Стехиометрические коэффициенты в термохимических уравнениях указывают

Ход реакции

14. Тепловой эффект, а также изменение энтальпии химической реакции зависят от температуры, давления и агрегатного состояния вещества. Поэтому при сопоставлении величин Q_ри ΔHприняты определенные стандартные условия. За стандартные принимают значения:

а) давления 1 атм и температуры 0°С;

б) давления 101325 Па и температуры 273К;

в) давления 100 Па и температуры 100К;

г) давления 101325 Па и температуры 298К.

15. Стандартные тепловые эффекты принято обозначать

16. Чему равны стандартные энтальпии образования простых веществ, находящихся в стандартных состояниях?

17. Стехиометрические коэффициенты в термохимических уравнениях указывают на:

а) соотношение между количествами веществ;

б) реальные количества реагирующих и образующихся веществ;

г)скорость расходования и образования веществ.

18. Единицей измерения энергии в системе СИ является джоуль. Однако до сих пор так же широко используется внесистемная единица — калория (килокалория) люди, далекие от химии, хорошо знакомы, например, с термином «калорийность» продуктов). Как связаны между собой джоуль и калория?

а) 1 кал = hcν Дж;

б) 1 Дж = 6,02 10 23 кал;

в) 1 Дж = 22,4 кал;

г) 1 кал = 4,184 Дж.

19.Каждый человек поглощает энергию в виде пищи и напитков. Рассчитайте, какое количество энергий поглощает человек, съедая 100 г белого хлеба (в нем содержится 50 г углеводов, 8 г белков, 2 г жиров и около 40 г воды). Калорийность углеводов, белков и жиров составляет соответственно 3,8; 4,1 и 9,1 ккал/г.

20. Девушка, строго следящая за фигуру, не удержалась от соблазна сладостей и съела шоколада в два раза больше ее обычной ежедневной нормы (9200 кДж). Чтобы ликвидировать энергетические излишества, в течение ближайших двух часов ей пришлось:

а) стирать белье (540);

б)ездить на велосипеде (920);

в) бегать трусцой по парку (2300);

г) плавать в бассейне (1200).

В скобках указаны энергетические затраты организма ΔH _{сгорания} в кДж/ч.

21. Важнейшим следствием термохимического закона Гесса является утверждение, что тепловой эффект химической реакции равен:

а) сумме теплот образования исходных веществ;

б) сумме теплот образования продуктов реакции;

в) сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов термохимического уравнения реакции;

г) сумме теплот образования исходных веществ за вычетом суммы теплот образования продуктов реакции.

22. Какая из написанных ниже реакций отвечает теплоте образования оксида азота (II) в стандартных условиях (ΔH ◦ ₂₉₈)?

23. Какие из нижеприведенных реакций являются эндотермическими?

24. Сколько энергии надо затратить для разложения 9 г жидкой воды на водород и кислород в стандартных условиях?

в) Разложение воды происходит без видимых затрат энергии;

25 Теплоты сгорания графита и алмаза при стандартные условиях составляют 393,5 кДж/моль и 395,4 кДж/моль соответственно. Чему равна энтальпия перехода графита в алмаз?

в) Графит невозможно превратить в алмаз;

26. Экспериментально теплоты сгорания (а также энтальпии образования) определяют в специальном приборе, называемом:

в) аппаратом Кипа;

27. При стандартных условиях теплота сгорания водорода в кислороде равна 286,2 кДж/моль, а теплота сгорания водорода в озоне равна

333,9 кДж/моль. Чему равна теплота образования озона из кислорода при стандартных условиях?

а) – 143,1 кДж/моль;

28. Энергии диссоциации Н₂, С1₂ и энтальпия образования НС1 составляют соответственно 436, 243 и –92 кДж/моль. Чему равна энергия связи Н–С1?

29. Для полного разложения некоторого количества карбоната магния потребовалось 5,1 кДж теплоты. Полученный оксид углерода (IV) был поглощен 5,7%-ным раствором гидроксида бария массой 75 г. Рассчитайте массовую долю образовавшейся при этом соли. Тепловой эффект реакции разложения карбоната магния составляет 102 кДж/моль.

б) образовался осадок ВаСО₃;

30. Все вопросы данной главы иллюстрируют утверждение, что любая химическая реакция обязательно сопровождается выделением или поглощением энергии (см. задание 5). Однако изменения энергии могут происходить не только в результате химических, но и в ряде физических превращений. Назовите физическое превращение, в результате которого не происходит изменение энтальпии.

а) растворение соли в воде;

б) плавление льда;

в) сублимация иода;

г) интерференция света.

31. Стандартная молярная энтальпия плавления ΔH ◦ _{пл. т} — это:

а) изменение энтальпии, которым сопровождается испарение одного моля вещества;

б) изменение энтальпии, которым сопровождается плавление одного моля данного вещества при его температуре плавления и давлении одна атмосфера;

в) изменение энтальпии, которым сопровождается плавление одного моля данного вещества при нормальных условиях;

г) теплота, которую необходимо затратить для преодоления сил притяжения, существующих между частицами жидкости.

32. Эмпирическое правило Трутона формулируется так: отношение стандартной молярной энтальпии испарения жидкости (ΔH ◦ _{исп. m}) при ее температуре кипения к значению этой температуры в шкале Кельвина равно приблизительно 88 Дж/(К-моль). Используя это правило, определите значение ΔH ◦ _{исп. m}бензола (t_кип. = 80,1 ◦ С).

33. Наибольший вклад в развитие термодинамических и термохимических представлений внесли работы следующих ученых:

а) Гесса и Авогадро;

б) Моцарта и Бетховена;

в) Гессе и Гейне;

г) Майера и Гесса.

12. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

ВЫЧИСЛЕНИЕ СТАНДАРТНЫХ ТЕПЛОТ ОБРАЗОВАНИЯ ВЕЩЕСТВ И ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.

Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»). Эндотермические реакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).

Тепловой эффект химической реакции – это изменение внутренней энергии системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реагентов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции.

При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:

• Реакции, которые протекают самопроизвольно при обыных условиях, скорее всего экзотермические. Для запуска экзотермических реакций может потребоваться инициация – нагревание и др.

Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:

• Реакции образования устойчивых веществ из простых веществ экзотермические, реакции разложения чаще всего – эндотермические.

Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:

• Реакции, в ходе которых из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, чаще всего экзотермические. И наоборот, образование более устойчивых веществ из менее устойчивых сопровождается поглощением теплоты. Устойчивость можно примерно определить по активности и стабильности вещества при обычных условиях. Как правило, в быту нас окружают вещества сравнительно устойчивые.

Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:

Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).

Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.

В термохимии используются термохимические уравнения . Это уравнение реакции с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).

Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода:

Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется 484 кДж теплоты.

Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.

Например, при сгорании алюминия:

теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:

теплота образования Al₂O₃ все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.

Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.

Например, при горении метана:

теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач.

1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:

получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:

на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,

на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.

Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.

Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.

2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:

при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,

при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.

Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.

Ответ: образуется 108 г воды.

3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

израсходовано 80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:

при сгорании 32 г серы выделится 296 кДж теплоты,

при сгорании 80 г серы выделится х кДж теплоты.

Отсюда х= 80*296/32 = 740 кДж.

Ответ: выделится 740 кДж теплоты.

Конспект лекции на тему «Химическая термодинамика»

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

ЛЕКЦИЯ № 4 ПОНЯТИЕ О ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКЕ

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Термодинамика – это наука, изучающая превращения одних видов энергии в другие. Изучением этих превращений, применительно к химическим реакциям и физико-химическим процессами занимается химическая термодинамика.

Химические процессы могут протекать с поглощением или выделением энергии, причем эта энергия может поглощаться или выделяться в виде теплоты, света, электричества. Чаще всего это тепловая энергия. Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией.

Количество тепла, которое может выделяться или поглощаться в химическом процессе, называется тепловым эффектом реакции Q. Тепловой эффект реакции выражается в КДж/моль. В зависимости от знака Q различают экзотермические и эндотермические реакции.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (Q>0). В них внутренняя энергия реагирующих частиц переходит в тепловую энергию окружающей среды.

Эндотермические реакции с поглощением теплоты (Q

Уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта называют термохимическими уравнениями. В термохимических уравнениях указывается фазовое состояние реагирующих и образующихся веществ, а стехиометрические коэффициенты могут быть дробными.

Выделение теплоты при взаимодействии различных веществ указывает на то, что эти вещества еще до реакции в скрытой форме обладали определенным запасом энергии. Такая форма энергии, высвобождающаяся в ходе химических реакций и физических процессах, называется внутренней энергией U . Внутренняя энергия U выражается в КДж/моль. Внутренняя энергия складывается из потенциальной и кинетической энергии частиц, образующих данное вещество или систему. U = E _кин + E _потен

Кинетическая энергия — это энергия поступательного, вращательного и колебательного движения ядер и электронов в атомах.

Потенциальная энергия обусловливается силами отталкивания и притяжения между частицами, входящими в состав ядер, атомов, молекул. Внутренняя энергия зависит от природы вещества, массы, температуры. Она является мерой кинетической энергии и объема, от которого зависит потенциальная энергия, т.е. U = f ( V , T ). Определить или рассчитать абсолютную величину U невозможно, т.к. нельзя перевести систему в состояние лишенное энергии, но можно определить изменение ∆ U в любом процессе.

Например, если некоторая система за счет поглощения теплоты Q переходит из состояния 1 в состояние 2, то эта теплота расходуется на изменение внутренней энергии системы ∆ U и на совершение работы против внешних сил (в химических реакциях под А против внешних сил подразумевают А против внешнего давления) А: Q = ∆ U + А . Где ∆ U = U ₂ – U ₁ , А = р ∆ V , где р -давление, ∆ V изменение объема

путь реакции

Приведенное уравнение выражает закон сохранения энергии.

При изохорном процессе V = const , следовательно А = 0, не совершается никакая работа, тогда тепловой эффект равен изменению внутренней энергии: Q_V = ∆ U .

При изобарном процессе р = const А = р ( V ₂ – V ₁ ). Тогда математическое выражение для теплового эффекта химической реакции примет вид:

Где Н₂ – энтальпия системы в конечном состоянии

Н₁ – энтальпия системы в начальном состоянии

тогда ∆Н – изменение энтальпии.

Т.о. энтальпия – это термодинамическая величина, определяющая энергию необходимую для перевода системы из одного состояния в другое и учитывающая изменение внутренней энергии и совершаемую работу. Энтальпия, как и все термодинамические величины, является функцией состояния, т.к. ее изменение определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от путей перехода.

путь реакции

Для экзотермических реакций ∆Н 0, для эндотермических ∆Н > 0, Q

Для сравнения термодинамических величин различных процессов изменение Н и U относят к стандартным условиям (Т = 298 0 К, Р = 101,3 КПа). Изменение энтальпии при образовании в стандартных условиях 1 моля химического соединения из устойчивых простых веществ называется стандартной энтальпией образования ∆Н 0 ₂₉₈ КДж/моль. Энтальпии образования устойчивых простых веществ (Н₂, О₃, Са) условно приняты равными 0.

Термохимические расчеты осуществляются на основании закона Гесса и 2-х следствий из него.

Закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от числа и характера промежуточных стадий.

Классическая термодинамика изучает обратимые процессы, отсюда

1-е следствие: Энтальпия образования химического соединения равна по абсолютной величине и противоположна по знаку энтальпии разложения этого соединения: ∆Н обр. = — ∆Н разл.

2-е следствие: Изменение энтальпии химической реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Для реакции общего вида

а А + b B = с С + d D ,

где а, b , с, d – стехиометрические коэффициенты

А, B – исходные вещества,

С, D – продукты реакции,

математическое выражение 2-е следствия из закона Гесса будет иметь вид:

∆Н х.р. = (с ∆Н 0 ₂₉₈С + d ∆Н 0 ₂₉₈ D ) – (а ∆Н 0 ₂₉₈А + b ∆Н 0 ₂₉₈ B )

Можно было бы предположить, что самопроизвольно протекают только те реакции, в которых энтальпия системы уменьшается. Однако известны экзотермические реакции, не протекающие при высоких температурах и эндотермические реакции, происходящие при небольших температурах. Следовательно, возможность самопроизвольного протекания процесса определяется не только изменением энтальпии, но и другой термодинамической величиной, которая называется энтропией.

Энтропия S (Дж /моль К) характеризует стремление системы перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние и является количественной характеристикой степени неупорядоченности системы.

Энтропия является функцией состояния и ее изменение подчиняется 2-му следствию из закона Гесса. Для термохимических расчетов изменение энтропии приводят к стандартным условиям. Энтропия в этих условиях называется стандартной и обозначается S 0 ₂₉₈ .

В отличие от энтальпии энтропия простых веществ не равна 0; ее абсолютные значения можно определить экспериментально; энтропия зависит от температуры.

Т.о. система самопроизвольно может переходить в термодинамически более устойчивое состояние 2-мя способами:

1 – уменьшением энтальпии (количественно характеризуется энтальпийным фактором ∆Н),

2 – увеличением энтропии (количественно характеризуется энтропийным фактором Т∆ S ).

В состоянии термодинамического равновесия оба эти фактора компенсируют друг друга и тогда справедливо равенство: ∆Н = Т∆ S , на основании, которого можно рассчитать температуру, при которой установится равновесие: Т = ∆Н / ∆ S .

Возможность самопроизвольного протекания процесса в прямом или обратном направлении определяется разностью ∆Н — Т∆ S . Чем больше эта разность, тем выше вероятность протекания процесса. Поэтому эту разность называют движущей силой процесса или изменением энергии Гиббса и обозначают ∆G (КДж/моль), т.е. ∆G = ∆Н — Т∆ S .

Энергия Гиббса зависит от природы веществ, их количества и температуры. Абсолютную величину энергии Гиббса определить нельзя, но можно определить ее изменение в каком либо процессе, т.е. ∆G является функцией состояния, и к ней применимо второе следствие из закона Гесса. Для сравнения ∆G различных процессов, ∆G приводят к стандартным условиям.

Изменение энергии Гиббса при образовании в стандартных условиях 1 моля химического вещества из устойчивых простых веществ называется стандартной энергией Гиббса и обозначается ∆G 0 ₂₉₈. Размерность этой величины КДжмоль -1 .

Стандартные энергии Гиббса простых веществ принимаются равными 0.

Характер изменения стандартной ∆G 0 ₂₉₈ при химических реакциях позволяет судить о возможности протекания процесса в прямом или обратном направлении.

При ∆G = 0 система находится в состоянии термодинамического равновесия

При ∆G > 0 процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении

Т.о. условием самопроизвольного протекания процесса является уменьшение ∆G системы.

Зависимость направленности процессов от соотношения ∆Н и Т∆ S

Из уравнения ∆G = ∆Н — Т∆ S , видно, что самопроизвольно протекают любые реакции (∆G S > 0). При других сочетаниях ∆Н и ∆ S возможность протекания реакции определяется соотношением энтропийного и энтальпийного факторов.

При низких температурах Т∆ S принимает небольшие значения Þ при условии ∆Н > Т∆ S самопроизвольно могут протекать экзотермические реакции.

При высоких температурах, при которых множитель Т∆ S велик, самопроизвольно могут протекать эндотермические реакции, если ∆Н S .