a entropie se sníží (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). U ostatních znaků ΔS a ΔН je zásadní možnost postupu procesu určena poměrem faktorů entalpie (ΔH) a entropie (ТΔS).
Pokud ΔН>0 a ΔS>0, tzn. Protože složka entalpie působí proti a složka entropie průběh procesu zvýhodňuje, může reakce probíhat spontánně díky složce entropie za předpokladu, že |ΔH|<|TΔS|.
Pokud složka entalpie upřednostňuje a entropie působí proti procesu, pak může reakce probíhat spontánně díky složce entalpie za předpokladu, že |ΔH|>|TAS|.
Vliv teploty na směr reakce. Teplota ovlivňuje entalpické a entropické složky Gibbsovy energie, což může být doprovázeno změnou znaménka Gibbsovy energie těchto reakcí, a tedy i směru reakcí. Pro hrubý odhad teploty, při které se mění znaménko Gibbsovy energie, můžeme závislost ΔН a ΔS na teplotě zanedbat. Z rovnice (3.16) pak vyplývá, že znaménko Gibbsovy energie se bude při teplotě měnit
Je zřejmé, že změna znaménka Gibbsovy energie se změnou teploty je možná pouze ve dvou případech: 1) ΔН>0 a ΔS>0 a 2) ΔН<0 и ΔS<0.
Standardní Gibbsova energie vzniku je změna Gibbsovy energie reakce vzniku 1 molu sloučeniny z jednoduchých látek, které jsou za standardních podmínek stabilní. Předpokládá se, že Gibbsova energie vzniku jednoduchých látek je nulová. Standardní Gibbsovy energie tvorby látek lze nalézt v příslušných referenčních knihách.
Gibbsova energie chemické reakce. Gibbsova energie je stavová funkce, tzn. jeho změna v procesu nezávisí na dráze jeho toku, ale je určena počátečním a konečným stavem systému. Ze vzorce lze tedy vypočítat Gibbsovu energii chemické reakce (3.10).
Všimněte si, že závěry o fundamentální možnosti průběhu reakce z hlediska hodnoty Δ r G platí pouze pro ty podmínky, pro které se počítá změna Gibbsovy energie reakce. Pokud se podmínky liší od standardu, pak lze rovnici použít k nalezení Δ r G van't Hoffovy izotermy, což se pro reakci (3.10) mezi plyny zapisuje jako
(3.23)
a mezi soluty
(3.24)
kde jsou parciální tlaky odpovídajících látek; c A, c B, c D , c E jsou koncentrace odpovídajících rozpuštěných látek; a, b, d, e jsou odpovídající stechiometrické koeficienty.
Pokud jsou reaktanty ve standardním stavu, pak se rovnice (3.23) a (3.24) stanou rovnicí
Příklad 3.9. Stanovte možnost reakce NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) za standardních podmínek při teplotě 298,15 K pomocí údajů o standardních entalpiích vzniku a entropiích.
Řešení. Na základě prvního důsledku Hessova zákona najdeme standardní entalpii reakce:
; reakce je exotermická, proto složka entalpie podporuje reakci.
Změnu entropie reakce vypočítáme podle rovnice
Reakce je doprovázena poklesem entropie, což znamená, že složka entropie působí proti reakci.
Změnu Gibbsovy energie procesu zjistíme podle rovnice (3.16):
Tato reakce tedy může probíhat spontánně za standardních podmínek.
Příklad 3.10. Pomocí údajů o standardních entalpiích vzniku a entropiích určete, při jaké teplotní rovnováze nastane v systému N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).
Řešení. Podmínka rovnováhy pro systém je ΔG=0. K tomu pomocí vztahu (3.21) zjistíme teplotu, při které ΔG=0. Vypočítejte standardní entalpii a entropii reakce:
Složka entalpie zvýhodňuje a složka entropie reakci odporuje, což znamená, že při určité teplotě je možná změna znaménka Gibbsovy energie, tedy změna směru reakce.
Podmínka rovnováhy bude zapsána takto:
∆G = ∆H –T∆S,
nebo dosazením číselných hodnot dostaneme
0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.
Proto bude reakce při teplotě v rovnováze
NA.
Pod touto teplotou bude reakce probíhat v dopředném směru a nad touto teplotou v opačném směru.
Příklad 3.11. Při určité teplotě T endotermická reakce A®B prakticky končí. Určete: a) znaménko D r S reakce; b) znaménko DG reakce B ® A při teplotě T; c) možnost reakce B ® A při nízkých teplotách.
Řešení. a) Spontánní výskyt reakce A ® B naznačuje, že DG<0. Поскольку DН>0, pak z rovnice
DG = DH - TDS znamená, že DS>0; pro reverzní reakci B® A DS<0.
b) Pro reakci A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.
c) Reakce A® B je endotermická (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.
Příklad 3.12. Vypočítejte hodnotu Gibbsovy energie a určete, zda je možná reakce CO + Cl 2 ÛCOCl 2 při teplotě 700 K, je-li rovnovážná konstanta reakce při této teplotě 10,83 atm -1 a parciální tlaky všech složek jsou stejné a rovné jedné.
Řešení. Vztah D r G 0 a K r reakce A + B Û C + D je dán rovnicí izotermy (3.22)
Za standardních podmínek, kdy parciální tlak každého reaktantu je 1 atm, bude mít tento poměr podobu
V důsledku toho může reakce při T=700 K probíhat spontánně v dopředném směru.
Otázky a úkoly pro samouky
1. Uveďte číselné hodnoty tlaku a teploty v mezinárodní soustavě jednotek i v atmosférách, milimetry rtuti a stupně Celsia, odpovídající standardním a normálním podmínkám.
2. Jakou podmínku splňují funkce stavu? Co určuje změnu hodnoty stavové funkce v procesu?
3. Stálost jakých parametrů charakterizuje izobaricko-izotermické a izochoricko-izotermické procesy?
4. Formulujte první termodynamický zákon.
5. Za jakých podmínek bude tepelný účinek procesu: a) roven změně entalpie tohoto procesu; b) rovná se změně vnitřní energie procesu?
6. Chemická reakce probíhá v uzavřeném reaktoru. Změna ve které stavové funkci bude určovat tepelný účinek reakce?
7. Během chemické reakce stoupá teplota systému. Je tento proces exotermický nebo endotermický? Jaké znaménko (+) nebo (-) má změna entalpie tohoto procesu?
8. Formulujte Hessův zákon.
9. Definujte pojem "standardní entalpie tvorby látky."
10. Jaké jsou standardní entalpie tvorby molekulárního chloru a stabilní při teplotě 298 K modifikace železa α-Fe?
11. Standardní entalpie tvorby bílého fosforu je nulová a červeného - (-18,41) kJ / mol. Která z alotropních modifikací je stabilnější při teplotě 25 o C?
12. Formulujte 1. důsledek Hessova zákona.
13. Definujte pojem "standardní entalpie hoření látky."
14. Jak jsou stabilní standardní entalpie tvorby oxidu uhličitého a standardní entalpie spalování při T = 298 K modifikace uhlík - grafit?
15. Uveďte 3 příklady spontánních chemických procesů.
16. Vyjmenujte znaky chemické (skutečné) rovnováhy.
17. Uveďte příklady procesů doprovázených: a) zvýšením entropie; b) pokles entropie.
18. Jaké znaménko by měla mít změna entropie spontánně probíhající reakce, jestliže Δ r Н=0?
19. Jaké znaménko by měla mít změna entropie reakce tepelného rozkladu uhličitanu vápenatého? Proč? Napište rovnici reakce.
20. Jaké termodynamické vlastnosti účastníků reakce potřebujete znát, abyste mohli vyřešit otázku možnosti reakce?
21. Exotermická reakce mezi plyny je doprovázena zvětšením objemu. Co lze říci o možnosti takové reakce?
22. Ve kterém z následujících případů je možné se změnou teploty změnit směr reakce: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS > 0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?
23. Najděte standardní entalpii pro oxidaci plynného oxidu sírového kyslíkem na plynný oxid sírový. Standardní entalpie tvorby SO 2 - (-297 kJ / mol) a SO 3 - (- 395 kJ / mol).
Odpověď: -196 kJ.
24. Uveďte znaménko změny entropie v následujících reakcích:
a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H20 (G);
b) C02 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);
c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + C02 (G);
d) H20 (W) \u003d H20 (G);
Odpověď: a) (-); b) (+); c) (~0); d) (+), e) (-).
25. Najděte standardní entropii reakce oxidace plynného oxidu sírového s kyslíkem na plynný oxid sírový. Standardní entropie tvorby SO 2 - (248 J / (mol K), S03- (256 J / (mol K)), 02- (205 J / (mol K)).
Odpověď: -189 J/K.
26. Najděte entalpii reakce pro syntézu benzenu z acetylenu, je-li entalpie spalování benzenu (-3302 kJ/mol), a acetylenu - (-1300 kJ/mol).
Odpověď: - 598 kJ.
27. Najděte standardní Gibbsovu energii rozkladné reakce hydrogenuhličitanu sodného. Je možné, aby reakce za těchto podmínek probíhala spontánně?
Odpověď: 30,88 kJ.
28. Najděte standardní Gibbsovu energii reakce 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (korozní reakce uhlíkové oceli s vodní párou). Je možné, aby reakce za těchto podmínek probíhala spontánně?
Odpověď: -54,45 kJ.
29. Při jaké teplotě nastane chemická rovnováha v soustavě 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?
Odpověď: 777 K.
30. Najděte tepelný účinek procesu odpařování 1 g vody (měrné skupenské teplo vypařování) o teplotě 298 K, je-li standardní entalpie tvorby H 2 O (l) (-285,84 kJ / mol), a plynné - (-241,84 kJ /mol).
Odpověď: 2,44 kJ / g.
3.4 Úkoly pro proudové a mezilehlé kontroly
Oddíl I
1. Proces tvorby oxidu uhličitého při spalování grafitu v kyslíku může probíhat dvěma způsoby:
I. 2C (g) + 02 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O 2 \u003d 2CO 2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
II. C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393 kJ.
Najděte D f H°(CO).
Odpověď: -110 kJ / mol.
2. Vypočítejte entalpii vzniku a entalpii spalování oxidu uhelnatého (CO) na základě následujících reakcí:
I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° \u003d -220 kJ.
II. 2CO (g) + O2 (g) \u003d 2CO2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
Odpověď: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.
3. Najděte standardní entalpii vzniku siřičitanu sodného z termochemické rovnice
4Na2S03 (cr) \u003d 3Na2S03 (cr) + Na2S (cr) - 181,1 kJ,
-li 
kJ/mol a 
kJ/mol.
Odpověď: -1090 kJ / mol.
4. Najděte standardní entalpii spalování metanu na základě reakce CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ.
Odpověď: -802 kJ / mol.
5. Předvídejte, zda bude pozitivní nebo negativní
změna entropie systému v reakcích:
a) H20 (g)® H20 (g) (při teplotě 25 °C);
b) CaC03 (t)® CaO (t) + C02 (g);
c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);
d) N2 (g) + 02 (g) \u003d 2NO (g);
e) Ag + (roztok) + Cl - (roztok) = AgCl (t).
Podávejte vysvětlení bez výpočtů.
Odpověď: a) +; b) +; v) -; d) -0; e) -.
6. Předpovězte znamení systému DS v každém z následujících
procesy:
a) odpaření 1 mol CCI4(g);
b) Br2(g) -> Br2(g);
c) vysrážení AgCl(t) smícháním NaCl(aq.) a AgN03 (aq.).
Poskytněte vysvětlení.
Odpověď: a) +; b) -; v)-.
7. Pomocí tabulkových hodnot absolutních hodnot entropií látek za standardních podmínek (S °) porovnejte hodnoty absolutních entropií látek při teplotě 298 K v každé z následujících dvojic :
a) 02 (g) a 03 (g);
b) C (diamant) a C (grafit);
c) NaCl (t) a MgCl2(t).
V každém případě vysvětlete důvod rozdílu v S°.
8. Vypočítejte D r S° pro reakce
a) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g),
pomocí tabulkových hodnot absolutních entropií látek za standardních podmínek.
Odpověď: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.
9. Použití tabulkových hodnot absolutního en-
tropium (S°), vypočítejte D r S° pro následující procesy:
a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH30H (g);
b) 2HCl (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl2 (g);
c) 2N02 (g) = N204 (g).
Souhlasí znaménko D r S° v každém případě s tím, co lze očekávat na základě kvalitativních vyjádření? Vysvětlete odpovědi.
Odpověď: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.
10. Standardní entalpie tvorby CO (g) je -110,5 kJ/mol. Spálením 2 mol CO (g) se uvolnilo 566 kJ tepla. Vypočítat
Odpověď: -393,5 kJ / mol.
11. Určete množství tepla uvolněného při hašení 100 kg vápna vodou: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), jsou-li standardní tvorba tepla CaO (k), H20 (1), Ca(OH) 2(k) jsou -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.
Odpověď: -1165357,2 kJ.
12. Určete entalpii rozkladu peroxidu vodíku (H 2 O 2) na vodu a kyslík pomocí níže uvedených údajů:
SnCl2 (p) + 2HCl (p) + H202 (p) \u003d SnCl4 (p) + 2H20 (1), D r H° \u003d -393,3 kJ;
SnCl2 (p) + 2HCl (p) + 1/202 (g) \u003d SnCl4 (p) + H20 (1), D r H° \u003d -296,6 kJ.
Odpověď: - 96,7 kJ.
13. Vypočítejte množství tepla, které se uvolní při výrobě 10 6 kg čpavku za den, pokud
Odpověď: -2.7. 109 kJ.
14. Určete na základě následujících údajů:
P4 (cr) + 6Cl2 (g) \u003d 4PCl3 (l), D r H ° \u003d -1272,0 kJ;
PCl3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl5 (cr), D r H ° \u003d -137,2 kJ.
Odpověď: -455,2 kJ / mol.
15. Vypočítejte změnu entalpie reakce za standardních podmínek: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), na základě následujících údajů:
2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,
kJ/mol.
Odpověď: -289,95 kJ.
16. Vypočítejte standardní entalpii reakce tvorby PbO pomocí následujících údajů:
1) 2Pb (cr) + 02 (g) \u003d 2Pb02 (cr) - 553,2 kJ;
2) 2PbO 2 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117,48 kJ.
Odpověď: -217,86 kJ / mol.
17. Vypočítejte standardní entalpii reakce tvorby CuCl pomocí následujících údajů:
1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;
2) Cu (cr) + Cl2 (g) = CuCl2 (cr) - 205,9 kJ.
Odpověď: 134,7 kJ / mol.
18. Vypočítejte Δ f H° metylalkoholu v kapalném stavu při znalosti následujících údajů:
H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g), D r H° \u003d -285,8 kJ;
C (gr) + 02 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393,7 kJ;
CH3OH (1) + 3/202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (1), D r H ° \u003d -715,0 kJ.
Odpověď: -250,3 kJ / mol.
19. Standardní entalpie spalování benzenu a acetylenu jsou -3270 a -1302 kJ/mol. Určete D r H ° konverze acetylenu na benzen: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).
Odpověď: -636 kJ.
20. Určete standardní entalpii tvorby oxidu železitého (III), pokud se při oxidaci 20 g železa uvolnilo 146,8 kJ tepla.
Odpověď: -822 kJ / mol.
21. Vypočítejte množství tepla, které se uvolní při příjmu 22,4 litrů čpavku (n.o.), pokud
N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g), D r H° \u003d -92 kJ.
Odpověď: -46 kJ.
22. Určete Δ f H° ethylenu pomocí následujících údajů.
C2H4 (g) + 302 (g) \u003d 2C02 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;
C (gr) + 02 (g) \u003d C02 (g) -393,7 kJ;
H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.
Odpověď: 52 kJ / mol.
23. Vypočítejte entalpii reakce F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),
jestliže F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;
Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.
Odpověď: 198 kJ.
24. Vypočítejte standardní entalpii vzniku Hg 2 Br 2 pomocí následujících údajů:
1) HgBr2 (cr) + Hg (g) = Hg2Br2 (cr) - 37,32 kJ;
2) HgBr2 (cr) \u003d Hg (l) + Br2 (l) + 169,45 kJ.
Odpověď: -206,77 kJ / mol.
25. Vypočítejte standardní entalpii tvorby hydrogenuhličitanu sodného pomocí následujících údajů:
2NaHC03 (cr) \u003d Na2C03 (cr) + CO2 (g) + H20 (g) + 130,3 kJ,
-li 
kJ/mol;
C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1/202 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.
Odpověď: -947,4 kJ / mol.
26. Vypočítejte standardní entalpii vzniku CaCO 3 (cr) pomocí následujících údajů:
Ca (OH) 2 (c) + C02 (g) \u003d CaC03 (cr) + 173,9 kJ;
C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) - 393,7 kJ;
kJ/mol.
Odpověď: -1206 kJ / mol.
27. Určete standardní entalpii tvorby oxidu železitého (III), pokud během reakce
2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2 Al
na každých 80 g Fe 2 O 3 se absorbuje 426,5 kJ tepla, 
kJ/mol.
Odpověď: -823 kJ / mol.
28. Kolik tepla je třeba spotřebovat na získání 11,2 kg železa, jestliže v souladu s termochemickou rovnicí FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .
Odpověď: 4600 kJ.
29. Najděte spalné teplo diamantu, jestliže standardní spalné teplo grafitu je -393,51 kJ / mol a teplo je
a fázový přechod С(grafit) ® С(diamant) je
1,88 kJ/mol.
Odpověď: -395,39 kJ / mol.
30. Kolik tepla se uvolní, když se 1 kg červeného fosforu přemění na černý fosfor, je-li známo,
že standardní entalpie tvorby červeného a černého fosforu jsou -18,41 a -43,20 kJ/mol.
Odpověď: -800 kJ.
Oddíl II
Z hodnot standardních entalpií vzniku a absolutních entropií chemických sloučenin vypočítejte standardní změnu Gibbsovy energie chemické reakce při teplotě 25 °C a stanovte možnost spontánní reakce:
1. 4NH3g + 502g = 4NO g + 6H20 g.
Odpověď: -955,24 kJ; reakce je možná.
2. SO 2g + 2H2Sg \u003d 3S až + 2H20 jamka.
Odpověď: -107,25 kJ; reakce je možná.
3. 2H2Sg + 302g = 2H20g + 2SO 2g.
Odpověď: -990,48 kJ; reakce je možná.
4. 2NO g + O 3g + H 2 O jamka \u003d 2HNO 3g.
Odpověď: - 260,94 kJ; reakce je možná.
5. 3Fe 2 O 3k + CO g \u003d 2Fe 3 O 4k + CO 2g.
Odpověď: - 64,51 kJ; reakce je možná.
6. 2CH3OH w + 3O 2g \u003d 4H20g + 2CO 2g.
Odpověď: - 1370,46 kJ; reakce je možná.
7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H20 g.
Odpověď: 228,13 kJ; reakce není možná.
8. Fe 2 O 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.
Odpověď: -31,3 kJ; reakce je možná.
9. C2H4g + 302g \u003d 2CO2g + 2H20g.
Odpověď: -1313,9 kJ; reakce je možná.
10. 4NH 3g + 302g = 6H20g + 2N 2g.
Odpověď: -1305,69 kJ; reakce je možná.
11. 4NO 2g + 02g + 2H20x = 4HNO 3g.
Odpověď: -55,08 kJ; reakce je možná.
12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H20l.
Odpověď: -7,71 kJ; reakce je možná.
13. 2C 2H 2g + 5O 2g \u003d 4CO 2g + 2H20 g.
Odpověď: -2452,81 kJ; reakce je možná.
14. Fe30 4k + 4H 2g \u003d 3Fe až + 4H20 g.
Odpověď: 99,7 kJ; reakce není možná.
15. 2Fe 2 O 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.
Odpověď: 297,7 kJ; reakce není možná.
16. Fe 3 O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.
Odpověď: -14,88 kJ; reakce je možná.
17. 2H 2 S g + O 2 g \u003d 2 H 2 O jamka + 2 S c.
Odpověď: -407,4 kJ; reakce je možná.
18. Fe20 3k + 3H 2g \u003d 2Fe až + 3H20 g.
Odpověď: 54,47 kJ; reakce není možná.
Z hodnot standardních entalpií vzniku a absolutních entropií chemických sloučenin vypočítejte standardní změnu Gibbsovy energie chemické reakce při teplotě 25 °C a určete, při jaké teplotní rovnováze v systému nastane.
19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2Of.
Odpověď: -93,1 kJ; ~552 K.
20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.
Odpověď: -194,0 kJ; ~1632 K.
21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.
Odpověď: -214,24 kJ; ~1462 K.
22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.
Odpověď: 113,8 kJ; ~959 K.
23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.
Odpověď: -142,36 kJ; ~ 963 K.
Ze standardních entalpií vzniku a absolutních entropií chemických sloučenin vypočítejte změnu Gibbsovy energie chemické reakce při teplotě 350 °C. Ignorujte teplotní závislost D f H° a S°. Nastavte možnost spontánních reakcí:
24. 2РН 3g + 4O 2g \u003d P20 5k + 3H20 g.
Odpověď: 1910,47 kJ; reakce je možná.
25. Cl2g + SO2g + 2H20w = H2S04w + 2HCl g.
Odpověď: -80,0 kJ; reakce je možná.
26. P2O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.
Odpověď: 860,0 kJ; reakce není možná.
27. 2CO g + SO 2g \u003d S až + 2CO 2g.
Odpověď: -154,4 kJ; reakce je možná.
28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H20 g.
Odpověď: -57,9 kJ; reakce je možná.
29. NO g + O 3 g = O 2 g + NO 2 g.
Odpověď: -196,83 kJ; reakce je možná.
30. CH 4g + 20 2g \u003d CO 2g + 2H20 g.
Odpověď: -798,8 kJ; reakce je možná.
201. Jakým směrem bude za standardních podmínek probíhat reakce N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g)? Podpořte svou odpověď výpočty.
202. Vypočítejte změnu Gibbsovy energie nějaké reakce při 1000 K, jestliže ∆ r N° 298 = 131,3 kJ a ∆ rS° 298 \u003d 133,6 J / K (vliv teploty T na ∆ H a ∆ S zanedbání).
203. Vypočítejte ∆ rG° 298 systémy PbO 2 + Pb = 2PbO na základě ∆ r N° 298 a ∆ rS° 298 reaktantů. Zjistěte, zda je tato reakce možná.
204. Určete, kterým směrem bude reakce Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d \u003d Fe (c) + 3H 2 O (g) spontánně probíhat za standardních podmínek.
205. Vypočítejte změnu Gibbsovy energie a určete možnost redukce oxidu chromitého uhlíkem při 1500 K podle reakce Cr 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 2Cr (t) + 3CO (g) .
206. Wolfram se získává redukcí oxidu wolframu (IV) vodíkem. Určete možnost, že k této reakci dojde při 500 a 1000 °C podle reakce WO 3 (t) + 3H2 (g) \u003d W (t) + 3H20 (g).
207. Vypočítejte změnu Gibbsovy energie a určete možnost, že k této reakci dojde za standardních podmínek CO (g) + H 2 O (l) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).
208. Vypočítejte změnu Gibbsovy energie a určete možnost rozkladné reakce oxidu měďnatého (II) při 400 a 1500 K podle reakce 4CuO (t) \u003d 2Cu 2 O (t) + O 2 (g).
209. Určete teplotu ekvipravděpodobné reakce v dopředném a zpětném směru, je-li ∆ r N° 298 = = 38 kJ a ∆ rS° 298 = 207 J/K.
210. Vypočítejte ∆ rG° 298 a ∆ rG° 1000 pro reakci H20 (g) + + C (g) \u003d CO (g) + H2 (g). Jak teplota ovlivňuje termodynamickou pravděpodobnost procesu probíhajícího v dopředném směru?
211. Která z následujících reakcí je termodynamicky pravděpodobnější: 1) N 2 + O 2 \u003d 2NO nebo 2) N 2 + 2O 2 \u003d 2NO 2? Podpořte svou odpověď výpočty.
212. Určete znaménko ∆ rG° 298, bez použití výpočtů, pro reakci CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t), ∆ r N° 298 \u003d -178,1 kJ / mol. Vysvětlete odpověď.
213. Určete znaménko ∆ rG° 298 pro proces asimilace sacharózy v lidském těle, která se redukuje na svou oxidaci C 12 H 22 O 11 (s) + 12O 2 (g) \u003d 12CO 2 (g) + 11H 2 O (g).
214. Zkontrolujte, zda nehrozí, že oxid dusnatý (I), používaný v lékařství jako narkotikum, bude oxidován vzdušným kyslíkem na velmi toxický oxid dusnatý (II) podle reakce 2N 2 O (g) + O 2 (g ) \u003d 4NO (G) .
215. Glycerin je jedním z produktů metabolismu, který se nakonec v těle přeměňuje na CO 2 (g) a H 2 O (g). Vypočítejte ∆ rG° 298 oxidační reakce glycerolu, pokud ∆ f G° 298 (C3H803) = = 480 kJ/mol.
216. Vypočítejte změnu Gibbsovy energie pro fotosyntetickou reakci 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) \u003d C 6 H 12 O 6 (roztok) + 6O 2 (g).
217. Určete teplotu, při které ∆ rG°T \u003d 0, pro reakci H20 (g) + CO (g) \u003d CO2 (g) + H2 (g).
218. Vypočítejte termodynamické charakteristiky ∆ r N° 298, ∆ rS° 298, ∆ rG° 298 reakcí 2NO (g) \u003d N204 (g). Formulujte závěr o možnosti reakce při teplotách 0; 25 a 100 °C, potvrďte výpočtem.
219. Je možná reakce 3Fe2O3 (c) + H2 (g) \u003d 2Fe3O4 (c) \u003d H20 (g)? Podpořte svou odpověď výpočty.
220. Vypočítejte změnu Gibbsovy energie reakce při 980 K, jestliže ∆ r N° 298 = 243,2 kJ a ∆ rS° 298 = 195,6 J/K (vliv teploty na ∆ H a ∆ S zanedbání).
221. Vypočítejte ∆ rG° 298 a ∆ rG° 1000 za reakci
Fe 2 O 3 (c) + 3CO (g) \u003d 2 Fe (c) + 3CO 2 (g)
Jak teplota ovlivňuje termodynamickou pravděpodobnost procesu probíhajícího v dopředném směru?
222. Interakce karbidu vápníku s vodou je popsána dvěma rovnicemi:
a) CaC2 + 2H20 \u003d CaC03 + C2H2; b) CaC2 + 5H20 \u003d CaC03 + 5H2 + C02.
Která reakce je termodynamicky výhodnější? Vysvětlete výsledky výpočtu.
223. Určete směr samovolného toku reakce SO 2 + 2H 2 \u003d S cr + 2H 2 O za standardních podmínek.
224. Vypočítejte změnu Gibbsovy energie reakce ZnS + 3 / 2O 2 \u003d ZnO + SO 2 při 298 a 500 K.
225. Určete směr spontánní reakce
NH4CI (c) + NaOH (c) \u003d NaCl (c) + H20 (g) + NH3 (g).
za standardních podmínek
Rychlost chemické reakce
226. Určete, kolikrát se změní rychlost reakce homogenního plynu 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2, pokud se celkový tlak v systému zvýší 3krát.
227. Reakční rychlost: 2NO + O 2 → 2NO 2 při koncentracích NO a O 2 rovných 0,6 mol/dm 3 je 0,18 mol/(dm 3 ·min). Vypočítejte konstantu reakční rychlosti.
228. Kolikrát by se měla zvýšit koncentrace CO v systému, aby se rychlost reakce 2CO → CO 2 + C (tv) zvýšila 4krát?
229. Reakce probíhá podle rovnice N 2 + O 2 → 2NO. Počáteční koncentrace dusíku a kyslíku jsou 0,049 a 0,01 mol/dm 3 . Vypočítejte koncentrace látek, když v systému vznikne 0,005 mol NO.
230. Reakce mezi látkami A a B probíhá podle rovnice 2A + B \u003d C. Koncentrace látky A je 6 mol / l a látka B je 5 mol / l. Rychlostní konstanta reakce je 0,5 l/(mol s). Vypočítejte rychlost reakce v počátečním okamžiku a v okamžiku, kdy v reakční směsi zůstává 45 % látky B.
231. O kolik stupňů se musí zvýšit teplota, aby se rychlost reakce zvýšila 90krát? Van't Hoffův teplotní koeficient je 2,7.
232. Teplotní koeficient reakční rychlosti rozkladu jodovodíku podle reakce 2HI \u003d H 2 + I 2 je 2. Vypočítejte rychlostní konstantu této reakce při 684 K, je-li při 629 K rychlostní konstanta 8,9 10 - 5 l / (mol s).
233. Určete teplotní koeficient rychlosti reakce, jestliže se reakce zpomalila 25krát, když byla teplota snížena o 45 °.
234. Vypočítejte, při jaké teplotě reakce skončí za 45 minut, pokud při 293 K trvá 3 hodiny. Vezměte teplotní koeficient rychlosti reakce rovný 3,2.
235. Vypočítejte rychlostní konstantu reakce při 680 K, je-li při 630 K rychlostní konstanta této reakce 8,9 -5 mol/(dm 3 s), a γ = 2.
236. Reakční rychlostní konstanta při 9,4 °C je 2,37 min-1 a při 14,4 °C je 3,204 min-1. Vypočítejte aktivační energii a teplotní koeficient rychlosti reakce.
237. Vypočítejte, o kolik stupňů se musí zvýšit teplota, aby se rychlost reakce zvýšila 50krát a 100krát, pokud je teplotní koeficient rychlosti reakce 3.
238. Při 393 K je reakce dokončena za 18 minut. Po jakém časovém intervalu tato reakce skončí při 453 K, je-li teplotní koeficient rychlosti reakce 3?
239. Počáteční koncentrace reakčních složek CO + H 2 O (g) → CO 2 + H 2 byly stejné (mol / dm 3): \u003d 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Určete koncentrace všech účastníků reakce poté, co se koncentrace vodíku zvýšila o 10 %.
240. Reakci mezi látkami A a B vyjadřuje rovnice A + 2B → C. Počáteční koncentrace látky jsou: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,05 mol/l. Konstanta reakční rychlosti je 0,4. Určete počáteční rychlost reakce a rychlost reakce po nějaké době, kdy koncentrace látky A klesne o 0,01 mol/l.
241. V systému CO + Cl 2 = COCl 2 byla koncentrace zvýšena z 0,03 na 0,12 mol/l a koncentrace chloru byla zvýšena z 0,02 na 0,06 mol/l. O kolik se zvýšila rychlost dopředné reakce?
242. Kolikrát se změní rychlost reakce 2A + B → A 2 B, když se koncentrace látky A zdvojnásobí a koncentrace látky B se sníží dvakrát?
243. Jaký podíl (%) novokainu se rozloží za 10 dnů skladování při 293 K, jestliže při 313 K je rychlostní konstanta hydrolýzy novokainu 1 10 -5 den -1 a aktivační energie reakce je 55,2 kJ / mol?
244. Při 36 °C je rychlostní konstanta rozpadu penicilinu 6·10 -6 s -1 a při 41 °С je 1,2·10 -5 s -1. Vypočítejte teplotní koeficient reakce.
245. Kolikrát se zvýší rychlost reakce probíhající při 298 K, pokud se aktivační energie sníží o 4 kJ/mol?
246. Vypočítejte teplotní koeficient (γ) rychlostní konstanty rozkladné reakce peroxidu vodíku v teplotním rozsahu 25 °C - 55 °C při E a= 75,4 kJ/mol.
247. K rozkladu peroxidu vodíku za vzniku kyslíku v 0,045 M roztoku KOH při 22 °C dochází jako reakce prvního řádu s poločasem τ 1/2 = 584 min. Vypočítejte reakční rychlost v počátečním čase po smíchání stejných objemů 0,090 M roztoku KOH a 0,042 M roztoku H 2 O 2 a množství peroxidu vodíku zbývajícího v roztoku po jedné hodině.
248. Při zvýšení teploty o 27,8 °C se reakční rychlost zvýšila 6,9krát. Vypočítejte teplotní koeficient rychlosti reakce a aktivační energii této reakce při 300 K.
249. U některých reakcí prvního řádu je poločas rozpadu látky při 351 K 411 minut. Aktivační energie je 200 kJ/mol. Vypočítejte, jak dlouho bude trvat rozklad 75 % původního množství látky při 402 K.
250. Rychlostní konstanty určité reakce při 25 a 60 °C jsou 1,4 a 9,9 min-1. Vypočítejte rychlostní konstanty této reakce při 20 a 75 °C.
Chemická rovnováha
251. Rovnovážná konstanta reakce A + B = C + D je rovna jedné. Počáteční koncentrace [A] = 0,02 mol/l. Kolik procent látky A projde transformací, jestliže počáteční koncentrace [B] = 0,02; 0,1; 0,2 mol/l?
252. Počáteční koncentrace dusíku a vodíku v reakční směsi pro získání amoniaku byly 4, respektive 10 mol/DM3. Vypočítejte rovnovážné koncentrace složek ve směsi, pokud do dosažení rovnováhy zreagovalo 50 % dusíku.
253. Reverzibilní reakce probíhá podle rovnice A + B ↔ C + D. Počáteční koncentrace každé z látek ve směsi je 1 mol/l. Po ustavení rovnováhy je koncentrace složky C 1,5 mol/dm 3 . Vypočítejte rovnovážnou konstantu pro tuto reakci.
254. Určete počáteční koncentrace NO a O 2 a rovnovážnou konstantu vratné reakce 2NO + O 2 ↔ 2NO 2, pokud je rovnováha ustavena při následujících koncentracích reaktantů, mol / dm 3: = 0,12; = 0,48; = 0,24.
255. Jakým směrem se posune chemická rovnováha v systému 2NO 2 ↔ NO + O 2, pokud se rovnovážné koncentrace každé složky sníží 3krát?
256. Kolikrát se během reakce sníží rovnovážný parciální tlak vodíku N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3, když se tlak dusíku zdvojnásobí?
257. V systému 2NO 2 ↔ N 2 O 4 při 60 °C a standardním tlaku byla ustavena rovnováha. Kolikrát by se měl objem snížit na dvojnásobek tlaku?
258. Jakým směrem se bude rovnováha posouvat s rostoucí teplotou systému:
1) COCl2↔ CO + Cl2; ∆ r N° 298 = -113 kJ/mol
2) 2СО ↔ CO 2 + С; ∆ r N° 298 = -171 kJ/mol
3) 2SO 3 ↔ 2SO 2 + O 2; ∆ r N° 298 = -192 kJ/mol.
Vysvětlete odpověď.
259. Reakce AB (g) ↔ A (g) + B (g) probíhá v uzavřené nádobě. Rovnovážná konstanta reakce je 0,04 a rovnovážná koncentrace látky B je 0,02 mol/l. Určete počáteční koncentraci látky AB. Kolik procent látky AB se rozložilo?
260. Při oxidaci amoniaku kyslíkem je možný vznik dusíku a různých oxidů dusíku. Napište reakční rovnici a diskutujte vliv tlaku na rovnovážný posun reakcí za vzniku: a) N 2 O; b) NO 2.
261. Jakým směrem se posune rovnováha pro vratnou reakci C (tv) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), když se objem systému zmenší 2krát?
262. Při určité teplotě se ustálila rovnováha v systému 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 v následujících koncentracích: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Najděte rovnovážnou konstantu reakce a počáteční koncentraci NO 2 .
263. Počáteční koncentrace oxidu uhelnatého a vodní páry jsou stejné a rovnají se 0,1 mol/l. Vypočítejte rovnovážné koncentrace CO, H 2 O a CO 2 v soustavě CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), pokud by rovnovážná koncentrace vodíku vyšla 0,06 mol / l, určete rovnovážnou konstantu.
264. Rovnovážná konstanta reakce 3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 při určité teplotě je 2. Kolik molů dusíku by mělo být zavedeno na 1 litr plynné směsi, aby se 75% vodíku přeměnilo na amoniak, pokud počáteční koncentrace vodíku byla 10 mol/l?
265. V systému 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g) jsou rovnovážné koncentrace látek = 0,2 mol/l, = 0,3 mol/l, = 0,4 mol/l. Vypočítejte rovnovážnou konstantu a odhadněte rovnovážnou polohu.
266. Do nádoby o objemu 0,2 litru bylo umístěno 0,3 a 0,8 g vodíku a jódu. Po ustavení rovnováhy bylo v nádobě nalezeno 0,7 g HI. Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce.
267. Počáteční koncentrace H2 a I2 jsou 0,6 a 1,6 mol/l, v daném pořadí. Po ustavení rovnováhy byla koncentrace jodu 0,7 mol/l. Vypočítejte rovnovážné koncentrace H 2 a I 2 a rovnovážnou konstantu.
268. Při určité teplotě je rovnovážná konstanta reakce 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 2,5 mol -1 l a v rovnovážné směsi plynů = 0,05 mol / la = 0,04 mol / l. Vypočítejte počáteční koncentrace kyslíku a NO.
269. Látky A a B v množství 3 a 4 mol, umístěné v nádobě o objemu 2 litry, reagují podle rovnice 5A + 3B \u003d A 5 B 3.
Zreagovalo 1,6 mol látky A. Určete množství spotřebované látky B a získaného produktu. Vypočítejte rovnovážnou konstantu.
270. Při studiu rovnováhy reakce H 2 + I 2 = 2HI bylo zjištěno, že při počátečních koncentracích H 2 a I 2 1 mol/l je rovnovážná koncentrace HI 1,56 mol/l. Vypočítejte rovnovážnou koncentraci jodu, jestliže počáteční koncentrace H 2 a I 2 byly každá 2 mol/l.
271. Při studiu rovnovážného stavu H 2 + I 2 = 2HI se ukázalo, že rovnovážné koncentrace H 2, I 2 a HI jsou 4,2; 4,2; 1,6 mol/l. V dalším experimentu, prováděném při stejné teplotě, bylo zjištěno, že rovnovážné koncentrace I2 a HI jsou 4,0 a 1,5 mol/l. Vypočítejte koncentraci vodíku v tomto experimentu.
272. Při určité teplotě v rovnovážném plynném systému SO 2 - O 2 - SO 3 byly koncentrace látek 0,035, resp. 0,15 a 0,065 mol/l. Vypočítejte rovnovážnou konstantu a počáteční koncentrace látek za předpokladu, že jde pouze o kyslík a SO 2 .
273. V nádobě o objemu 8,5 litru byla ustavena rovnováha CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g). Složení rovnovážné směsi (g): CO - 11, Cl 2 - 38 a COCl 2 - 42. Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce.
274. Jak se posune rovnovážná konstanta a rovnovážná konstanta reakce H 2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g), ∆ H < 0, следующие факторы: а) увеличение концентраций Н 2 , Cl 2 и HCl; б) увеличение давления в 3 раза; в) повышение температуры?
275. Počáteční koncentrace NO a Cl 2 v homogenním systému 2NO + Cl 2 = 2NOCl jsou 0,5 a 0,2 mol/dm 3 . Vypočítejte rovnovážnou konstantu, jestliže do doby dosažení rovnováhy zreagovalo 35 % NO.
Odeslat svou dobrou práci do znalostní báze je jednoduché. Použijte níže uvedený formulář
Studenti, postgraduální studenti, mladí vědci, kteří využívají znalostní základnu ve svém studiu a práci, vám budou velmi vděční.
Vloženo na http://www.allbest.ru/
Vloženo na http://www.allbest.ru/
Termodynamická pravděpodobnost různých směrů komplexních reakcí v procesech rafinace ropy
V souladu s Gibbsovou rovnicí je termodynamická pravděpodobnost, že dojde k chemické reakci, určena znaménkem a velikostí změny Gibbsovy volné energie (izobaricko-izotermický potenciál, volná entalpie). Změna Gibbsovy energie souvisí s rovnovážnou konstantou reakce podle následujícího vzorce:
chemická reakce termodynamická rafinace oleje
kde Kp je rovnovážná konstanta,
Kp \u003d K1/K2, (K1 a K2 jsou rychlostní konstanty dopředných a zpětných reakcí); - změna Gibbsovy energie;
R je plynová konstanta;
T - teplota, K.
Jestliže K 1 > K 2 (tj. reakce směřuje k tvorbě produktů), pak K p > 1 a ln K p > 0, tzn.< 0.
Z rovnice vyplývá, že záporná hodnota (při nízkých teplotách T a tlaku P) je podmínkou pro samovolný vznik chemické reakce. Navíc, čím větší je absolutní hodnota záporné hodnoty, tím vyšší je pravděpodobnost této reakce.
Je známo, že hodnota roste s rostoucí molekulovou hmotností uhlovodíků (kromě acetylenu) a teplotou. V důsledku toho jsou uhlovodíky s vysokou molekulovou hmotností, které mají vysoký potenciál tvorby, tepelně méně stabilní a náchylnější k rozkladným reakcím, zejména když vysoké teploty.
K posouzení termodynamické pravděpodobnosti konkrétní reakce se používá velikost změny volné energie v důsledku reakce.
Volná energie je ta část vnitřní energie systému, kterou lze přeměnit na práci. Reakce mohou být vratné nebo nevratné. Mezi vratné reakce, které v závislosti na podmínkách jdou jedním nebo opačným směrem, patří:
1. Vznik nejjednodušších uhlovodíků z prvků a rozklad uhlovodíků;
2. Hydrogenace olefinů - dehydrogenace parafinů;
3. Hydrogenace aromátů - dehydrogenace šestičlenných naftenů;
4. Kondenzace aromatických uhlovodíků;
5. Izomerizace.
Mnoho reakcí: krakování, koksování, polymerace jsou nevratné.
U vratných reakcí odpovídá jakákoli hodnota vnějších podmínek (teplota a tlak) určitému stavu rovnovážného systému, charakterizovaného určitým poměrem množství výchozích látek a reakčních produktů. Tento rovnovážný stav se odhaduje pomocí rovnovážné konstanty.
Termodynamická pravděpodobnost jakékoli (včetně ireverzibilní) reakce je určena znaménkem změny volné energie reakce G (pokud je pro libovolnou izotermickou reakci známa hodnota G a pokud se tato hodnota ukáže jako kladná, reakce je v naznačeném směru termodynamicky nemožný, je-li hodnota záporná, pak proces může probíhat a ve skutečnosti probíhá, i když jen nezměrně pomalu.
Vezmeme-li hodnoty z tabulek hodnot volných energií tvorby z prvků výchozí a finální látky G při libovolných teplotách a určíme změnu volné energie reakce G pro tyto teploty, získáme koeficienty A a B v rovnici
G T \u003d A + BT,
G \u003d 0, pak je to teplotní limit termodynamické pravděpodobnosti reakce: spodní, pokud? G se zvyšuje s nárůstem T, a horní, pokud? G se zvyšuje s nárůstem teploty. U reverzibilních reakcí probíhá reakce také při teplotách mimo termodynamickou pravděpodobnost, ale s hloubkou menší než u opačné reakce. U reverzibilních reakcí však lze výtěžky měnit změnou koncentrací reaktantů.
Termodynamická pravděpodobnost chemické reakce je určena znaménkem a velikostí změny Gibbsovy volné energie (izobaricko-izotermický potenciál, volná entalpie). Změna Gibbsovy energie souvisí s rovnovážnou konstantou reakce podle následujícího vzorce:
ln К p = - ?G/(RT),
kde Kp je rovnovážná konstanta,
Kp -- K 1 / K 2 y (K 1 a K 2 -- rychlostní konstanty přímých a reverzních reakcí);
G je změna Gibbsovy energie;
R- plynová konstanta;
T je teplota, K.
Pokud K 1 > K 2 (tj. reakce jde ve směru tvorby produktů), pak Kp > 1 a lpKp > 0, tzn. ?G< 0.
Z rovnice vyplývá, že záporná hodnota?G (při nízkých hodnotách teploty T a tlaku P) je podmínkou pro samovolný vznik chemické reakce. Navíc, čím větší je absolutní hodnota záporné hodnoty?G, tím vyšší je pravděpodobnost této reakce.
Je známo, že hodnota ΔG se zvyšuje s rostoucí molekulovou hmotností uhlovodíků (kromě acetylenu) a teplotou. V důsledku toho jsou vysokomolekulární uhlovodíky, které mají vyšší potenciál tvorby energie ΔG, tepelně méně stabilní a náchylnější k rozkladným reakcím, zejména při vysokých teplotách.
Průmyslové tepelné procesy se obvykle provádějí pod tlakem a jsou doprovázeny homogenními nebo heterogenními reakcemi.
V zásadě jsou jakékoli procesy tepelné rafinace oleje doprovázeny jak endotermickými reakcemi dehydrogenace a rozkladu uhlovodíků, tak exotermickými reakcemi syntézy, polymerace, kondenzace atd. Tyto typy reakcí se liší nejen znakem tepelných účinků, ale také teplotní závislost hodnot Gibbsovy volné energie. U endotermických reakcí rozkladu uhlovodíků hodnoty ΔG klesají s rostoucí teplotou a u exotermických reakcí se zvyšují, tj. rozkladné reakce jsou termodynamicky vysokoteplotní a syntézní reakce jsou termodynamicky nízkoteplotní. Podobný závěr vyplývá z Le Chatelier-Brownova principu: zvýšení teploty přispívá k toku endotermických reakcí ve směru tvorby produktů a exotermických reakcí v opačném směru.
V teplotním rozsahu 300--1200 °C, ve kterém se provádí většina průmyslových procesů rafinace ropy, závisí volná entalpie lineárně na teplotě:
V této rovnici roste hodnota koeficientu b s nárůstem tepelného účinku reakce (pro endotermické reakce b > 0 a pro exotermické reakce b< 0). В реакциях с небольшим тепловым эффектом (например, изомеризации или гидрокрекинга) ?G мало зависит от температуры. В реакциях же со значительным тепловым эффектом (выделение или поглощение) эта зависимость заметно значительнее.
V souladu s Le Chatelier-Brownovým principem má tlak významný vliv na hodnotu reakční rychlostní konstanty. Jeho růst podporuje reakce se zmenšením objemu (hlavně syntézní reakce). Nízké tlaky urychlují rozkladné reakce.
Předpovídání pravděpodobnosti vzniku jednoho nebo druhého produktu rozkladu během tepelných procesů může být také založeno na termodynamických datech, zejména na hodnotách vazebné energie mezi atomy v molekulách. Analýza dat o volné entalpii tvorby nám tedy umožňuje vyvodit následující závěry o směru rozkladu uhlovodíků.
V alkanech je energie štěpení vazby mezi extrémním atomem uhlíku a vodíkem nejvyšší u metanu (431 kJ/mol) a snižuje se, když se počet atomů uhlíku zvyšuje na 4 a poté se stává konstantní (na úrovni 394 kJ/mol ).
U normálních alkanů se energie štěpení vazby mezi atomy vodíku a uhlíkem umístěným uvnitř řetězce směrem ke středu řetězce postupně snižuje (až 360 kJ/mol).
Energie oddělení atomu vodíku od sekundárního a zejména terciárního atomu uhlíku je o něco menší než od primárního.
V molekule alkenu je energie abstrakce atomu vodíku z atomu uhlíku s dvojnou vazbou mnohem vyšší a z atomu uhlíku konjugovaného dvojnou vazbou je mnohem nižší než energie vazby C-H. v alkanech.
V naftenických kruzích je síla vazby C-H stejná jako u vazeb sekundárního atomu uhlíku s vodíkem v molekulách alkanů.
V molekulách benzenu a alkylaromatických uhlovodíků je energie vazby mezi atomem uhlíku v kruhu a vodíkem srovnatelná se silou vazby C-H v methanu a energie abstrakce vodíku z uhlíku konjugovaného s aromatickým kruhem je mnohem nižší než energie vazby C-H v alkanech.
Energie přerušení vazby uhlík-uhlík v molekulách všech tříd uhlovodíků je vždy nižší než energie vazby C-H (asi o 50 kJ/mol).
V molekulách alkanů délka, struktura řetězce a umístění přerušené vazby kvalitativně ovlivňují energii štěpení vazby uhlík-uhlík, podobně jako jejich vliv na sílu vazby C-H. Vazba mezi extrémními atomy uhlíku tedy slábne s rostoucím počtem atomů uhlíku (z 360 pro ethan na 335 kJ/mol pro pentan a výše) a vazba mezi vnitřními atomy uhlíku klesá, když se počet atomů uhlíku blíží uprostřed řetězce (až 310 kJ/mol ). Například energie štěpení vazby C-C v molekule n-oktanu se v závislosti na jejím umístění mění následovně: 335; 322; 314; 310; 314; 322; 335 kJ/mol.
Vazby mezi primárními atomy uhlíku jsou vždy silnější než vazby C-C v kombinaci s primárními, sekundárními (Cw) a terciárními (Ctr) atomy uhlíku. Energie přerušení vazby uhlík-uhlík (Dc - c) klesá v následujícím pořadí:
D C - C > D C - Ct > D C - Ctr > D Ct - Ct > D Ct - Ctr > D Ctr - Ctr.
10. V alkenech jsou dvojné vazby uhlík-uhlík mnohem silnější (ale méně než 2krát) než vazby C-C v alkanech. Energie štěpení vazby C = C v ethylenu je tedy 500 kJ/mol. C-C-vazby konjugované s dvojnou (tj. umístěné v b-poloze k ní) jsou však mnohem slabší než C-C-vazby v alkanech.
11. Energie přerušení vazby uhlík-uhlík v kruhu cyklopentanu (293 kJ/mol) a cyklohexanu (310 kJ/mol) je o něco menší než C-C-vazba uprostřed řetězce normálního hexanu. (318 kJ/mol).
12. V alkylaromatických uhlovodících je vazba uhlík-uhlík konjugovaná s aromatickým kruhem (C-Car) méně silná než vazba C-C v alkanech. Konjugace s aromatickým kruhem snižuje sílu vazby uhlík-uhlík přibližně ve stejné míře jako konjugace s dvojnou vazbou. Konjugace s několika benzenovými kruhy ještě více snižuje pevnost vazby C-C.
13. Energie prasknutí (disociace) atomů vodíku v molekule vodíku je o něco vyšší než u vazby C-H v nejteplejším metanu a je 435 kJ/mol.
14. Síla C-S spojení v merkaptanech a S-S připojení v disulfidech je srovnatelný s C-C připojení v alkanech.
Je zřejmé, že při termolýze uhlovodíkových surovin dojde především k porušení nejslabších vazeb a vzniknou produkty převážně s nižší volnou energií tvorby. Termodynamická analýza tedy umožňuje předpovídat složení složek a vypočítat rovnovážné koncentrace složek v reakčních produktech v závislosti na podmínkách tepelných a katalytických procesů.
Schémata (I-IV) chemických přeměn uhlovodíků při termolýze jsou na Obr. jeden.
Rýže. 1. Schémata přeměn uhlovodíků při termolýze surovin
Hostováno na Allbest.ru
...Podobné dokumenty
Stanovení výhřevnosti etylenu. Výpočet Gibbsovy energie reakce a její základní možnosti průběhu. Výpočet přípravy solného roztoku požadované koncentrace. Sestavení iontové rovnice chemické reakce. Procesy koroze železa.
test, přidáno 29.01.2014
Pojem a typy komplexních reakcí. Reverzibilní reakce různých řádů. Nejjednodušší případ dvou paralelních nevratných reakcí prvního řádu. Mechanismus a fáze postupných reakcí. Vlastnosti a rychlost řetězových a sdružených reakcí.
přednáška, přidáno 28.02.2009
Ethanol a jeho vlastnosti. Výpočet změny entropie chemické reakce. Hlavní metody výroby etanolu. Fyzické a Chemické vlastnosti ethylen. Výpočet rovnovážné konstanty. Zjištění tepelného účinku reakce a stanovení možnosti jejího vzniku.
semestrální práce, přidáno 13.11.2009
Tepelný účinek chemické reakce nebo změna entalpie systému v důsledku chemické reakce. Vliv vnějších podmínek na chemickou rovnováhu. Vliv tlaku, koncentrace a teploty na rovnovážnou polohu. Typy chemických vazeb.
abstrakt, přidáno 13.01.2011
Sestavení rovnic iontové reakce. Stanovení procentuálního zastoupení slitinových složek. Výpočet změny Gibbsovy energie pro chemickou reakci. Konstrukce stavového diagramu pro systémy bismut-telur. Určení stavu jednosložkového systému.
test, přidáno 12.9.2009
Závislost chemické reakce na koncentraci reaktantů při konstantní teplotě. Rychlost chemických reakcí v heterogenních systémech. Vliv koncentrace výchozích látek a reakčních produktů na chemickou rovnováhu v homogenním systému.
test, přidáno 4.4.2009
Výpočet afinity sloučenin železa k vzdušnému kyslíku při určité reakční rovnovážné konstantě. Stanovení množství rozložené hmoty při ohřevu. Výpočet rovnovážné konstanty pro reakci CO+0,5O2=CO2 pomocí standardní Gibbsovy energie.
test, přidáno 3.1.2008
Moderní katalyzátory používané v procesech rafinace ropy, kritéria pro hodnocení jejich účinnosti a vlastnosti použití. Metodické základy procesu katalytického krakování. Stanovení nenasycených uhlovodíků v ropných frakcích.
semestrální práce, přidáno 20.04.2016
V organické syntéze zahrnují hydrogenační reakce jakékoli molekuly, které mají nenasycené vazby. Fischer-Tropschovy syntézy. Reverzní reakcí na hydrogenaci je proces dehydrogenace v průmyslové organické syntéze a v procesech rafinace ropy.
abstrakt, přidáno 28.01.2009
Pojem a předmět studia chemické kinetiky. Rychlost chemické reakce a faktory, které ji ovlivňují, způsoby měření a význam pro různá průmyslová odvětví. Katalyzátory a inhibitory, rozdíl v jejich účinku na chemické reakce, použití.
I zákon termodynamiky umožňuje vypočítat tepelné účinky různých procesů, ale neposkytuje informace o směru procesu.
Pro procesy probíhající v přírodě jsou známy dvě hnací síly:
1. Přání systému přejít do stavu s co nejmenším množstvím energie;
2. Přání systému dosáhnout nejpravděpodobnějšího stavu, který je charakterizován maximálním počtem nezávislých částic.
První faktor je charakterizován změnou entalpie. Uvažovaný případ musí být doprovázen uvolňováním tepla, tedy DH< 0.
Druhý faktor je určen teplotou a změnou entropie.
entropie (S)- termodynamická funkce stavu systému, která odráží pravděpodobnost realizace jednoho nebo druhého stavu systému v procesu přenosu tepla.
Entropie stejně jako energie nepatří mezi experimentálně stanovené veličiny. V reverzibilním procesu probíhajícím za izotermických podmínek lze změnu entropie vypočítat pomocí vzorce:
To znamená, že při nevratném průběhu procesu se entropie zvyšuje v důsledku přechodu části práce do tepla.
V reverzibilních procesech tedy systém odvede maximum možná práce. V nevratném procesu systém vždy udělá méně práce.
Přechod ztratil práci do tepla je rysem tepla jako makroskopicky neuspořádané formy přenosu energie. Proto vyvstává interpretace entropie jako míry neuspořádanosti v systému:
S narůstajícím nepořádkem v systému roste entropie a naopak, jak je systém uspořádán, entropie klesá.
Takže v procesu odpařování vody se entropie zvyšuje, v procesu krystalizace vody se snižuje. Při rozkladných reakcích entropie roste, při složených reakcích klesá.
Fyzikální význam entropie byl stanoven statistickou termodynamikou. Podle Boltzmannovy rovnice:
Směr samovolného toku procesu závisí na poměru veličin na levé a pravé straně posledního výrazu.
Pokud proces probíhá za izobaricko-izotermických podmínek, pak se nazývá celková hnací síla procesu Gibbs volná energie nebo izobaricko-izotermický potenciál (DG):
| . | (15) |
Hodnota DG umožňuje určit směr spontánního toku procesu:
Pokud DG< 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;
Je-li DG > 0, pak proces probíhá spontánně v opačném směru;
Pokud DG=0, pak je stav v rovnováze.
V živých organismech, které jsou otevřenými systémy, jsou hlavním zdrojem energie pro mnoho biologických reakcí – od biosyntézy bílkovin a transportu iontů až po svalovou kontrakci a elektrickou aktivitu nervové buňky- je ATP (adenosin-5¢-trifosfát).
Při hydrolýze ATP se uvolňuje energie:
ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4
kde ADP je adenosin-5¢-difosfát.
DG 0 této reakce je -30 kJ, takže proces probíhá spontánně v dopředném směru.
Analýza poměru faktorů entalpie a entropie v rovnici pro výpočet izobaricko-izotermického potenciálu nám umožňuje vyvodit následující závěry:
1. Při nízkých teplotách převažuje faktor entalpie a exotermické procesy probíhají samovolně;
2. Při vysokých teplotách převažuje faktor entropie a procesy probíhají spontánně, doprovázené zvýšením entropie.
Na základě výše uvedeného materiálu je možné formulovat II termodynamický zákon:
Za izobaricko-izotermických podmínek v izolované soustavě spontánně probíhají ty procesy, které jsou doprovázeny zvýšením entropie.
V izolovaném systému je přenos tepla nemožný, proto DH = 0 a DG » -T×DS. To ukazuje, že pokud je hodnota DS kladná, pak je hodnota DG záporná, a proto proces spontánně postupuje v dopředném směru.
Další formulace druhého termodynamického zákona:
Nekompenzovaný přenos tepla z méně zahřátých těles na více zahřátá je nemožný.
V chemických procesech se změny entropie a Gibbsovy energie určují v souladu s Hessovým zákonem:
| , | (16) |
| . | (17) |
Reakce, pro které DG< 0 называют exergonický.
Jsou volány reakce, pro které DG > 0 endergonický.
Hodnotu DG chemické reakce lze také určit ze vztahu:
DG = DH - T×DS.
V tabulce. 1 ukazuje možnost (či nemožnost) spontánní reakce s různými kombinacemi znaků DH a DS.
Standardy pro řešení problémů
1. Nějaká reakce probíhá s poklesem entropie. Určete podmínky, za kterých je možný spontánní výskyt této reakce.
Podmínkou samovolného vzniku reakce je pokles Gibbsovy volné energie, tzn. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:
Protože entropie během reakce klesá (DS< 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:
1) DH< 0 (реакция экзотермическая);
2) 
(proces musí probíhat při nízkých teplotách).
2. Endotermická rozkladná reakce probíhá spontánně. Odhadněte změnu entalpie, entropie a Gibbsovy volné energie.
1) Protože reakce je endotermická, pak DH > 0.
2) Při rozkladných reakcích se entropie zvyšuje, proto DS > 0.
3) Spontánní výskyt reakce naznačuje, že DG< 0.
3. Vypočítejte standardní entalpii chemosyntézy probíhající u bakterií Thiobacillus denitrificans:
6KNO 3 (tuhá látka) + 5S (pevná látka) + 2CaCO 3 (pevná látka) \u003d 3K 2 SO 4 (pevná látka) + 2CaSO 4 (pevná látka) + 2CO 2 (plyn) + 3N 2 (plyn)
podle hodnot standardních entalpií tvorby látek:
Napišme výraz pro první důsledek Hessova zákona, přičemž vezmeme v úvahu skutečnost, že standardní entalpie tvorby síry a dusíku jsou rovné nule:
\u003d (3 × K 2 SO 4 + 2 × CaSO 4 + 2 × CO 2) -
- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).
Dosadíme hodnoty standardních entalpií tvorby látek:
3×(-1438) + 2×(-1432) + 2×(-393,5) - (6×(-493) + 2×(-1207)).
2593 kJ.
Protože< 0, то реакция экзотермическая.
4. Vypočítejte standardní entalpii reakce:
2C2H5OH (kapalina) \u003d C2H5OC2H5 (kapalina) + H20 (kapalina)
podle hodnot standardních spalných entalpií látek:
C2H5OH \u003d -1368 kJ / mol;
C 2 H 5 OC 2 H 5 \u003d -2727 kJ / mol.
Napišme výraz pro druhý důsledek Hessova zákona, přičemž vezmeme v úvahu skutečnost, že standardní entalpie spalování vody (nejvyššího oxidu) je rovna nule:
2x C2H5OH - C2H5OC2H5.
Dosadíme hodnoty standardních entalpií spalování látek účastnících se reakce:
2×(-1368) - (-2727).
Důsledky z Hessova zákona umožňují z nepřímých dat vypočítat nejen standardní entalpie reakcí, ale také hodnoty standardních entalpií vzniku a spalování látek.
5. Stanovte standardní entalpii tvorby oxidu uhelnatého (II) podle následujících údajů:
Rovnice (1) ukazuje, že standardní změna entalpie pro tuto reakci odpovídá standardní entalpii tvorby CO 2 .
Napišme výraz pro první důsledek z Hessova zákona pro reakci (2):
CO = C02-.
Dosaďte hodnoty a získejte:
CO \u003d -293,5 - (-283) \u003d -110,5 kJ / mol.
Tento problém lze vyřešit i jinak.
Odečtením druhé rovnice od rovnice první dostaneme:
6. Vypočítejte standardní entropii reakce:
CH 4 (plyn) + Cl 2 (plyn) \u003d CH 3 Cl (plyn) + HCl (plyn),
podle hodnot standardních entropií látek:
Standardní entropii reakce vypočítáme podle vzorce:
\u003d (CH3CI + HC1) - (CH4 + Cl2).
234 + 187 - (186 + 223) = 12 J / (mol x K).
7. Vypočítejte standardní Gibbsovu energii reakce:
C2H5OH (kapalina) + H202 (kapalina) \u003d CH3COH (plyn) + 2H20 (kapalina)
podle následujících údajů:
Určete, zda je za standardních podmínek možný spontánní výskyt této reakce.
Standardní Gibbsovu energii reakce vypočítáme podle vzorce:
\u003d (CH3COH + 2 x H20) - (C2H5OH + H202).
Dosazením tabulkových hodnot dostaneme:
129 + 2 x (-237) - ((-175) + (-121) = -307 kJ/mol.
Protože< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.
C6H12O6 (pevná látka) + 602 (plyn) \u003d 6CO2 (plyn) + 6H20 (kapalina).
známá data:
Hodnoty standardní entalpie a entropie reakce vypočítáme pomocí prvního důsledku z Hessova zákona:
6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d
6×(-393,5) + 6×(-286) - (-1274,5) - 6×0 = -2803 kJ;
6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d
6×214 + 6×70 - 212 - 6×205 = 262 J/K = 0,262 kJ/K.
Standardní Gibbsovu energii reakce najdeme ze vztahu:
T× = -2803 kJ - 298,15 K×0,262 kJ/K =
9. Vypočítejte standardní Gibbsovu energii hydratační reakce sérového albuminu při 25 0 С, pro kterou DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K). Odhadněte příspěvek faktorů entalpie a entropie.
Standardní Gibbsovu energii reakce vypočítáme podle vzorce:
DG 0 = DH 0 - T×DS 0 .
Dosazením hodnot dostaneme:
DG 0 \u003d -6,08 kJ / mol - 298 K × (-5,85 × 10 - 3) kJ / (mol × K) \u003d
4,34 kJ/mol.
V tomto případě faktor entropie brání průběhu reakce, zatímco faktor entalpie ji podporuje. Spontánní reakce je možná, pokud 
, tedy při nízkých teplotách.
10. Určete teplotu, při které bude reakce denaturace trypsinu spontánně probíhat, jestliže = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).
Teplotu, při které jsou oba procesy stejně pravděpodobné, zjistíte ze vztahu:
V tomto případě faktor entalpie brání průběhu reakce, zatímco faktor entropie ji podporuje. Spontánní reakce je možná, pokud:
Podmínkou pro samovolný výskyt procesu je tedy T > 983 K.
Otázky pro sebeovládání
1. Co je termodynamický systém? Jaké druhy termodynamických systémů znáte?
2. Vyjmenujte termodynamické parametry, které znáte. Které z nich jsou měřitelné? Které k nezměrnému?
3. Co je termodynamický děj? Jaké jsou procesy, ke kterým dochází, když je jeden z parametrů konstantní?
4. Jaké procesy se nazývají exotermické? Co jsou endotermické?
5. Jaké procesy se nazývají reverzibilní? Které jsou nevratné?
6. Co se rozumí pojmem „stav systému“? Jaké jsou stavy systému?
7. Jaké systémy studuje klasická termodynamika? Uveďte první a druhý postulát termodynamiky.
8. Které proměnné se nazývají stavové funkce? Uveďte funkce stavu, které znáte.
9. Co je to vnitřní energie? Lze měřit vnitřní energii?
10. Co je entalpie? Jaký je jeho rozměr?
11. Co je to entropie? Jaký je jeho rozměr?
12. Co je energie zdarma Gibbsi? Jak se to dá vypočítat? Co lze pomocí této funkce určit?
13. Jaké reakce se nazývají exergonické? Které jsou endergonické?
14. Formulujte první termodynamický zákon. Jaká je ekvivalence tepla a práce?
15. Formulujte Hessův zákon a jeho důsledky. Jaká je standardní entalpie vzniku (spalování) látky?
16. Formulujte druhý termodynamický zákon. Za jakých podmínek probíhá proces samovolně v izolovaném systému?
Varianty úloh pro samostatné řešení
Možnost číslo 1
4NH3 (plyn) + 5O2 (plyn) \u003d 4NO (plyn) + 6H20 (plyn),
Určete, ke kterému typu (exo- nebo endotermické) tato reakce patří.
C 2H 6 (plyn) + H 2 (plyn) \u003d 2CH 4 (plyn),
3. Vypočítejte standardní Gibbsovu energii hydratační reakce b-laktoglobulinu při 25 0 С, pro kterou DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K. Odhadněte příspěvek faktorů entalpie a entropie.
Možnost číslo 2
1. Vypočítejte standardní entalpii reakce:
2NO 2 (plyn) + O 3 (plyn) \u003d O 2 (plyn) + N 2 O 5 (plyn),
pomocí hodnot standardních entalpií tvorby látek:
Určete, ke kterému typu (exo- nebo endotermické) tato reakce patří.
2. Vypočítejte standardní entalpii reakce:
pomocí hodnot standardních spalovacích entalpií látek:
3. Vypočítejte standardní Gibbsovu energii reakce tepelné denaturace chymotrypsinogenu při 50 0 С, pro kterou je DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K. Odhadněte příspěvek faktorů entalpie a entropie.
Možnost číslo 3
1. Vypočítejte standardní entalpii reakce hydrogenace benzenu na cyklohexan dvěma způsoby, tj. pomocí hodnot standardních entalpií vzniku a spalování látek:
Cu (pevná látka) + ZnO (pevná látka) = CuO (pevná látka) + Zn (pevná látka)
3. Při redukci 12,7 g oxidu měďnatého uhlím (za vzniku CO) se absorbuje 8,24 kJ tepla. Určete standardní entalpii tvorby CuO, pokud CO = -111 kJ/mol.
Možnost číslo 4
1. Vypočítejte standardní entalpii chemosyntézy probíhající u autotrofních bakterií Baglatoa a Thiothpix, po etapách a celkem:
2H2S (plyn) + 02 (plyn) \u003d 2H20 (kapalina) + 2S (pevná látka);
2S (pevná látka) + 3O2 (plyn) + 2H20 (kapalina) \u003d 2H2S04 (kapalina),
2. Vypočítejte standardní entalpii reakce:
C6H12O6 (pevná látka) \u003d 2C2H5OH (kapalina) + 2CO2 (plyn),
pomocí hodnot standardních spalovacích entalpií látek:
4HCl (plyn) + O2 (plyn) \u003d 2Cl2 (plyn) + 2H20 (kapalina)
známá data:
Možnost číslo 5
1. Vypočítejte standardní entalpii reakce:
2CH3Cl (plyn) + 3O2 (plyn) \u003d 2CO2 (plyn) + 2H20 (kapalina) + 2HCl (plyn),
pomocí hodnot standardních entalpií tvorby látek:
Určete, ke kterému typu (exo- nebo endotermické) tato reakce patří.
2. Vypočítejte standardní entalpii reakce:
C6H6 (kapalina) + 3H2 (plyn) \u003d C6H12 (kapalina),
pomocí hodnot standardních spalovacích entalpií látek:
3. Vypočítejte standardní Gibbsovu energii denaturační reakce trypsinu při 50 0 С, pro kterou je DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K). Posoudit možnost postupu procesu vpřed.
Možnost číslo 6
1. Vypočítejte standardní entalpii chemosyntézy u autotrofních bakterií Thiobacillus Thioparus:
5Na2S203 × 5H20 (pevná látka) + 7O2 (plyn) \u003d 5Na2S04 (pevná látka) + 3H2SO4 (jamka) + 2S (pevná látka) + 22H20 (jamka),
Určete, ke kterému typu (exo- nebo endotermické) tato reakce patří.
2. Vypočítejte standardní entalpii reakce:
C6H5NO2 (kapalina) + 3H2 (plyn) \u003d C6H5NH2 (kapalina) + 2H20 (kapalina),
pomocí hodnot standardních spalovacích entalpií látek:
3. Zhodnoťte roli faktorů entalpie a entropie pro reakci:
H2O2 (kapalina) + O3 (plyn) \u003d 2O2 (plyn) + H2O (kapalina)
známá data:
Určete teplotu, při které bude reakce spontánně probíhat.
Možnost číslo 7
1. Vypočítejte standardní entalpii vzniku CH 3 OH z následujících údajů:
CH3OH (kapalina) + 1,502 (plyn) = CO2 (plyn) + 2H20 (kapalina) DH0 = -726,5 kJ;
C (grafit) + O 2 (plyn) \u003d CO 2 (plyn) DH 0 \u003d -393,5 kJ;
H 2 (plyn) + 0,5O 2 (plyn) \u003d H20 (kapalina) DH 0 \u003d -286 kJ.
2. Posuďte možnost spontánní reakce:
8Al (pevné) + 3Fe 3 O 4 (pevné) \u003d 9Fe (pevné) + Al 2 O 3 (pevné)
za standardních podmínek, pokud:
3. Vypočítejte hodnotu DH 0 pro možné reakce konverze glukózy:
1) C6H12O6 (kr.) \u003d 2C2H5OH (kapalina) + 2C02 (plyn);
2) C6H12O6 (kr.) + 602 (plyn) \u003d 6C02 (plyn) + 6H20 (kapalina).
známá data:
Která z těchto reakcí uvolňuje nejvíce energie?
Možnost číslo 8
1. Vypočítejte standardní entalpii vzniku MgCO 3 z následujících údajů:
MgO (pevný) + C02 (plyn) = MgC03 (pevný) +118 kJ;
C 2 H 6 (plyn) + H 2 (plyn) \u003d 2CH 4 (plyn)
známá data:
3. Které z následujících oxidů: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 lze redukovat hliníkem na volný kov při 298 K:
Možnost číslo 9
1. Vypočítejte standardní entalpii tvorby Ca 3 (PO 4) 2 z následujících údajů:
3CaO (pevná látka) + P 2 O 5 (pevná látka) \u003d Ca 3 (PO 4) 2 (pevná látka) DH 0 \u003d -739 kJ;
P4 (pevná látka) + 5O2 (plyn) \u003d 2P205 (pevná látka) DH 0 \u003d -2984 kJ;
Ca (pevná látka) + 0,5O2 (plyn) \u003d CaO (pevná látka) DH 0 \u003d -636 kJ.
2. Posuďte možnost spontánní reakce:
Fe 2 O 3 (pevná látka) + 3CO (plyn) \u003d 2Fe (pevná látka) + 3CO 2 (plyn)
za standardních podmínek, pokud:
3. Určete, které z uvedených oxidů: CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 lze redukovat vodíkem na volný kov při 298 K, je-li známo:
Možnost číslo 10
1. Vypočítejte standardní entalpii tvorby ethanolu z následujících údajů:
DH 0 vyhořel C2H5OH \u003d -1368 kJ / mol;
C (grafit) + O 2 (plyn) \u003d CO 2 (plyn) + 393,5 kJ;
H2 (plyn) + O2 (plyn) \u003d H20 (kapalina) +286 kJ.
2. Vypočítejte standardní entropii reakce:
C2H2 (plyn) + 2H2 (plyn) \u003d C2H6 (plyn),
známá data:
3. Vypočítejte množství energie, které se uvolní v lidském těle, kdo snědl 2 kusy cukru, každý po 5 g, za předpokladu, že hlavním způsobem metabolismu sacharózy je její oxidace:
C12H22O11 (pevná látka) + 12O2 (plyn) = 12CO2 (plyn) + 11H20 (kapalina) = -5651 kJ.
Možnost číslo 11
1. Vypočítejte standardní entalpii tvorby C 2 H 4 z následujících údajů:
C2H4 (plyn) + 302 (plyn) \u003d 2CO2 (plyn) + 2H20 (kapalina) + 1323 kJ;
C (grafit) + O 2 (plyn) \u003d CO 2 (plyn) + 393,5 kJ;
H 2 (plyn) + 0,5 O 2 (plyn) = H 2 O (kapalina) +286 kJ.
2. Bez provádění výpočtů nastavte znaménko DS 0 následujících procesů:
1) 2NH3 (plyn) \u003d N2 (plyn) + 3H2 (plyn);
2) CO 2 (kr.) \u003d CO 2 (plyn);
3) 2NO (plyn) + O 2 (plyn) = 2NO 2 (plyn).
3. Určete, podle jaké reakční rovnice bude za standardních podmínek probíhat rozklad peroxidu vodíku:
1) H202 (plyn) \u003d H2 (plyn) + O2 (plyn);
2) H 2 O 2 (plyn) \u003d H 2 O (kapalina) + 0,5 O 2 (plyn),
Možnost číslo 12
1. Vypočítejte standardní entalpii vzniku ZnSO 4 z následujících údajů:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + SO 2 DH 0 = -890 kJ;
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 DH 0 \u003d -196 kJ;
H2O (pevná látka) \u003d H2O (kapalina),
H2O (kapalina) \u003d H2O (plyn),
H20 (pevná látka) \u003d H20 (plyn).
známá data:
3. Vypočítejte množství energie, které se uvolní při spalování 10 g benzenu, podle následujících údajů:
Možnost číslo 14
1. Vypočítejte standardní entalpii vzniku PCl 5 z následujících údajů:
P4 (pevná látka) + 6Cl2 (plyn) = 4PCl3 (plyn) DH0 = -1224 kJ;
PCl 3 (plyn) + Cl 2 (plyn) \u003d PCl 5 (plyn) DH 0 \u003d -93 kJ.
2. Vypočítejte standardní změnu Gibbsovy energie tvorby sirouhlíku CS 2 z následujících údajů:
CS 2 (kapalina) + 3O 2 (plyn) \u003d CO 2 (plyn) + 2SO 2 (plyn) DG 0 \u003d -930 kJ;
C02 \u003d -394 kJ / mol; SO 2 \u003d -300 kJ / mol.
3. Zhodnoťte roli faktorů entalpie a entropie pro reakci:
CaCO 3 (pevný) \u003d CaO (pevný) + CO 2 (plyn)
známá data:
Určete teplotu, při které bude reakce spontánně probíhat.
Možnost číslo 15
1. Vypočítejte tepelný účinek reakce tvorby krystalického hydrátu CuSO 4 × 5H 2 O podle rovnice:
CuS04 (pevná látka) + 5H20 (kapalina) \u003d CuSO4 × 5H20 (pevná),
