1.3. Второй 3akоh термодинамики. Энтропия. Энергии гиббса и гельмгольца. Критерий самопрои3вольного протекания процесса

Пример 1. Один моль кислорода расширяется до десятикратного увеличения объема и одновременно охлаждается от 400К до 300К. Чему равно изменение энтропии, если для заданного температурного интервала мольная изобарная теплоемкость кислорода C = 29,2 Дж/моль*К (С_р считаем в данном интервале температур постоянной).

Решение. Общее изменение энтропии ΔS будет складываться из изменения энтропии газа ΔS₁ при его расширении и изменения энтропии газа ΔS₂ при изменении температуры:

ΔS₁= R ln , (1.3.1)

где R - газовая постоянная; V₁ и V₂ — соответственно конечный и начальный объемы газа. .Находим по формуле (1.3.1) ΔS₁= 8,31*ln10=19,1 Дж/моль*K.

ΔS₂ =C_p*ln , (1.3.2)

где С - мольная изобарная теплоемкость О₂; Т₂ и Т₁ — конечная и начальная температуры. Отсюда

ΔS₂ = 29,2·1n = -8,05 Дж/моль*К, тогда ΔS = ΔS₁+ΔS₂= 19,1-8,05 = 11,05 Дж/моль*К. Ответ. ΔS = 11,05 Дж/моль*К.

Пример 2. При охлаждении 12 л кислорода от 473 до 233 K одновременно повышается давление от 10⁵ до 6·10⁶. Рассчитать изменение энтропии, если мольная изобарная теплоемкость кислорода С_р = 29,2 Дж/моль*К (газ считать идеальным).

Решение. Рассчитаем число молей кислорода из уравнения состояния идеального газа

pV= nRT ; n= =(10⁵*12*10^-3)/(8,31*473)= 0,3052 моля.

Общее изменение энтропии ΔS будет складываться из изменения энтропии ΔS₁ при увеличении давления и изменения энтропии ΔS₂ при охлаждении газа

ΔS₁ =R ln , (1.З.З)

где Ρ₁ и Ρ₂ — исходное и конечное давления; R — газовая постоянная.

ΔS₂ находим по формуле (1.3.2). Отсюда

ΔS = R ln + C_pln . Так как у нас участвует 0,3052 молей кислорода, то

ΔS =0,3052(8,31*ln(10⁵/(6*10⁶)) + 29,2*ln(233/437))=-16,77 Дж/моль*К.

(энтропия уменьшается при охлаждении газа). Ответ. ΔS = —16,77 Дж/моль*К.

Пример 3. Определить изменение энтропии ΔS при нагревании 30 г ледяной уксусной кислоты (СН₃ СООН) от температуры плавления до 333 K. Τ_пл уксусной кислоты 289,6 K. Теплота плавления ΔΗ_пл= 194 Дж/г, удельная теплоемкость уксусной кислоты равна 2,19 Дж/г*К.

Решение. Общее изменение энтропии Δ S Равно сумме изменения энтропии при плавлении уксусной кислоты Δ S₁ и при нагревании жидкой уксусной кислоты от Τ_пл до заданной температуры (333 К) Δ S₂

Δ S₁= Δ H_пл/T_пл (1.3.4)

1 моль СН₃СООН= 60 г. По формуле (1.3.4) находим Δ S₁=194*30/289,6*60=20,1 Дж/К Δ S₂ рассчитываем по формуле (1.3.2):

Δ S₂=С_pln(T₂/T₁)=2,19*30ln(333/289,6)=9,20 Дж/К. Тогда

Δ S = Δ S₁ + Δ S₂= 20,1+9,2=29,3 Дж/К. Ответ: Δ S = 29,3 Дж/К.

Пример 4. Определить изменение энтропии ΔS^о и энергии Гиббса ΔG^о при стандартных условиях для системы

Fe₃О₄ + CO = 3FeO + CO₂ и решить вопрос о возможности самопроизвольного протекания ее при указанных условиях.

Решение. Значения ΔS^о и ΔG^о Для реакции определяем по следствию из закона Гесса (2.2.1). Стандартные энтропии S°₂₉₈ и энергии Гиббса ΔG^о ₂₉₈ компонентов берем из табл.3. Следовательно, продукты реагенты

ΔS^о = ∑ ν_j S°₂₉₈ - ∑ν_i S°₂₉₈.

или

ΔS^о = 3S^о_{298 FeO} + S^о_{298 CO2} - S^о_{298 Fe3O4} - S^о_{298 CO} =3*58,79 + 213,6 -151,46 – 197,4 = 39,11Дж

продукты реагенты ΔG^о = ∑ ν_j ΔG^о ₂₉₈ - ∑ν_i ΔG^о ₂₉₈. (1.3.6)

или ΔG^о = 3 ΔG^о _{298 FeO} + ΔG^о _{298 CO2} - ΔG^о _{298 Fe3O4} - ΔG^о _{298 CO} = 3(-246,0) – 394,89 +1010 +137,4 = 14,51 кДж

Если ΔG < О, процесс идет самопроизвольно, при ΔG > 0 процесс не идет. В данном случае ΔG > 0, следовательно, процесс самопроизвольно не пойдет.

Ответ. ΔS° = 39,11 Дж; ΔG^о = 14,51 кДж, реакция самопроизвольно не пойдет.

Пример 5. Вычислить стандартное значение изменения свободной энергии ΔG^о реакции: C₂H₂+5/2 О₂ = 2 CО₂ + Н₂О _(ж); ΔG^о,

По табличным данным -S^о₂₉₈ и ΔΗ^о₂₉₈ для компонентов (табл. 3).

Решение. Определяем тепловой эффект и изменение энтропии реакции по закону Гесса (формулы (1.2.1) и (1.3.5)).

ΔΗ° = ΔΗ°_{298 H2O} + 2ΔΗ°_{298 CO2} - 2ΔΗ°_{298 C2H2}= -285,8+2* (-394)-226,8= -1299,6 кДж/моль;

ΔS°= S^о_{298 H2O} + 2S^о_{298 CO2} - S^о_{298 C2H2} – 5/2S^о_{298 O2} =

= 70+2213,6-200,8-2,5*205= -216,2 Дж/моль*К; ΔS°= -0,2162 кДж/моль*К.

Изменение изобарно-изотермического потенциала находим по формуле

ΔG° = ΔΗ°- T ΔS^о, (1.3.7)

ΔG°= -1299,6+0,2162*298= -1235,19 кДж/моль. Таким образом, ΔG^о < 0 - самопроизвольный процесс возможен.

Ответ. ΔG^о =-1235,19 кДж.

Задачи

39. Определить изменение энтропии для 1 кг воздуха при нагревании его от 223 до 323 К (при этом происходит изменение давления от 10⁶ до 10⁵ Па). Массовая теплоемкость воздуха 1,005 Дж/г*К. Средняя молекулярная масса воздуха 29.

40. Средняя массовая теплоемкость железа равна 0,486 Дж/г* К. Определить изменение энтропии ΔS при нагревании 1 кг железа от 100 до 150^оС.

41. Определить суммарное изменение энтропии при нагревании 1 моля бензола от температуры плавления (5,49 С) до полного испарения при температуре кипения (80,2^оС). Теплота плавления бензола 126,54 Дж/г, теплота парообразования 396 Дж/г, массовая теплоемкость бензола 1,94 Дж/г* К.

42. Вычислить cyммаpное изменение энтропии при нагревании 1 моля воды от темпеpатуpы плавления до полного иcпаpения пpи температypе кипения. Теплота плавления льда 335,2 Дж/г, теплота паpообpазоваиия воды 2260 Дж/г, маccовая теплоемкость воды 4,188 Дж/г*K.

43. Вычиcлить изменение энтpопии ΔS пpи cтандapтныx уcловияx для yравнений pеакций:

2H₂S+SO₂=2H₂O_(ж)+3S_(кр) ; Zn_(кр)+H₂SO_4(ж) = ZnSO_4(ж) + H_2(г). CH₄ + 2O₂ = CO₂ +2H₂O_(r) .

44. Oпpеделить изменение энеpгии Гиббcа для реакции

N₂+2H₂O_(ж)=NH₄NO₂; ΔG^o

и дать заключение о возможноcти ее пpотекания пpи cтандаpтных ycловиях.

45. Вычиcлить изобарно-изотeрмичecкий потеициал ΔG^o реакций и дать заключение о возможноcти иx пpοтекания пpи cтандаpтныx yсловияx:

а) 3С₂H₂=C₆H₆ ; ΔG^o₁ ;

б) CO₂+2NH₃→NH₂-CO-NH₂ + H₂O_(ж) ; ΔG°₂;

в) СH₃-CH₂-CH₂OH→ CH₃-СН=СН₂ + Н₂О_(ж); ΔG°₃.

46. Hе пpоизводя вычиcлений, ycтанοвить знак ΔS cледyющиx пpоцеcсов:

а) 2NH_3(г)=N_2(г)+3H_2(г) ;

б) CO_2(кр)=CO_2(г) ;

в) 2NO_(г)+O_2(г)=2NO_2(г) ;

г) 2H₂S_(г)+3O_2(г)=2H₂O_(ж)+2SO_2(г) ;

д) 2CH₃OH_(г)+3O_2(г)=4H₂O_(г)+2CO_2(г).

47. Опpеделить знак изменения энтpoпии для pеакций:

2A_2(г)+B_2(г)=2A₂B­_(ж).

Возможно ли пpотекание этой pеакции в cтандаpтныχ ycловияx? Ответ обоcновать.

48. Установить, пpотекание какиx из нижеcледyющих pеакций возможно в cтандаpтных ycловияx пpи 298 K:

а) N_2(г)+1/2O_2(г) =N₂O_(г);

б) 4HCl_(г)+ O_{2 (г)} = 2Cl_{2 (г)} + 2H₂O_(ж) ;

в) Fe₂O_3(кр)+ 3CO_(г)=2Fe_(кр)+ 3CO_2(г) .

49. Вычислить ΔG для реакции:

CаCO_3(кр) = СаО_(кр)+CO_2(г)

при 298 К, 773 К и 1773 K. Зависимостью ΔH , ΔS от температуры пренебречь. Построить график зависимости ΔG от температуры и найти по графику температуру, выше которой указанная реакция может протекать самопроизвольно.

50. Вычислить ΔG°₂₉₈ следующих реакций восстановления оксида железа (II):

а) FeO_(кр) + 1/2 C_(гр) = Fe_(кр) + 1/2 CО_{2 (г)};

б) FeO_(кр) + C_(гр) = Fe_(кр) + CO_(г) ;

в) FeO_(кр) + CO_(г) = Fe_(кр) + CO_2(г) .

Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?

51. Указать, какие из реакций образования оксидов азота, и при каких температурах (высоких или низких) могут протекать самопроизвольно:

а) 2N _2(г) + O_{2 (г)} = 2N₂O_(г) ; Δ H^о₂₉₈>0 ;

б) N_2(г) + O_2(г) = 2NO_(г) ; Δ H^о₂₉₈>0 ;

в) 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(кр); Δ H^о₂₉₈<0 ;

г) NO_(г) + NO_2(г) = N₂ O_{3 (кр)} ; Δ H^о₂₉₈<0 ;

д) N_2(г) + 2O_2(г) = 2NО_2(г) ; Δ H^о₂₉₈>0 ;

52. На основании расчета ΔG°₂₉₈ реакций сделайте вывод, какие из перечисленных ниже окислов могут быть восстановлены алюминием при 298 К: CаО; FеO; СuО, PbO; Fe₂O₃ ; Cr₂O₃?

53. Можно ли получить пероксид водорода H₂О₂ по реакции:

2H₂O_(ж) + O_{2 (г)} = 2N₂O_2(ж).

54. Возможно ли горение кальция в атмоофере оксида углерода по реакции

Са _(кр) + CО_(г) = CаO_(кр) + C_(кр).

55. Чему равно изменение энтропии Δ S при плавлении одного моля льда при 273,15 K, если изменение энтальпии при плавлении льда Δ H_пл= 6016,8 Дж/моль.

1.4. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. КОНСТАНТА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Пример 1. Вычислить изменение энергии Гиббса ΔG в реакции димеризации диоксида азота 2NО_2(г)= N₂O_4(г) при стандартной температуре 298 К, 273 К и 373 К. Сделать вывод о направлении процесса. Определить константы равновесия реакции димеризации диоксида азота при выше указанных температурах. Определить температуру, при которой Δ G = 0. Сделайте вывод о направлении этой реакции выше и ниже этой температуры. Термодинамические характеристики компонентов:

ΔΗ°₂₉₈ S^o₂₉₈

В-во кДж/моль Дж/моль*K

NO_{2 (г)} 33,3 240,2

N₂O_4(г) 9,6 303,8

Решение. Для обратимого процесса:

aA_(г) + bB_(г) ⇄ сС_(г) + dD_(г)

выражение для константы равновесия K_р будет K_р =(P^c_C*P^d_D)/(P^a_A*P^b_B)

где P_A, P_B, P_C, P_D - равновесные парциальные давления газообразных компонентов А,В,С,D a, b, c, d - стехиометрические коэффициенты.

Для процесса aA_(ж)+bB_(ж) ⇄ сC_(ж)+dD_(ж) выражение для константы равновесия K_c = (C^c_C*C^d_D)/(C^a_A*C^b_B)

где C_A, C_B, C_C, C_D - равновесные концентрации веществ А,В,С,D a, b, c, d - стехиометрические коэффициенты.

По формуле (1.4.1) для системы 2NO₂⇄ N₂O₄ имеем

K_р =P_N2O4/P²_NO2 При стандартной температуре 298 K изменение энтальпии ( ΔH^o _{реакции}) определим по формуле (1.2.2)

ΔH^o _{реакции} = ΔΗ°_{298 N2O4} - 2ΔΗ°_{298 NO2} = 9,6-2*33,5 = -57400 Дж.

Изменение энтропии (1.3.5)

ΔS^o _{реакции} = S°_{298 N2O4} - 2S°_{298 NO2} =303,8-2* ( 240 ,2 )=-176 Дж/моль*К

Пользуясь принципом Ле-Шателье, который говорит о том, что при изменении условий, при которых обратимая реакция находится в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторонy процесса ослабевающего изменения, предскажем направление смещения равновесия. Значение ΔΗ^о отрицательно, следовательно реакция образования экзотермическая (идет c выделением тепла) и при понижении температуры равновесие должно смещаться вправо, при повышении температуры - влево. Кроме того, по фopмyлe (1.3.6), зная, что ΔH<O; ΔS < 0 мы можем сделать заключение о том, что Δ G < 0 будет при низких температypax; Δ G < 0 характеризует возможность самопроизвольного процесса; Δ G > 0 характеризует невозможность самопроизвольного процесса (см. пример 4 разд. 1.3). Следовательно, в нашем случае при понижении температуры будет предпочтительнее образование N₂О₄ (равновесие смещается вправо), а при увеличении температуры предпочтительнее образование NO₂ (равновесие смещается влево). Качественные выводы подтвердим расчетами

ΔG^o₂₇₃; ΔG^o₂₉₈ ; ΔG^o₃₇₃ и K₂₇₃; K₂₉₈ ; K₃₇₃

Значение энергии Гиббса для заданных температур рассчитаем по формуле (1.3.7):

ΔG^o₂₉₈=ΔH^o-TΔS^o=-57400-298*(-176)=-4952Дж.,

ΔG^o₂₇₃=-57400-273*(-176)=-9352Дж:

ΔG^o₃₇₃=-57400-373*(-176)= 7129 Дж.

Отрицательное значение ΔG^o₂₉₈ говорит о смещении равновесия реакции вправо, а более высокое отрицательное значение ΔG^o₂₇₃ свидетельствует о том, что при снижении температуры от (298 до 273 К) равновесие смещается вправо.

Положительное значение ΔG^o₃₇₃ указывает на изменение направления самопроизвольного процесса. При этой температуре предпочтительнее становится обратная реакция (смещение равновесия влево).

Константы равновесия К_p и энергию Гиббса ΔG^o связывает формула

ΔG^o=-RTlnK_p

где К_p — константа равновесия процесса; R - газовая постоянная; T - абсолютная температура. По формуле (1.4.3) имеем:

lnK₂₇₃=- ΔG^o₂₇₃/RT=9352/8,31*273=4,12

K₂₇₃= 61

lnK₂₉₈= -ΔG^o₂₉₈/RT=4952/8,31*298=2

K₂₉₈=7,3

lnK₃₇₃= -ΔG^o₃₇₃/RT=-7129/8,31*298=-2,3

K₃₇₃=0,1

значение К₂₉₈ и K₂₇₃ > 1 показывает на смещение равновесия вправо (сравни с (1.4.1)) и тем больше, чем выше значение константы равновесия. K₃₇₃ < 1, говорит ο смещении равновесия в системе влево (сравни с (1.4.1)).

Условию ΔG^o_{реакции} =0 отвечает константа равновесия,

реакции

равная единице.

Рассчитаем температуру Т , соответствующую этой константе по формуле (1.3.7):

ΔG°=ΔΗ°-TΔS^o ; O=ΔH^o-TΔS^o;

T_ΔG=0 =ΔΗ°/ΔS°=57400/176=326,19 K

Вывод. При температуре 326,19 K прямая и обратная реакции протекают c одинаковой вероятностью, K_р=1. С понижением температуры равновесие будет смещаться вправо с повышением влево.

Пример 2. Константа равновесия К_р реакции синтеза NH₃ по реакции N2+3H2==2NH₃ при 623 K равна 2,32*10^-13. Вычислить К_с при той же температуре.

Решение. Связь К_р и К_с осуществляется по формуле

K _p= K_c (RT)^Δn, (1.4.4)

Δn= n₂- n₁ =2-4= -2, где n₁и n₂ количество молей peaгентов и продуктов. Следовательно,

K_c=K_p/(RT)^Δn=0,624*10^-5

Ответ. К = 0,624*10^-5.

Пример 2. Упругость диссоциации карбоната кальция при 1154 К равна 80380 Па, а при 1164 K - 91177 Па. Рассчитать, при какой температуре упругость диссоциации карбоната кальция будет равна 101325 Па.

Решение. Реакция диссоциации CaCO_3(кр) ⇄ CaO_(кр)+СО_2(г)

Отсюда по (1.4.1)

K_p=P_CO2 Следовательно, при каждой температуре (Т₁ - 1154 K; Τ =1164 К* Τ = X) константы равновесия будут соответствовать давлению:

K_T1 = 80380; K_T2 = 91177; K _T3 = 101325.

Зависимость константы равновесия от температуры показы­вает уравнение Аррениуса

dlnK_p/dT= ΔΗ/RT² (1.4.5)

где К_p - константа равновесия; Τ - температура, К; ΔΗ - теп­ловой эффект реакции; R - газовая постоянная.

Интегрируя уравнение (1.4.5) в интервале температур Т₁-Т₂ при Δ H= соnst получим lnK_T1/K_T2= ΔΗ/R(1/T₁-1/T₂),

Где K_T1 и K_T2 – константы равновесия при T₁ и T₂.

Определим сначала ΔΗ (по 1.4.6)

ΔΗ=ln(91177*8,31*1154*1164/80380*10)=140500 Дж/моль.

Далее определяем T₃

ln(101325/91177)=140500/8,31(1/1164-1/T₃)

T₃=1172 K Ответ. При Т=1172К упругость диссоциации карбоната кальция будет равна 101325 Па.

Задачи

56. Константа диссоциации уксусной кислоты при 298 К равна 1,75*10^-5. Чему равно изменение энергии Гиббса диссо­циации уксусной кислоты?

57. Найти значение энергии Гиббса (ΔG^o₂₉₈) и константы равновесия K₂₉₈ для реакции BaSО_4(кр) → Ba²⁺_(р) + SО^2-_4(p).

Для расчета использовать следующие данные:

Вещество S^о₂₉₈ Дж/моль*К ΔH^o ₂₉₈ кДж/моль ₂^ 2^

BaSO_4(кр) 132,4 -1447,39

Ba²⁺_(р) 9,64 -533,83

SO^2-_{4 (р)} 18,44 -904,2.

58. Найти константу равновесия при 473 К для реакции гидратации этилена

С₂Н_4(г) + H₂O_(г)=С₂Н₅ОН_(г). Свойства реагентов взять в табл. 3. Зависимостью ΔS и ΔH от температуры пренебречь.

59. Считая, что ΔH^o ₂₉₈ и ΔS^о₂₉₈ реакции 4HCl+O₂ ⇄ 2Н₂О + 2Сl₂ не зависят от температуры, найти температуру, при которой

К_р =1, а ΔG^o= О.

60. Пользуясь табличными данными, вычислить константы равновесия следующих реакций при 298 К и при 1000 К:

а) Н₂О_(г) + СО ⇄ СО₂ + Н₂

б) СО₂ + С_(гр) ⇄ 2СО;

c) N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃. Изменениями ΔH^o и S^о от температуры пренебречь.

61. Для некоторой самопроизвольно протекающей реакции Δ S < О. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры: а) увеличиваться, б) уменьшаться, в) по данным задачи нельзя определить.

62. Не пользуясь вычислениями, установить знак ΔS^o сле­дующих процессов:

а) 2NH_3(г) ⇄ N_2(г) + H_2(г) ;

б) CO_2(кр) ⇄ CO_2(г);

в) 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г);

г) 2Н₂S_(г) + 3O₂ = 2H₂O_(ж) + 2SO_2(г);

д) 2СН₃ОН_(г) + 3О_2(г) = 4H₂O_(г) + 2СО_2(г).

63. В каком из следующих случаев реакция возможна при любых температурах: а) ΔН°< 0, ΔS°> 0; б) Δ Н°<0, ΔS°<0; в) Δ Н°>0, ΔS°> 0 ?

64. В каком из следующих случаев реакция неосуществима при любых температурах: а) ΔН°> 0, ΔS°> 0; б) Δ Н°>0, ΔS°<0; в) Δ Н°<0, ΔS°<0 ?

65. Если ΔΗ°<0 и ΔS°<0 , в каком из случаев реакция может протекать самопроизвольно: а)| ΔН°| > |TΔS°|; б)| ΔН°| > |TΔS°| ?

66. Какими воздействиями на систему можно сместить равновесие систем:

а) N_2(г) + 3Н_2(г) ⇄ 2NH_3(г) ;

б) 4Fe_(кр) + 3О_2(г) ⇄ 2Fe₂O_3(кр);

в) SO_2(г) + О_2(г) ⇄ 2SO_3(г).

67. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении температуры в системах:

1) СОCl₂ ⇄ CO +Cl₂; ΔН°=113 кДж;

2) 2СО ⇄ СО₂ + С; ΔН°=-171 кДж;

3) 2SO₃ ⇄ 2SO₂ + O₂; ΔН°=192 кДж.

68. В каком направлении сместится равновесие при повыше­нии давления в системах:

1) Н_2(г) + S_(кр) ⇄ Н₂S_(г) ;

2) 2CO_(г) ⇄ СО_2(г) + С_(гр);

3) 4HCl_(г) +О_2(г) ⇄ 2Н₂О_(г) + 2Cl_2(г).

69. Как повлияет на равновесие следующих реакций:

СаСО_3(кр) ⇄ СаО_(кр) + СО_2(г); ΔН°=178 кДж;

2СО_(г) + О_2(г) ⇄ 2СО₂ ; ΔН°=-566 кДж;

N_2(г) + О_2(г) ⇄ 2NO_(г) ; ΔН°=180 кДж.

а) повышение температуры,

б) повышение давления?

70. Используя справочные данные, найти приближенное зна­чение температуры, при которой константа равновесия реакции образования водяного газа

С_(гр) + Н₂О_(г) ⇄ СО_(г) + Н_2(г) равна 1. Зависимостью ΔH^o и S^о от температуры пренебречь.

71. Константа равновесия К_р реакции СО+Сl₂ ⇄ СОCl₂ при 600^о С равна 1,67*10^-6. Вычислять К_с реакции при данной температуре.

72. Упругость диссоциации карбоната магния при 1000 К равна 42189 Па, а при 1020 К - 80313 Па. Определить тепловой эффект реакции MgCО₃ ⇄ МgО+СO₂ и температуру, при ко­торой упругость диссоциации карбоната магния станет равной 1 Па.

73. Для реакции S0₂+1/2О₂⇄SO₃ константа равновесия К_р при 900 К равна 2,058·10^-2. Вычислить К_с для данной реакции при указанной температуре.

74. Определить константу равновесия K_T2 при T₂=1069 K для реакции 2СО ⇄ С + О₂ , если при T₁ = 1000 K K_T1=8,1*10^-8, а ΔH=-109,5 кДж/моль.

75. Для реакции CO_(г) + H₂O_(г) ⇄ СО_2(г) + Н_2(г) определить К_р при 398 К, если при 298 К константа равновесия этой реакции равна 1*10⁵. Для температуры 298 К рассчитайте изменение энергии Гиббса (ΔG°).