Контрольные вопросы

65. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

2NO(г) + O₂(г) 2N0₂(г)? Ответ моти­вируйте, вычислив ∆G°₂₉₈ прямой реакции, исходя из значений стан­дартных теплот образования и стандартных абсолютных энтропий соответствующих веществ.

66. При какой температуре наступит равновесие системы

СН₄(г) + С0₂(г) = 2СО(г) + 2Н₂(г); ∆Н = + 247,37 кДж?

67. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция

Н₂(г) + С0₂(г) = Н₂0(ж) + СО(г); ∆H = - 2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и стан­дартные абсолютные энтропии соответствующих веществ, определите ∆G°₂₉₈ этой реакции.

68. Ha основании стандартных теплот образования и стандарт­ных абсолютных энтропий вычислите ∆G°₂₉₈ реакций, протекающих по следующим уравнениям. Могут ли эти реакции при стандартных условиях идти самопроизвольно?

1. Fe₃0₄(к) + 4CO = 3Fe(к) + 4C0₂

2. А1₂0₃ (к) + ЗС (гр) = 2А1 (к) + ЗС0₂

3. С (графит) + 2Н₂0 = С0₂ + 2Н₂

4. Fe₃0₄ (к) + 4Н₂ = 3Fe (к) + 4Н₂0 (г)

5. FeO (к) + Н₂ = Fe (к) + Н₂0 (г)

6. 3Fe₂0₃ (к) = 2Fe₃0₄ (к) + 1/20₂

7. 2Mg (к) + С0₂ = 2MgO (к) + Н₂0 (г)

8. Сu(ОН)₂ (к) = СuО (к) + Н₂0 (г)

9. Fe₃O₄ (к) + Н₂ = 3FeO (к) + Н₂O (г)

10. Н₂ + СO₂ - Н₂O (г) + СО (г)

5. СО (г) + FeO (к) = СO₂ + Fe (к)

5. СаСОз (к) = СаО (к) + СO₂

13. РbО (к) + H₂ = Pb (к) + Н₂O (г)

14. СН₄(г) + СO₂ = 2СО + 2Н₂

15. 2СиС1 (к) + Н₂ (г) = 2Сu (к) + 2НС1 (г)

16. MgCO₃ (к) = MgO (к) + СO₂ (г)

17. PbS0₄ (к) = РbО (к) + SO (г) + O₂ (г)

18. 3Fe₂O₃ (к) = 2Fe₃O₄ (к) + 1/2O₂ (г)

19. ТсСl₄ (ж) + 2Mg (к) = Тс (к) + 2MgCl₂ (к)

20. H₂S (г) + 3/2O₂ (г) = Н₂O (г) + SO₂ (г)

21. Н₂ (г) + 1 /2O₂ (г) = Н₂0 (ж)

22. 2СO₂ (г) + Н₂O (г) = С₂Н₂ (г) + 5/2O₂ (г)

23. Н₂O₂ (г) = Н₂O (г) + 1/2O₂ (г)

24. С (алмаз) → С (графит)

25. СаО (к) + СO₂ (г) = СаСо₃ (к)

26. 2NaHCO₃ (к) = Na₂CO₃ (к) + С0₂ (г) + Н₂0 (г)

27. С₂Н₄(г) + Н₂(г) = С₂Н₆(г)

28. КСlOз(к) → KCl (к) + 3/2O₂(г)

29. 2Fe₂O₃ (к) + 3СО (г) =3СO₂ (г) + 2Fe (к)

Примечание, (г) - газ, (ж) - жидкость, (к) - кристаллическое (твердое) вещество.

69. Уменьшается или увеличивается энтропия при следующих переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз. Почему? Вычислить ∆S°₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

70. Вычислите изменение энтропии в результате реакции обра­зования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из ∆S°₂₉₈ соответствующих газов, так как ∆S⁰ с изменением темпе­ратуры изменяется незначительно. Чем можно объяснить отрица­тельные значения энтропии?

71. При сжигании 1 г гидразина N₂H₄ в калориметрической бомбе температура калориметра повысилась на 1,17 °С. Если кало­риметр имеет теплоемкость 16,53 кДж/кг град, то какое количество теплоты выделяет при сгорании 1 моль N₂H₄ ?

4. Кинетика химических реакций

Пример1. Составьте выражение для константы равновесия каждой из следующих реакций:

a)N₂(г) + 3H₂(г)<=>2NH₃(г)

б) 2 NH₃ (г) <=> N₂ (г) + 3Н₂ (г)

в)2НI(г)<=>Н₂(г) + I₂(г)

Решение.

а) Как показывает формула (7), выражение для константы рав­новесия имеет вид дроби. В числителе этой дроби стоит произведе­ние концентраций продуктов, причем каждая из концентраций воз­ведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту при соответствующем веществе в полном уравнении реакции.

Знаменатель дроби получают аналогичным образом из концен­траций реагентов:

K=[NH₃]²/[N₂][H₂]³

б) Данная реакция является обратной по отношению к реак­ции а). Меняя местами, реагенты и продукты, находим

K=[N₂][H₂]³/[NH₃]²

Отметим, что полученное выражение представляет собой вели­чину, обратную выражению для константы равновесия реакции а). Здесь мы столкнулись с общим правилом, согласно которому выра­жение для константы равновесия прямой реакции обратно выраже­нию для константы, равновесия обратной реакции. Точно так же и численное значение константы равновесия для реакции в одном на­правлении обратно значению константы равновесия для реакции в обратном направлении.

в)К = [Н₂][I₂]/[НI]²

Пример 2. Реакцию N₂ с O₂, в результате которой образуется NO, можно рассматривать как способ «фиксации» азота. Она проте­кает по уравнению

N₂(г) + 0₂(г) <=> 2NO(г)

Значение константы равновесия данной реакции при 25 °С рав­но Кс = I ∙ IO^-30. Оцените применимость этой реакции для фиксации азота.

Решение- Поскольку К_с имеет очень низкое значение, при 25 ⁰С должно образовываться очень небольшое количество NO. В этом случае равновесие сильно сдвинуто влево, в сторону реагентов. Следовательно, данная реакция мало подходит для фиксации азота, но крайней мере, при 25 °С.

Пример 3. В одном из экспериментов Габер и его сотрудники вводили в реакционный сосуд смесь водорода и азота, а затем жда­ли, пока в системе не установится равновесие при 427 °С. После анализа в равновесной смеси газов было обнаружено 0,1207 M H₂, 0,0402 М N₂ и 0,00272 М NH₃.

Вычислите по этим данным константу равновесия К_с реакции

N₂(г) + 3H₂(г) <=> 2NH₃(г)

Решение

К_с = [NH₃]²/ [N₂][H₂]³ = 0,00272²/0,0402(0,1207)³ =0,105.

Пример 4, Как изменится скорость реакции между сернистым ангидридом и кислородом

2S0₂ + 0₂  2SO₃ ,

если уменьшить объем смеси в три раза?

Решение. Пусть концентрации сернистого ангидрида и кисло­рода до изменения объема: [S0₂] = а; [0₂] = b. При этих условиях скорость реакции

V = k∙a² ∙b.

Вследствие уменьшения объема в три раза, концентрации сер­нистого ангидрида и кислорода во столько же раз увеличились, то есть: [S0₂] = 3a, [O₂] = 3b. При новых концентрациях скорость реакции увеличилась в 27 раз.

Пример 5. Обратимая реакция выражается уравнением

А + 2В = С.

При установившемся равновесии концентрации участвующих в реакции веществ соответственно равнялись: [А] = 0,6 моль/л; [В] = 1,2 моль/л; [С] = 2,12 моль/л.

Вычислить константу равновесия и исходные концентрации веществ, А и В.

Решение. Для данной реакции константа равновесия выражает­ся уравнением

К=[С]/([А] [В])².

Подставляя в это уравнение указанные величины концентраций, получим:

K = 2,16/0,6 (1,2)² = 2,5.

Чтобы определить исходные концентрации веществ А и В, нуж­но учесть, что согласно уравнению реакции из одного моля вещест­ва А и двух молей вещества В образуется один моль вещества С. Отсюда следует, что на образование каждых 2,16 моль вещества С пошло 2,16 моль вещества А, тогда 2,16 • 2 = 4,32 моль вещества В. Таким образом, исходные концентрации веществ А и В (то есть чис­ло молей веществ А и В на каждый литр смеси до начала реакции) равнялись:

[А] = 0,6 + 2,16 = 2,76 моль/л, [В] = 1,2 + 4,32 = 5,54 моль/л.