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 Qри 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. mбензола (tкип. = 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.

1. в).12. б).23. в) и г).
2. г).13. в).24 г).
3. в).14. г).25. б).
4. б).15. б).26. б); в ответе г) нет опечатки -колориметр — это прибор для определения концентрации веществ по интенсивности цвета окрашенного раствора.
5. а).16. в).27. а).
6. г).17. б).28. в).
7. в).18. г).29. а).
8. в)19. а) или в), поскольку 241 ккал — 10083 кДж (см. задание 18).30. г).
9. а).20. г).31. б).
10. в).21. в).32. в).
11. а).22. в).33. г) – немецкий врач (!) Ю.Р.Майср в 1840 г. впервые сформулировал первое начало термодинамики.

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: QV = ∆ 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 .


источники:

http://chemege.ru/termochemistry/

http://infourok.ru/konspekt-lekcii-na-temu-himicheskaya-termodinamika-5198647.html