
- •1. Энергетика процессов
- •1.2. Термохимия, закон Гесса
- •1.3 Энтропия
- •1.4. Энергия Гиббса
- •1.5. Критерий самопроизвольного протекания процессов
- •1.6. Изменение энергии Гиббса в окислительно-восстановительных реакциях
- •Задачи и упражнения
- •1.2. Термохимия, закон г.И. Гесса
- •1.3. Энтропия
- •1.4. Энергия Гиббса
- •1.5. Критерий самопроизвольного протекания процессов
- •1.6. Изменение энергии Гиббса в окислительно-восстановительных реакциях
- •2. Химическое равновесие
- •2.1. Истинное и кажущееся равновесие, смещение равновесия
- •2.2. Количественные характеристики равновесия
- •Задачи и упражнения
- •2.1. Устойчивое и кажущееся равновесие, смещение равновесия
- •2.2. Количественные характеристики равновесия
- •3. Некоторые равновесия в растворах
- •3.1 Образование растворов, растворимость
- •3.2 Равновесие диссоциации электролитов
- •3.3. Шкала термодинамических функций образования ионов в водных растворах
- •3.4 Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита
- •3.5 Равновесие диссоциации воды, буферные растворы
- •3.6. Гидролиз солей
- •Задачи и упражнения
- •3.1. Образование растворов, растворимость
- •3.2. Равновесие диссоциации электролитов
- •3.3. Шкала термодинамических функций образования ионов в водных растворах
- •3.4. Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита
- •3.5. Равновесие диссоциации воды, буферные растворы
- •3.6. Гидролиз солей
- •4. Комплексные соединения
- •4.1. Общие сведения о комплексных соединениях
- •4.2 Образование и разрушение комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений
- •Задачи и упражнения Задачи и упражнения
- •4.2. Образование и разрушение комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений
- •5. Окислительно-восстановительные реакции
- •6. Эквивалент, закон эквивалентов
- •Задачи и упражнения
- •6. Эквивалент. Закон эквивалентов
- •Приложение
- •Продолжение табл. 1
- •Продолжение табл. 1
- •Окончание табл. 1
- •Заключение
Задачи и упражнения
1.2. Термохимия, закон г.И. Гесса
Пример 1. При сгорании 6,048 г водорода в кислороде при 298,15 К в стандартных условиях выделяется 857,5 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования H2O (ж) при 298,15 К.
Решение. Водород сгорает в кислороде согласно уравнению:
H2
(ж)
+
O2
(ж)
= H2O
(ж)
Все вещества находятся в стандартных состояниях, поэтому энтальпия сгорания 1 моль Н2 (2,016 г) и будет стандартной энтальпией образования Н2О (ж) при 298,15 К; найдем эту величину:
6,048 – 857,5
2,016 – х, откуда х = 258,8;
DHoбp.H2O(ж) = – 285,8 кДж/мoль.
Пример 2. Энтальпия какого процесса отвечает термину “стандартная энтальпия образования НNO3 при 298,15 К”:
а)
H2
(г) +
N2
(г) +
O2
(г) = HNO3
(ж);
б)
H2
(г) +
N2
(г) + O3
(г) = HNO3
(ж);
в)
H2
(г) +
N2
(г) +
O2
(г) = HNO3
(ж);
г)
H2
(г) +
N2
(г) +
O2
(г) = HNO3
(к);
д.)
N2O5
(к) +
H2O(ж)
= HNO3
(ж)?
Решение. При 298,15 К стандартными состояниями для простых веществ будут H2 (г), O2 (г) и N2 (г), а для азотной кислоты - жидкость (хотя можно говорить и о стандартных термодинамических функциях, например, и HNO3 (г) при этой температуре). Поэтому лишь процесс "в" строго отвечает названному термину.
Пример 3. Определить величину стандартной энтальпии образования C3H8 (г)*, если стандартные энтальпии образования CO2 (г) и Н2О (ж) равны соответственно –393,5 и –285,8 кДж/моль, а стандартная энтальпия сгорания С3Н8 (г) составляет –2219,9 кДж/моль.
Решение. Запишем уравнение процесса, соответствующего термину "стандартная энтальпия образования С3Н8 (г)":
3C
(к, графит)
+ 4H2
(г) = C3H8
(г);
.
Для определения DН воспользуемся 2-м следствием из закона Гесса (соотношение 1.12):
=3DH0сгорС
(к, графит) + 4DH0сгорH2(г)
– DH0сгор.C3H8
(г).
Далее обратим внимание, что стандартные энтальпии образования СО2(г) и Н2O(ж) есть не что иное, как стандартные энтальпии сгорания графита и водорода. Следовательно:
=3DH0обрСO2
(г) + 4DH0обрH2O
(ж) –
DH0сгорC3H8
(г) =
= 3×(–393,5) + 4×(–285,8) – (–2219,9) = – 103,8 кДж/моль.
Пример 4. Энтальпия растворения Na2SO4 (к) в воде с образованием раствора состава Na2SO4 (к) × 400 H2O составляет –1,5 кДж/моль, а энтальпия присоединения воды к Na2SO4 (к) c образованием Na2SO4 ×10H2O (к) равна –82,0 кДж/моль. Определить энтальпию растворения Na2SO4×10H2O (к) в воде с образованием раствора состава Na2SO4 ×400 H2O.
Решение. Запишем условие задачи в виде термохимических уравнений:
а) Na2SO4 (к) + 400 H2O (ж) = Na2SO4 (р-р, Na2SO4×400H2O); DH1;
б) Na2SO4 (к) + 10 H2O (ж) = Na2SO4×10H2O (к); DH2;
в) Na2SO4×10H2O (к) + 390 H2O (ж) = Na2SO4 (р-р, Na2SO4×400H2O); DHХ.
Как видно, искомое (третье) уравнение получается путем вычитания второго термохимического уравнения из первого, следовательно:
DHХ = DH1 – DH2 = 1,5 – (–82,0) = 80,5 кДж.
Пример 5. На основе справочных данных определить, в каком случае в стандартных условиях выделится больше теплоты – при сгорании 2 моль CH4 или 1 моль C2H6?
Решение. Термохимические уравнения процессов горения:
СH4 (г) + 2O2 (г) = CO2 (г) + 2H2O (ж);
С2H6 (г) + 3,5O2 (г) = 2CO2 (г) + 3H2O (ж).
Выписываем из справочных данных стандартные энтальпии образования СО2(г), H2O(ж), CH4(г) и C2H6(г), пользуясь 1-м следствием из закона Гесса, вычисляем энтальпии написанных процессов, то есть стандартные энтальпии сгорания CH4(г) и C2H6(г):
DH0сгорСH4 (г) = DH0обрCO2(г) + 2DH0обрH2O(ж) – DH0обрСH4 (г) – 2DH0обрO2(г) = = – 393,5 + 2(–285,8) – (–74,8) – 2×0 = –890,3 кДж;
DH0сгорС2H6 (г) = 2DH0обрCO2(г) + 3DH0обрH2O(ж) – DH0обрС2H6 (г) – – 3,5DH0обрO2(г) = 2(–393,5) + 3(–285,8) – (–84,7) – 3,5×0 = – 1273,9 кДж.
Из полученных величин следует, что при сгорании 2 моль CH4(г) выделяется теплоты больше, чем при сгорании 1 моль C2H6(г).
Пример 6. Вычислить среднюю энтальпию связи С–Н в метане на основе следующих термохимических данных:
1)
C
(к,графит) + 2H2
(г) = CH4
(г),
=
–74,8 кДж;
2)
H2
(г) = 2H
(г),
= 436,0 кДж;
3)
C
(к,графит)
= C
(г) ,
=715,1
кДж.
Решение.
Согласно определению средняя энтальпия
связи С–Н в СН4
– это
часть энтальпии следующего процесса:
CH4
(г) = C
(г) + 4H
(г);=
4
C–H.
Это уравнение может быть получено путем сложения третьего уравнения с удвоенным вторым уравнением и вычитанием из этой суммы первого уравнения, следовательно:
=
715,1 + 2(436,0)–(–74,8)=1661,9 кДж.
Отсюда:
DH0ср.С–H
=
=415,5
кДж.
Пример 7. Определить энтальпию связи С–С в этане на основе следующих данных:
DНобрС2Н6(г) = –84,7 кДж/моль; DНсублимацииС(к,графит) = 715,1 кДж/моль;
DН дисН2 на атомы = 436,0 кДж; DН ср. С–Н = 415,5 кДж/моль связи.
Решение. Запишем исходные данные в виде термохимических уравнений:
1)
C
(к,графит) + 3H2
(г) = C2H6
(г),
обрC2H6(г);
2)
C
(к,графит) = C
(г) ,
сублимации
C
(к,графит);
3)
H2
(г) = 2H
(г),
диссоциации
H2
на атомы.
Основой для нахождения искомой величины является термохимическое уравнение
C2H6
(г) = 2C
(г) + 6H
(г);
При распаде на атомы 1 моль С2Н6(г) будет разорвано 1 моль связей С–С и 6 моль связей С–Н, следовательно:
=
+
6
.
С
другой стороны,
может быть найдена на основе исходных
термохимических данных, а именно –
искомое уравнение получается путем
сложения удвоенного второго уравнения
с утроенным третьим уравнением и
вычитания из полученной суммы первого
уравнения, отсюда:
=2
+3
–
=2×715,1
+ 3(436,0) – (–84,7) = 2822,9 кДж.
Находим теперь энтальпию связи С–С в этане:
=
2822,9 – 6(415,5) = 329,9 кДж/моль связи.