Exemple de rezolvare a problemelor

Entalpia de descompunere a moleculei de acid clorhidric HCl la atomi este +92,3 kJ / mol. Care este entalpia formării moleculei de HCI și a energiei de legare în el (kJ / mol)?







Reacția de descompunere a compusului la atomii scrise, astfel: HCI → Ñ + cL. Semnul pozitiv al entalpiei acestei reacții indică faptul că acest proces necesită cheltuieli de energie. Conform primei legi a termochimic, căldura de reacție formarea substanței complexe de simplu egală în valoare absolută, dar în semn opus efectului termic al reacției de descompunere a compusului în substanțe simple de: ΔNºobr = -ΔNºrazl. Astfel, entalpia de formare a HCl molecule ΔNºobr = -92.3 kJ / mol.

Energia obligatorie, prin definiție, este aceea de energie minimă care trebuie folosită pentru a descompune legătura și a îndepărta atomii la o distanță infinită una de cealaltă. În consecință, entalpia reacției de descompunere a moleculei de acid clorhidric HCI în atomi este energia de legare în această moleculă. Ecb = ΔHrsc = + 92,3 kJ / mol.

Enthalpiile standard ale formării oxizilor de azot sunt: ​​+90,4 kJ / mol (pentru NO) și +33,9 kJ / mol (pentru NO2). Care este efectul termic al oxidării NO la NO2?

Reacția de oxidare a monoxidului de azot NO în NO2 este înregistrată în modul următor: NO + (1/2) O2 → NO2. Conform unui prim corolar al a doua lege a termochimic, efect termic, sau entalpia, reacție chimică, redus la condițiile standard, poate fi găsit pe entalpiile de formare a produselor și a reactivilor, utilizând următoarea formulă:

În cazul nostru, produsul reacției este dioxidul de azot NO2. și reactivi - monoxid de azot NO și oxigen O2. Prin definiție, entalpia formării substanțelor simple, la care se referă oxigenul aici, este zero și nu este luată în considerare în calculele termochemice.

Astfel, entalpia acestei reacții va fi:

O valoare negativă a entalpiei indică faptul că această reacție de oxidare este exotermă.

Găsiți efectul termic (kJ / mol) al reacției C2 H2 + H2 → C2H4. ținând cont de faptul că entalpia standard de ardere a etilenei (C2 H4) este -1408 kJ / mol, acetilenă (C2 H2) -1301 kJ / mol, și hidrogen (H2) -242 kJ / mol, respectiv.

Un al doilea corolar al a doua lege a termochimic, efect termic, sau entalpia, reacție chimică, redus la condițiile standard, pot fi găsite pe entalpiile produselor de combustie și a reactivilor, utilizând următoarea formulă:

În cazul nostru, produsul de reacție este etilenă (C2H4), iar reactivii sunt acetilena (C2H2) și hidrogen (H2).

Astfel, entalpia acestei reacții va fi:

= (-1301-242) - (-1408) = -135 kJ / mol.

Valoarea negativă a entalpiei indică faptul că această reacție este exotermă. Dacă există substanțe incombustibile printre participanții la reacție, de exemplu apă, atunci entalpia arderii lor se presupune a fi zero.

Entalpia de dizolvare a sulfatului de cupru CuSO4 · 5H2 O este -77.8 kJ / mol și entalpia de reacție de hidratare sulfat de cupru CuSO4 (CuSO4 tranziție entalpie în CuSO4 · 5H2 O) a fost de 11,7 kJ / mol. Calculați entalpia (kJ / mol) de dizolvare a CuSO4.

Pentru soluțiile de aici trebuie aplicate direct termochimic doua lege: Entalpia standard de formare, de curgere la presiune constantă sau la volum constant, independent de numărul, natura și succesiunea etapelor intermediare, ci este determinată numai de starea inițială și finală a sistemului. În acest caz, starea inițială a sistemului include sulfat de cupru anhidru CuSO4 și apă. Starea finală este o soluție care conține ioni distribuiți într-o cantitate predominantă de solvent:

Inițial → Stare finală

Sulfatul de cupru CuSO4 · 5H2O este un hidrat cristalin, care include doar cinci molecule de apă. Formarea acestui compus poate fi considerată ca o etapă intermediară pe calea către starea finală - la soluție:

Initial → Stadiul intermediar → Starea finala

Ca urmare a doua lege a termochimic, în acest caz, se poate argumenta că entalpia procesului de dizolvare a CuSO4 cristalin anhidru (tranziția de la inițială la starea finală) va fi suma entalpiile acestor două etape intermediare (sulfat de CuSO4 reacția de hidratare de cupru și procesul de dizolvare rezultat CuSO4 cristalin · 5H2 O ):

O valoare negativă a entalpiei indică faptul că dizolvarea hidratului de cristal CuS04 anhidru este un proces exotermic, adică este însoțit de eliberarea de căldură, care este observată experimental.







Când reacționează 1 mol de hidrogen gazos (H2) și 1 mol de brom (Br2) gazos, se eliberează 72,6 kJ de căldură. Se calculează entalpia standard a formării (kJ / mol) a bromurii de hidrogen gazos (HBr).

În rezolvarea acestei probleme ar trebui să pornească de la entalpie ΔNºobr.298 formarea conceptelor - acesta este efectul termic al reacției de formare a unui compus de simplu, entalpia de formare a substanțelor simple, este considerat a fi zero. Se scrie ecuația acestei reacții: H2 + Br2 → 2HBr.

După cum reiese din această înregistrare, un mol de hidrogen și un mol de brom dau, ca rezultat al reacției, două moli de bromhidrat. În același timp, entalpia standard a formării este o cantitate redusă la condiții standard, ceea ce implică atribuirea caracteristicilor procesului la doar un mol de substanță. Prin urmare, în acest caz, valoarea căldurii procesului în stare trebuie împărțită în două. În condiția problemei este de asemenea indicat că căldura din această reacție este eliberată, adică este un proces exotermic, pentru astfel de reacții efectul termic are o valoare negativă.

Astfel, entalpia standard de formare a HBr acid bromhidric gazos este:

ΔHg.298 = -72,6 / 2 = -36,8 kJ / mol.

Echilibrul a carei din următoarele reacții gazoase este mutat către reactanți cu presiune crescătoare?

În rezolvarea problemelor de acest tip ar trebui să fie ghidată de principiul Le Chatelier: Atunci când un sistem termodinamic într-o stare de echilibru chimic este o influență externă, sistemul este reconstruit în așa fel încât efectul influenței externe a fost redus. Acțiunea externă în acest caz este o creștere a presiunii în sistem, iar sistemul conform principiului Le Chatelier își va schimba echilibrul spre procesul care duce la o scădere a presiunii.

Reducerea presiunii poate fi realizată prin reducerea volumului de produse și reactivi. Prin condiția problemei, echilibrul trebuie mutat către reactivi, adică volumul reactivilor din reacție trebuie să fie mai mic decât volumul produselor. Presupunând că avem de-a face cu gazele ideale, ale căror un mol ocupă același volum, vom analiza reacțiile date.

În reacția 1), un mol de etilenă reacționează cu un mol de hidrogen dă un mol de etan, adică cantitatea de produs mai mic decât volumul reactanți și presiunea crește de reacție pentru a accelera spre formarea de produse, și nu reactivii. Același lucru se poate spune despre reacțiile 3) și 5).

În reacția 4), numărul de moli și, în consecință, volumul de produse și reactivi sunt aceiași, astfel încât presiunea nu va afecta echilibrul sistemului.

Dar, în cazul 2) interacțiunea unui mol de hidrazină per mol de oxigen conduce la formarea de azot și doi moli de moli de apă, adică volumul de produse mai mare decât volumul de reactanți și creșterea presiunii va conduce la o schimbare de echilibru față de reactanți.

Mai jos sunt prezentate caracteristicile termochemice ale unor reacții. Indicați care dintre ele corespunde unei schimbări a echilibrului reacției către produsele cu temperatură în creștere: 1) ΔHº <0 ; 2) ΔGº> 0; 3) ΔU> 0; 4) ΔP <0; 5) ΔGº <0; 6) ΔSº> 0; 7) ΔHº> 0.

În rezolvarea problemelor de acest tip ar trebui să fie ghidată de principiul Le Chatelier: Atunci când un sistem termodinamic într-o stare de echilibru chimic este o influență externă, sistemul este reconstruit în așa fel încât efectul influenței externe a fost redus.

Influența externă în acest caz este o creștere a temperaturii sistemului, iar sistemul conform principiului Le Chatelier își va schimba echilibrul spre proces, ducând la o scădere a temperaturii.

Scăderea temperaturii sistemului este asigurată prin reacția cu absorbția de căldură, adică endotermă.

Reacțiile endoterme sunt caracterizate de valori pozitive ale efectului termic, deci răspunsul este 7) ΔHº> 0.

Desigur, entalpia intră și în expresia pentru energia liberă a lui Gibbs:

ΔGº = ΔНº - ТΔSº,

dar include și o temperatură cu semnul minus, astfel încât efectul temperaturii asupra valorii ΔGº este ambiguu. Cu toate acestea, celelalte funcții și parametri din ecuațiile date în starea directă cu echilibrul sistemului cu schimbări de temperatură nu sunt corelate.

În condiții standard, o anumită reacție este caracterizată de entalpia ΔHº = +596 kJ / mol și entropia ΔSº = 1 kJ / mol · K. Ce este ΔGº pentru această reacție?

Prin definiție, energia Gibbs liberă este ΔGº = ΔНº - ТΔSº. Valoarea standard a energiei libere a lui Gibbs implică aducerea acestei cantități în condiții standard, adică, printre altele, la o temperatură de 298 K.

Substituim valorile funcțiilor termodinamice date în condiție în formula:

ΔGº = + 596-298; 1 = +298 kJ / mol.

Semnul pozitiv al energiei libere a lui Gibbs demonstrează imposibilitatea fluxului spontan al acestei reacții.

Se calculează entalpia standard de transfer de apă (kJ / mol) din starea de vapori a unui lichid (condensare), având în vedere faptul că vaporizarea (sublimarea) de apă solidă (gheață) este însoțită de absorbția de căldură de 50 kJ / mol și topirea gheții, respectiv, 6 kJ / mol.

Procesul de tranziție este scris în acest fel. Pentru a rezolva problema, a doua lege a termochimiei ar trebui aplicată direct:

Efectul termic al unei reacții chimice care se desfășoară la o presiune constantă sau la un volum constant nu depinde de numărul, secvența și natura etapelor sale intermediare, dar este determinată numai de starea inițială și finală a sistemului.

În procesul de sublimare a apei solide, starea inițială a sistemului este apă solidă.

Starea finală este vaporii de apă:

Inițial → Stare finală

Formarea apei lichide din gheață poate fi considerată ca o etapă intermediară pe calea de la apă solidă la abur:

Initial → Stadiul intermediar → Starea finala

După a doua lege a termochimiei, în acest caz se poate afirma că entalpia procesului de sublimare a apei solide va fi egală cu suma entalpiilor de topire a gheții și evaporarea apei lichide:

Prin urmare, entalpia de evaporare a apei lichide este:

Condensarea apei din abur în lichid este un proces opus evaporării, prin urmare, în conformitate cu prima lege a termochimiei:

Valoarea negativă a entalpiei indică faptul că condensarea apei este un proces exotermic.







Articole similare

Pagina anterioară

Pagina următoare

Trimiteți-le prietenilor: