32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;

10 г  x кДж;

x = (10  296,9)/32 = 92,8 (кДж).

Отже, у процесі згоряння 10 г сірки виділиться 92,8 кДж теплоти.

Задача 4. Який стан речовини характеризується більшим значенням ентропії: 1 моль кристалічної, 1 моль рідкої речовини або 1 моль її пари за тієї ж температури?

Розв’язання. У кристалі частинки речовини знаходяться в найбільш упорядкованому стані, вони сильно обмежені у своєму русі. Для рідин також є певні обмеження руху частинок, для газів же обмежень не існує.

Отже, 1 моль газу має набагато більший об’єм, ніж 1 моль рідкої та 1 моль кристалічної речовини. Крім того, можливість хаотичного руху молекул газу набагато більша.

Оскільки ентропія  це кількісна міра невпорядкованості системи та хаотичності атомно-молекулярної структури речовини, то за однакової температури ентропія 1 моль пари більша за ентропію 1 моль рідкої та 1 моль кристалічної модифікації.

У загальному випадку S _(г) >> S _(p) > S _(к).

Задача 5. Обчисліть: а) тепловий ефект; б) зміну ентропії за стандартних умов та в) зміну енергії Гіббса за стандартних умов і при температурі 500 К для хімічної реакції 6Fe₂O_{3 (к)} = 4Fe₃O_{4 (к)} + O_{2 (г)}.

Розв’язання. У довіднику фізико-хімічних величин знаходимо табличні значення термодинамічних даних (додаток 2):

• стандартних ентальпій утворення речовин:

H⁰₂₉₈ (Fe₂O_{3 ( к)}) = 822,7 кДж/моль; H⁰₂₉₈ (Fe₃O_{4 ( к)}) = 1117,9 кДж/моль;

• стандартних ентропій речовин:

S⁰₂₉₈(O_2(г)) = 205,03 Дж/(мольК); S⁰₂₉₈ (Fe₂O_{3 (к)}) = 87,5 Дж/(мольК);

S⁰₂₉₈ (Fe₃O_{4 (к)}) = 146,3 Дж/(мольК);

• стандартних енергій Гіббса утворення речовин:

G⁰₂₉₈(Fe₂O_3(к.)) = 740,8 кДж/моль; G⁰₂₉₈(Fe₃O_4(к.)) = 1014,8 кДж/моль;

а) стандартний тепловий ефект реакції розраховуємо за формулою (9.1):

H⁰_х.р = 4H⁰₂₉₈ (Fe₃O_4(к)) + H⁰₂₉₈ (O_2(г))  6H⁰₂₉₈ (Fe₂O_3(к));

H⁰_х.р = 4(1117,9) + 0  6(822,7) = 464,6 (кДж);

б) стандартну зміну ентропії у реакції розраховуємо за формулою (9.2):

S⁰_х.р = 4S⁰₂₉₈ (Fe₃O_4(к)) + S⁰₂₉₈ (O_2(г))  6S⁰₂₉₈ (Fe₂O_3(к));

S⁰_х.р = 4  146,3 + 205,03  6  87,5=265,23 (Дж/К);

в) зміну енергії Гіббса у заданому процесі за стандартних умов можна визначити двома способами. По-перше, за формулою (9.4):

G⁰_х.р = 4G⁰₂₉₈ (Fe₃O_4(к)) + G⁰₂₉₈ (O_2(г))  6G⁰₂₉₈ (Fe₂O_3(к));

G⁰_х.р = 4(1014,8) + 0  6(740,8) = 4059,2 + 4444,8 = 385,6 (кДж).

По-друге, знаючи значення H⁰_х.р і S⁰_х.р при певній температурі за фор-мулою (9.3): G⁰_х.р = H⁰_х.р  ТS⁰_х.р;

G⁰_х.р = 464,6  298  265,23  10^3 = 464,6  79,04 = 385,56 (кДж).

При розрахунку зміни енергії Гіббса у заданому процесі при Т = 500 К, то

вважатимемо, що Н⁰_{х.р 500}  Н⁰_{х.р 298} та S⁰_{x.p 500}  S⁰_{x.p 298.} Тоді

G_х.р = 464,6  500  265,23  10^3 = 464,6  132,62 = 331,98 (кДж).

Задача 6. Визначіть, у якому напрямі за стандартних умов відбудеться реакція CH_{4 (г)} + CO_{2 (г)} = 2CO_(г) + 2H_{2 (г)}.

Розв’язання. Для відповіді на запитання потрібно визначити, як

змінюється вільна енергія Гіббса у даному процесі (за формулою (9.4)). Для цього виписуємо необхідні термодинамічні дані з довідника фізико-хімічних величин (додаток 2):

G⁰₂₉₈ (CO_(г)) = 137,2 кДж/моль; G⁰₂₉₈ (CH_4(г)) = 50,85 кДж/моль;

G⁰₂₉₈ (CO_2(г)) = 394,6 кДж/моль.

G⁰_х.р = 2G⁰₂₉₈ (CO_(г)) + 2G⁰₂₉₈ (H_2(г))  G⁰₂₉₈ (CH_4(г))  G⁰₂₉₈ (CO_2(г));

G⁰_х.р = 2(137,2) + 2  0  (50,85)  (394,6) = 171,05 (кДж).

Оскільки під час реакції вільна енергія Гіббса зростає (G⁰_х.р  0), за стандартних умов самовільний перебіг прямої реакції термодинамічно

неможливий, оскільки реакція за цих умов відбувається у зворотному напрямі.

Задача 7. Обчисліть за стандартних умов зміну вільної енергії Гіббса G⁰_х.р для реакції, представленої термохімічним рівнянням

C _графіт + CO_2(г) = 2CO_(г), H⁰_х.р = 172,51кДж,

якщо зміна стандартної ентропії реакції S⁰_х.р = 175,6 Дж/К. Чи відбувається ця реакція за стандартних умов? При яких температурах, високих чи низьких, можливий перебіг цієї реакції у прямому напрямі?

Розв’язання. Розраховуємо зміну стандартної енергії Гіббса за формулою (9.3): G⁰_х.р = H⁰_х.р  ТS⁰_х.р;

G⁰_х.р = 172,51  298  175,6  10^3 = 120,18 (кДж).

Отже, за стандартних умов ця реакція термодинамічно неможлива, оскільки G⁰_x.p > 0. Щоб довідатися, чи можливий цей процес за яких-небудь умов відмінних від стандартних, необхідно проаналізувати співвідношення абсолютних величин ентальпійного H⁰_х.р та ентропійного ТS⁰_х.р факторів (табл. 10.1).

Отже, досліджувана реакція, де знаки H⁰_х.р і S⁰_х.р додатні, є оборотною

(табл. 10.1, випадок 4). Високі температури сприятимуть проходженню реакції у прямому напрямі. Тобто реакція, яка є неможливою за стандартних умов, відбувається за більш високих температур.

Таблиця 10.1