Термодинамика егэ химия

Всего: 95    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

Всего: 95    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН < 0, а в эндотермическом процессе (Q < 0) ΔН > 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25^оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН^о₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН^о_f,298 (или ΔН^о_обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например, ΔН^o_f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н_2(г) + ½O_2(г) = Н₂О_(ж)

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН^o_сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН^o₂₉₈ реакции:

2H₂S(г) + 3O₂(г) = 2SO₂(г) + 2H₂O(ж); ΔН^oх.р.,₂₉₈ = ?

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН^о_х.р. равна:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_f,298(SO_2(г)) + 2ΔН^о_f,298(H₂O_(ж)) — 2ΔН^о_f,298(H₂S_(г)) — 3ΔН^о_f,298(O_2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) — 2(- 20,60) = — 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(ж); ΔН^о₁ = -1531,22 кДж;

2H₂O_(ж) = O_2(г) + 2H_2(г); ΔН^о₂= 571,66 кДж.

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

• • • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

N_2(г) + 3H₂O_(ж) = 2NH_3(г) + 3/2O_2(г); ΔН^о = 765,61 кДж;

• • • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину  δН^o , изменив ее знак на противоположный:

3/2O_2(г) + 3H_2(г) = 3H₂O_(ж); ΔН^о = -857,49 кДж;

• • • сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н^о₂₉₈ = (- ΔН^о₁/2) + (- 3/2·ΔН^о₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН^о_f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO_4(к) + 5H₂O_(ж) = CuSO₄·5H₂O_(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о₁ = ΔН^о₂ + ΔН^о_х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН^о_х = ΔН^о₁ – ΔН^о₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO_4(к) + (n H₂O) = CuSO₄(р-р, n H₂O); ΔН^о₁ = – 40,0 кДж; (1)

CuSO_4(к) + 5H₂O(ж) = CuSO₄·5H₂O(к); ΔН^о_х = Н^о₂; (2)

CuSO₄·5H₂O_(к) + (n – 5)H₂O = CuSO₄(р-р, nH₂O); ΔН^о₃ = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса:  ΔН^о₁ =  ΔН^о_х+  ΔН^о₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о_f,298(С₂Н_4(г)) = 2ΔН^о_возг(С_{(графит)}) + 2ΔН^о_атом (H_2(г)) + ΔН^о_(С= С) + 4ΔН^о_(С–Н).

ΔН^о_(С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН^о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

2. Определить ΔН^о₂₉₈ реакции:

CH₃CНO_(ж) + H_2(г) = CH₃CH₂OH_(ж),

если ΔН^о_сгор,298(CH₃CНO_(ж)) = — 1193,07 кДж/моль; ΔН^о_сгор,298(CH₃CH₂OH_(ж)) = — 1370,68 кДж/моль; ΔН^о_f,298(Н₂О_(ж)) = — 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl_2(к) и BaCl₂·2H₂O_(к) с образованием раствора хлорида бария (с мольным отношением BaCl₂: H₂O = 1: 500) соответственно равны –11,18 и 18,74 кДж/моль.
Определить величину ΔН^о присоединения воды к BaCl_2(к) с образованием BaCl₂·2H₂O_(к).

10.4. Рассчитать энтальпию связи в молекуле NO на основании следующих термохимических уравнений:

N_2(г) + O_2(г) = 2NO_(г); ΔН^о₂₉₈ = +182,52 кДж;

2O_(г) = O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 498,34 кДж;

N_2(г) = 2N_(г); ΔН^о₂₉₈ = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔН^о₂₉₈ реакции 2C(г) + 2H₂(г) = C₂H₄(г), используя следующие термохимические уравнения:

С_{(графит)} = С_(г) ; ΔН^о₂₉₈ = +716,67 кДж;
С₂H_4(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 2H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 1322,94 кДж;
C_{(графит)} + O_2(г) = CO_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 393,51 кДж;

H_2(г) + 1/2O_2(г) = H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 241,81 кДж.

10.6. Определите стандартную энтальпию реакции взаимодействия метана с оксидом углерода (IV), если стандартные энтальпии образования метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) при 298 К равны соответственно: -75; -393 и -111 кДж/моль.

7. Определите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН_(ж), если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола при 298 К равны соответственно: -393; -286 и -1366 кДж/моль.

8. Вычислите энтальпию химической реакции 4KClO_3(к)=KCl_(к)+3KClO_4(к) по следующим данным:

2KClO_3(к)=2KCl_(к)+3O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 95 кДж;
4KClO_4(к)=KCl_(к)+2O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = 9 кДж/моль.

9. Вычислите среднюю энтальпию связи P-Cl в молекуле PCl₅, используя следующие термохимические уравнения:

P_{(к, бел.)}+5/2Cl_2(г)=PCl_5(г); ΔН^о₁ = — 374,8 кДж;
P_{(к, бел.)}=P_(г); ΔН^о₂ = — 17,4 кДж;
Cl_2(г)=2Cl_(г); ΔН^о₃ = 242,6 кДж.

10. Вычислите среднюю энтальпию связи N-H в молекуле NH₃, используя следующие термохимические уравнения:

1/2N_2(г)+3/2H_2(г)=NH_3(г); ΔН^о₁ = — 46,2 кДж;
N_2(г)=2N_(г); ΔН^о₂ = 945,4 кДж;
H_2(г)=2H_(г); ΔН^о₃ = 436,0 кДж.

Наверх

Типовые 
задания с решениями ЕГЭ по химии: задачи,  при решении которых необходимо
осуществить  расчеты по  термохимическим уравнениям реакций.

Умение решать расчётные задачи является одним из
основных показателей уровня химического развития, глубины и полноты усвоения
учащимися теоретического материала, наличия у них навыков приобретённых знаний
с достаточной самостоятельностью.

Проверяемый элемент содержания заданий ЕГЭ включает расчеты объемных отношений газов при
химических реакциях, а так же расчеты по термохимическим уравнениям реакций. В
данной статье будут рассмотрены задачи второго типа.

Термохимические
уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции.
Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ,
участников реакции, т.е.  коэффициентам. Благодаря этому соответствию,
можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или
массой и количеством теплоты в этой реакции.

            Между
количеством теплоты, выделившимся или затраченным в ходе химической реакции, и
количеством веществ, участвующих в этой реакции, существует  прямо
пропорциональная  зависимость:

n:Q = n₁:Q₁.

Величина
постоянная для данной реакции.
Любая величина из пропорции может быть неизвестной. Задачи решаются методом
пропорции.

Например: 
Термохимическое уравнение разложения малахита

 (CuOH)₂
CO₃   =   2CuO + H ₂O  + CO
₂ — 47 кДж

Мы
видим, что на разложение 1 моля малахита необходимо израсходовать 47 кДж, при
этом образуется 2 моля оксида меди, 1 моль воды и 1 моль углекислого газа. Если
мы затратим энергии в 2 раза больше, мы сумеем разложить 2 моля малахита, при
этом получим 4 моля оксида меди, 2 моля воды и 2 моля углекислого газа.

Аналогично
можно установить пропорциональные отношения,  используя коэффициенты и
молярные массы участников реакции.  47 кДж энергии затратится на
разложение 94 г малахита, при этом выделится 160
г оксида меди, 18 г воды и 44 г углекислого газа. Пропорция несложная,
но,  используя массовые числа, учащиеся часто допускают расчетные ошибки,
поэтому рекомендуется решать задачи с пропорциями через количество вещества.

Алгоритм
решения задач

Последовательность
действий:

1)     Данные из
условия задачи написать над уравнением реакции

2)     Под
формулой вещества  написать его количество (согласно коэффициенту);
произведение молярной массы на количество вещества. Над количеством теплоты в
уравнении реакции поставить х.

3)     Составить
пропорцию.

4)     Вычислить
х.

5)     Записать
ответ.

Пример:

Сколько теплоты
выделится при растворении 200 г оксида меди (II) (СuO) в соляной
кислоте (водный раствор HCl), если
термохимическое уравнение реакции: CuO + 2HCl = CuCl₂ + H­₂O + 63,6
кДж

Задачи на
вычисления по термохимическим уравнениям. Типовые задачи и решения.

1.    Количество
теплоты, которое выделится при образовании 120
г MgO  в
результате реакции горения магния,  термохимическое уравнение которой:

2 Mg + O₂   =
2MgO + 1204  кДж, равно

а) 602 кДж               б)
301  кДж                в) 2408 кДж              г) 1803 кДж

2.    В
реакцию, термохимическое уравнение которой S
+ O2  =  SO2 
+ 297 кДж, вступила сера массой 1 г. Количество теплоты, выделившееся при этом,
равно:

а) 9,28 кДж              б)
2,97 кДж                в) 29,7 1 кДж             г) 74,25 кДж

3.    Какое
количество теплоты выделится при сгорании графита массой 2,4
г, если термохимическое уравнение реакции C + O₂  =  CO₂
+ 402 кДж?

а) 984 кДж               б)
40,2 кДж                в) 98,4 кДж               г) 80,4 кДж

4.    Термохимическое
уравнение горения фосфора: 4P + 5O₂ = 2P₂O₅ +
3010 кДж. Какое количество теплоты выделится при сгорании 62
г фосфора?

а) 6020 кДж             б)
752,5 кДж             в) 301кДж                 г) 1505 кДж

5.    Какое
количество теплоты выделится при сгорании метана объемом 5,6
л (н.у.), если термохимическое уравнение реакции СН4
+ 2О2 = СО2
+ 2Н2О + 892 кДж?

а) 22,3 кДж              б)
2,23 кДж                в) 223 кДж                г) 446  кДж

6.    Сколько
теплоты выделится при растворении 200 г оксида меди (II)
(СuO) в соляной кислоте, если
термохимическое уравнение реакции: CuO
+ 2HCl = CuCl₂
+ H­₂O
+ 63,6 кДж

а) 159 кДж               б)
318 кДж                в) 15,9кДж                г) 636 кДж

7.    В
результате реакции, термохимическое уравнение которой   

2 C₂H₂+ 5O₂   = 4CO₂ +2H₂O + 2610  кДж

выделилось 652,5 кДж теплоты. Масса 
сгоревшего ацетилена составила:

а) 13
г                        б) 26 г             в) 52г             г) 5,2г

8.    В
результате горения 48 г метана выделилось 2406 кДж теплоты. Количество теплоты,
указанное в термохимическом уравнении этой реакции составит:

а) 401 кДж               б)
802 кДж                в) 1203кДж               г) 4812 кДж

9.    На
разложение бертолетовой  соли по реакции, термохимическое уравнение
которой

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ – 91 кДж,

было  затрачено 182 кДж
теплоты.
Объем кислорода (при н.у.) выделившийся  при этом, составил:

 а) 134,4л                  б)
44,8л                      в) 89,6л                      г) 179,2л

10.   В результате
реакции,  термохимическое  уравнение которой  H₂+ Cl₂   =
2HCl + 184,36
кДж,   выделилось 921,8 кДж теплоты. Объем хлора, затраченный  на
образование  хлороводорода (при н.у.) при этом составил:

а) 134,4л                   б)
112л                       в) 44,8л                      г) 96л

11.Согласно
термохимическому уравнению реакции 2СО_(г) + О_2(г) = 2СО_2(г)
+ 566 кДж при сжигании оксида углерода (II) выделилось 424,5 кДж теплоты. Объем
(н.у.) сгоревшего газа составил
а) 66,2 л                    б) 33,6 л         в) 44,8
л           г) 12 л

12.Согласно
термохимическому уравнению реакции 3Cu + 8HNO3
= 3Cu(NO3)2
+ 2NO + 4H2O
+ 385 кДж, при получении 15,68 л NO
(н.у.), количество выделившейся теплоты составило:

а) 358 кДж               б)
716 кДж                в) 134,75 кДж                       г) 22,4 кДж

13.По термохимическому
уравнению реакции 2Сu + О₂
= 2СuО + 311 кДж
вычислите. Количество  теплоты, которая  выделится при окислении 384
г меди, составит:

а) 622 кДж               б)
716 кДж                в) 466,5 кДж             г) 933 кДж

14.В результате реакции, термохимическое
уравнение которой

2Cl2O7
= 2Cl2 + 7O2
+ 574 кДж, выделилось 5,74 кДж теплоты. Объем образовавшегося при этом
кислорода (н.у.) составил:

а) 100 л                     б)
0,224 л       в) 1,568 л         г) 4,48
л

15.В реакцию,
термохимическое уравнение которой MgO(тв) + CO(г) = MgCO3(тв) + 102
кДж, вступило 8 г оксида магния. Количество теплоты, выделившейся при этом, равно:

а) 102 кДж               б)
204 кДж                в) 20,4 кДж               г) 1,02 кДж

Ответы (ключ)

Подробное решение
задач.

1.      Количество
теплоты, которое выделится при образовании 120
г MgO  в
результате реакции горения магния,  термохимическое уравнение которой:

2 Mg + O₂   =
2MgO + 1204  кДж, равно

а)
602 кДж                 б) 301  кДж                в) 2408 кДж               г)
1803 кДж

 Отсюда:

  Ответ: при образовании 120г 
оксида магния выделится 1803 кДж энергии.

2.      В
реакцию, термохимическое уравнение которой S + O2 
=  SO2  + 297 кДж,  вступила сера массой 1
г. Количество теплоты, выделившееся при этом, равно:

а) 9,28 кДж                б)
2,97 кДж                в) 29,7 1 кДж             г) 74,25 кДж

Дано:

m(S)
= 1 г.,

________________

Q = ?

Решение.

n
(S) = m/M                n (S)=
1г/32(г/моль) = 0,031моль;

Составляем пропорцию по
термохимическому уравнению реакции:

S
+ O2  =  SO2  + 297 кДж

При сгорании 1 моля S
                   выделится      297 кДж теплоты

При сгорании 0,031 моля S
            выделится      Х  кДж теплоты

Х= (297 кДж* 0,031моль)/1моль
= 9,28 кДж

Ответ: 9,28 кДж 

3.      
Какое количество теплоты выделится при сгорании графита массой 2,4
г, если термохимическое уравнение реакции C + O₂  =  CO₂
+ 402 кДж?

а) 984 кДж                 б)
40,2 кДж                в) 98,4 кДж                г) 80,4 кДж

Дано:

m(С) = 2,4
г.,

________________

Q = ?

Решение.

n
(С) = m/M               n (С)= 2,4г/12(г/моль) =
0,2 моль;

Составляем пропорцию по
термохимическому уравнению реакции:

C + O₂  =  CO₂
+ 402 кДж.

При сгорании 1 моля С                    выделится
     402  кДж теплоты

При сгорании 0,2 моля С                 выделится
     Х  кДж теплоты

Х= (492 кДж* 0,2моль)/1моль =
98,4 кДж

Ответ: 98,4 кДж

4.      Термохимическое
уравнение горения фосфора: 4P + 5O₂ = 2P₂O₅ +
3010 кДж. Какое количество теплоты выделится при сгорании 62
г фосфора?

а) 6020 кДж               б)
752,5 кДж              в) 301кДж                  г) 1505 кДж

Дано:

m(Р) = 62
г.,

________________

Q = ?

Решение.

n (Р) =
m/M               n (Р)= 62г/31(г/моль) =
2 моль;

Составляем пропорцию по
термохимическому уравнению реакции:

4P + 5O₂
= 2P₂O₅ + 3010 кДж

При сгорании 4 моль  Р      
           выделится      3010  кДж теплоты

При сгорании 2 моль Р                    выделится
     Х  кДж теплоты

Х= (3010 кДж* 2моль)/4моль
= 1505 кДж

Ответ: 1505 кДж

5.      Какое
количество теплоты выделится при сгорании метана объемом 5,6
л (н.у.), если термохимическое уравнение реакции СН4 +
2О2 = СО2 + 2Н2О + 892 кДж?

а)
22,3 кДж                      б) 2,23 кДж                в) 223 кДж                г)
446  кДж

Дано:

V (СН4)
= 5,6 л

_____________

Q = ?

Решение.

5,6 л                                       Х кДж

СН4
+ 2О2 = СО2 + 2Н2О + 892 кДж

1
моль                                                892 кДж

22,4 л                                                 892
кДж

5,6
л/22,4 л = Х кДж/892 кДж

Х=
5,6 л * 892 кДж/22,4 л = 223 кДж

Ответ: при сгорании метана
объемом 5,6 л выделится 223 кДж теплоты

6.      Сколько
теплоты выделится при растворении 200 г оксида меди (II)
(СuO)
в соляной кислоте, если термохимическое уравнение реакции: CuO
+ 2HCl
= CuCl₂
+ H­₂O
+ 63,6 кДж

а) 159 кДж                б)
318 кДж                 в) 15,9кДж                 г) 636 кДж

Дано:

m(СuO)
= 200 г.,

________________

Q = ?

Решение.

n (СuO)
= m/M                      n (СuO)=
200г/80(г/моль) = 2,5 моль;

Составляем пропорцию по
термохимическому уравнению реакции:

CuO
+ 2HCl
= CuCl₂
+ H­₂O
+ 63,6 кДж

При растворении 1 моль  СuO      
           выделится      63,6  кДж теплоты

При растворении 2,5
моль  СuO                выделится
     Х  кДж теплоты

Х= (63,5 кДж* 2,5моль)/1моль
= 159кДж

Ответ: 159 кДж

7.      В
результате реакции, термохимическое уравнение которой   

2 C₂H₂+ 5O₂   =
4CO₂ +2H₂O + 2610  кДж

выделилось
652,5 кДж теплоты. Масса  сгоревшего ацетилена составила:

а) 13
г             б) 26 г             в) 52г              г) 5,2г

Ответ: масса сгоревшего ацетилена 13
г.

8.      В
результате горения 48 г метана выделилось 2406 кДж теплоты. Количество теплоты,
указанное в термохимическом уравнении этой реакции составит:

а) 401 кДж                 б)
802 кДж                в) 1203кДж                г) 4812 кДж

Ответ: 802 кДж.                                            

9.      На
разложение бертолетовой  соли по реакции, термохимическое уравнение
которой

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ – 91 кДж,

было  затрачено 182 кДж
теплоты. Объем кислорода (при н.у.) выделившийся  при этом, составил:

 а) 134,4л             б)
44,8л                      в) 89,6л                      г) 179,2л

Ответ: объем выделившегося кислорода равен
134,4 л.

10. В
результате реакции,  термохимическое  уравнение которой  H₂+ Cl₂   =
2HCl + 184,36
кДж,   выделилось 921,8 кДж теплоты. Объем хлора, затраченный  на
образование  хлороводорода (при н.у.) при этом составил:

) 134,4л                б) 112л                       в)
44,8л                      г) 96л

Ответ: объем вступившего в реакцию хлора
равен 112 л.

11. Согласно
термохимическому уравнению реакции 2СО_(г) + О_2(г) = 2СО_2(г)
+ 566 кДж при сжигании оксида углерода (II) выделилось 424,5 кДж теплоты. Объем
(н.у.) сгоревшего газа составил

1) 66,2 л                   2) 33,6 л         3) 44,8
л           4) 12 л

Ответ: объем вступившего в реакцию хлора
равен 33,6 л.

12.  Согласно
термохимическому уравнению реакции 3Cu + 8HNO3
= 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O + 385 кДж, при получении 15,68
л NO (н.у.), количество выделившейся теплоты составило:

а) 358 кДж                 б)
716 кДж                 в) 134,75 кДж                       г) 22,4 кДж

Ответ: 134,75 кДж.

13. 
По термохимическому уравнению
реакции 2Сu + О₂ = 2СuО + 311 кДж вычислите. Количество  теплоты, которая  выделится при окислении 384
г меди, составит:

а) 622 кДж                 б)
716 кДж                 в) 466,5 кДж              г) 933 кДж

Ответ: 933 кДж.       

14. 
В результате реакции, термохимическое уравнение которой

2Cl2O7 = 2Cl2 + 7O2 + 574 кДж, выделилось 5,74 кДж теплоты. Объем образовавшегося при
этом кислорода (н.у.) составил:

а) 100 л                      б)
0,224 л       в) 1,568 л         г) 4,48
л

Ответ: объем образовавшегося кислорода
равен 1,568 л.

15.  В реакцию,
термохимическое уравнение которой MgO(тв) + CO(г) = MgCO3(тв) + 102
кДж, вступило 8 г оксида магния. Количество теплоты, выделившейся при этом,
равно:

а) 102 кДж                 б)
204 кДж                 в) 20,4 кДж               г) 1,02 кДж

Ответ: 20,4 кДж.      

Задачи по теме химическая термодинамика и термохимия с решениями

1. Задача Расчёт тепловых эффектов химической реакции.

Рассчитать тепловой эффект реакции (ΔН р-ции) при гашении 100 кг извести (CaO) водой, если теплоты образования оксида кальция, воды и гидроксида кальция соответственно равны -635,1; -285,84 и -986,2 кДж/моль.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaO(т) + H2O(ж) → Ca(OH)2(т), где т, ж – твёрдое и жидкое агрегатное состояние.

Рассчитываем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции), используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = -986,2 – (-635,1 – 285,84) = -65,26 кДж/моль

Рассчитаем тепловой эффект реакции с учётом количества вещества оксида кальция:

ΔHр-ции = nCaO* ΔH°р-ции; nCaO = = 1,79*10³ моль →

ΔHр-ции = 1,79*10³ * (-65,26) = -116,5*10³ кДж.

2. Задача Расчёт теплот образования веществ.

При растворении 16 г карбида кальция (CaC2) в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Рассчитать теплоту образования гидроксида кальция (ΔH°Ca(OH)2), если теплоты образования (ΔH°) воды, карбида кальция, ацетилена (C2H2) соответственно равны – 285,84; -62,7; 226,75 кДж/моль.

Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:

CaC2(т) + 2H2O(ж) → Ca(OH)2(т) + C2H2(г), где т, ж и г – соответственно, твёрдое, жидкое и газообразное агрегатное состояние.

Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции):

ΔH°р-ции = →

ΔH°р-ции = = -125,2 кДж/моль.

Выразим и рассчитаем теплоту образования гидроксида кальция, используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = ΔH° Ca(OH)2 + ΔH° C2H2 – (ΔH° CaС2 – 2*ΔH° H2О), при этом учитываем стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

→ ΔH° Ca(OH)2 = – 125,2 – 861,13 = — 986,33 кДж/моль.

3. Задача Расчёт теплоты растворения.

Рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата сульфита натрия (Na₂SO₃ * 7H₂O), если теплота растворения безводного сульфита натрия равна 11,34 кДж/моль, а теплота образования кристаллогидрата этой соли (теплота гидратации) равна 58,4 кДж/моль.

Решение задачи. Теплота растворения безводного сульфита натрия складывается из теплоты, пошедшей на разрушение кристаллической решётки безводной соли, и теплоты, выделившейся при гидратации соли:

Na2SO3 + 7H2O → Na2SO3 * 7H2O,

ΔH° растворения = ΔH° разруш. крист. решётки + ΔH° гидратации;

ΔH° кристаллогидрата = ΔH° разруш. крист. решётки = ΔH° растворения — ΔH° гидратации; →

теплота растворения кристаллогидрата равна:

ΔH° кристаллогидрата = — 11,34 – (-58,4) = 47,04 кДж/мол

Задача Расчёт теплоты сгорания.

Рассчитать стандартную теплоту сгорания этилового спирта, исходя из реакции биохимического брожения глюкозы:

C₆H₁₂O₆(т) → 2C₂H₅OH(ж) + 2СО₂(г), ΔH°р-ции = -83,3 кДж/моль.

Теплоты сгорания (ΔH°сгор.) глюкозы, спирта и углекислого газа равны соответственно -2817,1; -1366,9 и 0 кДж/моль.

Решение задачи. Используем ещё одно следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммами теплот сгорания исходных веществ и суммами теплот сгорания продуктов реакции: ΔH°р-ции = ΔH°сгор._С6Н12О6 – (2*ΔH°сгор._С2Н5ОН + 2ΔH°_СО2). Поскольку углекислый газ уже не может окисляться, то его теплота сгорания (окисления) равна нулю.

ΔH°сгор.С2Н5ОН = =

= 866,9 кДж/моль.

Задачи по теме Расчёт изменения внутренней энергии при химических реакциях и фазовых переходах.

Задача 1. Рассчитать изменение внутренней энергии системы в стандартных условиях (ΔU°) при протекании реакции

2Cl2 + 2H₂O(г) → 4HCl(г) + O₂, если станд. теплоты образования воды и хлороводорода (HCl) соответственно равны -241,84 и 92,3 кДж/моль.

Решение. Изменение внутренней энергии рассчитывается по формуле ΔU=ΔH-A, для газов A (работа расширения) = Δn*R*T →

ΔU = ΔH — Δn*R*T,

где Δn — изменение числа моль газообразных продуктов реакции и исходных веществ. Для данной реакции Δn = 5-4 = 1 моль.

Рассчитаем ΔH°р-ции, используя следствие из закона Гесса:

ΔH°р-ции = 4*ΔH°HCl — 2ΔH° H2О = 4*(-92,3)-2*(-241,84)=114,48 кДж/моль; R – газовая постоянная, равна 8,3*10^-3 кДж/моль*К; Т = 298 К (25°С).

Рассчитываем изменение внутренней энергии:

ΔU° = 114,48 – 1*8,3*10^-3*298 = 112,0 кДж/моль.

Следовательно, в процессе реакции внутренняя энергия увеличилась на 112 кДж/моль.

Задача 2. Рассчитать изменение внутренней энергии при испарении 250 г воды при 20°С (пары подчиняются законам идеальных газов). Объёмом жидкости по сравнению с объёмом пара можно пренебречь. Удельная теплота парообразования воды равна 2451 Дж/г.

Решение. При испарении воды (H2O ж → H2O пар) Δn = 1 моль (изменение количества газообразных веществ). Изменение внутренней энергии системы при испарении воды рассчитываем по формуле: ΔU = ΔH — Δn*R*T. Рассчитаем молярную теплоту парообразования воды по формуле:

ΔH = 2451 Дж/г * 18 г/моль = 44,12 кДж/моль,

n H2О(ж) = = 13,89 моль → ΔU = (ΔH — Δn*R*T)*13,89 = =(44,12-1*8,3*10^-3*293)*13,89 = 579,0 кДж.

Следовательно, внутренняя энергия системы увеличилась на 579,0 кДж.

Примеры решения типовых задач по второму началу термодинамики.

При решении задач указывать и учитывать агрегатное состояние веществ.

Задачи по  Определение изменения энтропии в различных процессах.

Особенностью химических и физико-химических превращений является участие в них большого числа частиц. Для таких систем наиболее вероятно состояние беспорядка (частицы менее связаны, менее упорядочены), которое характеризуется энтропией (S). Количественно изменение энтропии можно рассчитать на основе следствия закона Гесса. Чем большее увеличение энтропии в каком-либо процессе, тем этот процесс более вероятен. Качественно знак изменения энтропии можно оценить (определить), сопоставляя число частиц до и после реакции и агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

Энтропия связана с теплотой и возрастает при увеличении беспорядка:

— переход из твёрдого состояния жидкое, из жидкого – в газообразное;

— расширение газов;

— растворение кристаллов;

— увеличение числа частиц.

Энтропия уменьшается при возрастании упорядоченности (взаимодействие частиц увеличивается):

— конденсация паров, сжижение;

— сжатие газа;

— полимеризация, кристаллизация;

— уменьшение числа частиц.

Задача 1. Определить знак изменения энтропии в реакциях:

1. NH₄NO₃ (т) → N₂O + 2H₂O (г)
2. 2H₂ (г) + O₂ (г) = 2 H₂O (ж)
3. N₂ + 3H₂ → 2NH3 или N2 + H2 → NH₃

Решение. Знак изменения энтропии можно установить по количеству частиц исходных и конечных веществ:

Δn = nкон. – nисх., где Δn – изменение количества частиц; если Δn > 0, то энтропия возрастает; при Δn < 0 – энтропия уменьшается; если Δn = 0 — энтропия не изменяется. Кроме этого, учитывают агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

1. Δn = 3-1 = 2 → Δn > 0, → ΔS > 0, т.е. энтропия возрастает, тем более, что образуются газы.
2. Δn = 2-3 = -1 → Δn < 0, → ΔS < 0, т.е. энтропия уменьшается, тем более, что газы (большой беспорядок) превращаются в жидкость (упорядоченность больше).
3. Δn = 1 – (+) = -1, → Δn < 0, → ΔS < 0, т.е. энтропия убывает.

Задача 2. Рассчитать изменение энтропии при реакции N2+ H2 → NH3, если стандартные энтропии (S°) азота, водорода и аммиака соответственно равны 191,6; 130,6 и 192,8 Дж/моль*К.

Решение. В соответствии со следствием из закона Гесса рассчитаем ΔS при реакции: ΔS°р-ции = S°NH3 — S°N2 — S°H2, →

ΔS°р-ции = 192,8 — * 191,6 — * 130,6 = -98,9 Дж/моль*К

Следовательно, ΔS°р-ции < 0 и самопроизвольно реакция не идёт.

Задача 3. Рассчитать изменение энтропии при плавлении 10 г льда, если уд. теплота плавления (q) равна 19,12 Дж/г.

Решение. Плавление – фазовый переход – изотермический обратимый процесс → ΔS = ; tплавл. льда = 0°С или 273°К →

ΔS==0,070 Дж/К*г, при плавлении 10г льда ΔS=0,070*10=0,7 Дж/К*г

Задачи по тем Определение возможности и направления химических реакций.

В неизолированных системах критерием самопроизвольного протекания реакции является убыль свободной энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала), т.е. ΔG < 0. Чем меньше величина ΔG, тем больше вероятность протекания химической реакции.

Задача 1. Возможно ли совместное хранение на складе этиленгликоля (антифризная жидкость) и калиевой селитры (удобрение)?

Решение. Между указанными веществами может протекать реакция:

3C₂H₆O₂ + 10KNO₃ → 6CO₂ + 4H₂O + 10NO + 10KOH

Реакция возможна, если свободная энергия Гиббса уменьшается, т.е. ΔGр-ции < 0. Для расчёта ΔG используем следствие из закона Гесса:

ΔG°р-ции = (6ΔG°_CO2 + 4ΔG°_H2O(г) + 10ΔG°_NO + 10ΔG°_KOH) – (3*ΔG°_C2H6O2 — 10ΔG_KNO3).

Подставим справочные данные:

ΔGр-ции = 6 * 394,6 + 4 * (-228,8) + 10 * 80,6 + 10 * (-379,3) –

— (3 * (-319,4)) + 10 * (-393,4)) = -1377,6 (кДж).

Рассчитаем ΔG в пересчёте на 1 моль этиленгликоля:

ΔG°р-ции =-459,2 кДж/моль.

В процессе реакции свободная энергия уменьшается, следовательно, реакция может протекать самопроизвольно при обычной температуре (25°С), поэтому совместное хранение этиленгликоля и калийной селитры недопустимо, т.к. может произойти самовозгорание.

Задача 2. Рассчитать ΔG° для реакции NH3(г) + HCl(г) → NH₄Cl(т)

Решение задачи.

Используем формулу:

ΔG°р-ции = ΔH° — T * ΔS°

Для расчета ΔH° и ΔS° используем следствие из закона Теса:

ΔH°р-ции = ΔH°_NH4Cl — ΔH°_NH3 — ΔH°_HCl и

ΔS°р-ции = ΔS°_NH4Cl — ΔS° _NH3 — ΔS°_HCl , числовые значения ΔH° и ΔS° веществ берем из справочника.

ΔH°р-ции = -315,39 – (- 46,19)- (-92,3) = -176,9 кДж

ΔS°р-ции = 94,56 – 192,5 – 186,7 = -284,64 = 0,28464;

Т = 273 + 25 = 298;

ΔG°р-ции = -176,9 – 298 * (-0,28464) = -92,08

Следовательно, ΔG°р-ции < 0 и в стандартных условиях реакция возможна.

Задача 3. Рассчитать свободную энергию Гиббса для реакции

 2NO + O₂ ↔ 2NO₂ при температурах 1050, 1100, 1150и 1200К, построить график ΔG – Т, сделать вывод о направлении реакции при разных температурах.

Решение.

Запишем уравнение реакции в стандартном виде:

NO + O₂ ↔ NO₂

Используем следствие из закона Гесса, значения S° и ΔH° возьмем из справочника.

Учесть что теплоты образования простых веществ (O2, N2, H2 и т.д.) приняты за ноль (ΔH° = 0),

ΔS°р-ции = S°_NO2 — S°_NO — S° _O2 = 240 -211 — * 161 = -51,5

ΔH°р-ции = ΔH°_NO2 — ΔH°_NO = 33 – 91 = -58

Вычислим температуру, при которой достигается равновесие (ΔGр-ции = 0):

ΔG = ΔH° — Т * ΔS° → ТΔS° = ΔH°→T = = =1126 К

рассчитаем ΔGр-ции при разных температурах (1050, 1100, 1150, 1200)

ΔGр-ции = -58 + 51,5 * 10-3 * Т;

ΔG₁₀₅₀ = -3,92; ΔG₁₁₀₀ = -1,35; ΔG₁₁₅₀ = 1,23 и ΔG₁₂₀₀ = 3,8

На основании полученных данных построим график:

При Т < Tравн преобладает прямая реакция, а при T > Tравн – обратная.

Наступление равновесия возможно, если знак изменения функций ΔH и Δ S одинаков

Задачи по расчету констант равновесия.

Зависимость константы равновесия от свободной энергии Гиббса выражается уравнением:

ΔG = -2,3 R * TlgK, где К – константа равновесия, R – универсальная газовая постоянная. В стандартных условиях lg_298K = — 0,175 ΔG°298

Задача. Константа равновесия реакции С(Т) + СО₂(г)↔ 2СО (г) при 1700°К равна 2,4. Рассчитать ΔGр-ции при 1700°К и константу равновесия в стандартных условиях (298°К).

Решение задачи.

ΔG₁₇₀₀ = -2,3 * R * TlgK = -2.3 * 8.3 * 1700 * lg2.4 = — 123370Дж = -123,37 кДж;

ΔG₁₇₀₀ < 0 → равновесие реакции сдвинуто вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Находим константу равновесия при 298°K (стандартные условия):

lgK298 = -0.175ΔG°298; необходимые данные берем из справочника.

ΔG°р-ции = 2 * ΔG°_СО — ΔG°_СО2 = 2( — 137,1) – ( — 394,2) = 120;

ΔG°р-ции = -2,3 * 8,3 *10^-3 lgK * T = -2.3 * 8.3 *10^-3 * 298 lgK,

lgK = = -21,05 → К = 10^-21,05 → К << 1

При 298°К (25°С) реакция практически не идет, равновесие смещено влево.