Задачи для самостоятельного решения

Nbsp; Министерство образования и науки Российской Федерации Филиал Санкт - Петербургского государственного  морского технического университета   СЕВМАШВТУЗ   Кафедра "Инженерная защита окружающей  среды и реновации техники"     Белозерова Т.И.    

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине "Общая и неорганическая химия"

Тема: "Термохимические расчеты. Закон Гесса.

 Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье".

                 

 

 

Северодвинск

2004

 

УДК 546(076.1)

 

Белозерова Т.И.

 

"Термохимические расчеты. Закон Гесса.

 Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье".

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине "Общая и неорганическая химия"

 

 

Ответственный редактор Гуляева Т.Г.

 

 

Рецензенты: к.т.н., доцент кафедры «Физика» Горин С.В.

                 к.б.н., доцент кафедры «Инженерная защита окружающей среды»

Камышева Е.А.

 

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса специальности 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

 

Методическое пособие содержит сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направления и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

 

Лицензия на издательскую деятельность

Код 221. Серия ИД №01734 от 11 мая 2000г.

Севмашвтуз , 2004г.

 

    Термохимические расчеты. Закон Гесса. Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье.

 

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса, специальность 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

 

Методическое пособие содержит общие сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направление и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

 

I . Термохимические расчеты. Закон Гесса.

 

Наука о взаимных превращениях различных видов энергии называется термодинамикой. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты называются экзотермическими, а те которые сопровождаются поглощением теплоты – эндотермическими.

Изменения энергии системы, при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения, называется тепловым эффектом химической реакции.

Характеристическая функция

U + pV = H       (1)

где, V – объем системы , U – внутренняя энергия, называется энтальпией системы.

Энтальпия – функция состояния системы. При постоянном давлении тепловой эффект реакции равен изменению энтальпией реакции ΔH.

При экзотермической реакции ΔH<0 (Q_p>0) – энтальпия системы уменьшается.

При эндотермических реакциях ΔH>0 (Q_p<0).

Изменения энтальпии в процессе образования данного вещества в стандартном состоянии их простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях, называются стандартной энтальпией образования ΔH⁰_298. Тепловой эффект зависит от температуры, поэтому в индексе указывается температура (298 К_).

Уравнение процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими

H₂ + 1/2О₂=H₂О_(ж)   ΔH⁰₂₉₈= -285,8 кДж

Чтобы энтальпию отнести к одному молю какого-либо вещества, термохимические уравнения имеют дробные коэффициенты.

В термохимических уравнениях записываются также агрегатные состояния веществ: Г-газовое, Ж-жидкое, Т-твердое, К-кристаллическое.

Энтальпия (теплота) образования – тепловой эффект образования 1 моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 100 кПа. Обозначают ΔH⁰_обр или ΔH⁰_f.

Закон Гесса – тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

В термохимических расчетах применяют следствие из Закона Гесса:

Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования (ΔH⁰_обр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнениях реакции

ΔНх.р. = ∑Δ Н _обр.^прод. - ∑ΔН⁰_обр.^исх.       (2)

Значения стандартных энтальпий образования ΔН⁰₂₉₈ даны в таблице (приложение №1).

 

Пример 1. Рассчитаем стандартную энтальпию образования пропана С₃Н₈, если тепловой эффект реакции его сгорания

С₃Н₈ + 5О₂ = 3СО₂ + 4Н₂О (г)

равна ΔН_х.р. = -2043,86 кДж/моль

Решение: В соответствии с уравнением (2)

ΔНх.р. = (3ΔН⁰ (СО₂) + 4ΔН⁰ (Н₂0)г) – (ΔН⁰ (С₃Н₈) + 5ΔН⁰ (О₂)) =

= ΔН⁰ обр.(С₃Н₈) = 3ΔН⁰(СО₂) – 5ΔН⁰(О₂) – ΔН⁰_х.р. + 4ΔН⁰(Н₂О)г

Подставив значение ΔН⁰_х.р. и справочные данные, энтальпии простых веществ равны нулю ΔН⁰О₂ = 0  

ΔН⁰С₃Н₈ = 3(-393,51) + 4(-241,82) – 5*0 – (2043,86) = -103,85 кДж/моль

Ответ: энтальпия образования пропана относится к экзотермическим процессам.

 

Пример 2. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

С₂Н₅ОН (ж) + ЗО₂(г) = 2СО₂ (г) + ЗН₂О(ж); ΔН = ?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная энтальпия С₂Н₅ОН(ж) равна + 42,36 кДж и известны энтальпии образования С₂Н₅ОН (г); СО₂(г); Н₂О(ж) (см. табл.1).

Решение: для определения ∆Н реакции необходимо знать теплоту образования С₃Н₅ОН (ж). Последнюю находим из данных задачи:

С₂Н₅ОН (ж) = С₂Н₅ОН (г); ΔН = +42,36 кДж + 42,36 = -235,31 – ΔН С₂Н₅ОН (ж)

ΔН С₂Н₅ОН (ж) = - 235,31 – 42,36 = - 277,67 кДж

Теперь вычисляем ΔН реакции, применяя следствие из закона Гесса:

ΔН_х.р. = 2 (-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж

 

Пример 3. Растворение моля безводной соды Na₂CO₃ в достаточно большом количестве воды сопровождается выделением 25,10 кДж теплоты, тогда как при растворении кристаллогидрата Na₂CO₃ * 10H₂O поглощается 66,94 кДж теплоты. Вычислить теплоту гидратации Na₂CO₃ (энтальпию образования кристаллогидрата).

Решение: составляем термохимические уравнения соответствующих реакций:

А) Na₂CO₃ + aq = Na₂CO₃ * aq;                             ΔН = -25,10 кДж

Б) Na₂CO₃ * 10H₂O + aq = Na₂CO₃ * aq;               ΔН = +66,94 кДж

Теперь, вычитая уравнение Б) из уравнения А), получаем ответ:

Na₂CO₃ + 10H₂O = Na₂CO₃ * 10H₂O; ΔН = -92,04 кДж,

т.е. при образовании Na₂CO₃ * 10H₂O выделяет 92,04 кДж теплоты.

 

Пример 4. Зная энтальпию образования воды и водяного пара (см. таб. 1), вычислить энтальпию испарения воды.

Решение: задача решается аналогично задачам в примерах 3 и 4:

А) H₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(г); ΔН = -241,83 кДж

Б) Н₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(ж) ; ΔН = -285,84 кДж

Вычитая уравнение (Б) из уравнения (А) получаем ответ:

Н₂О(ж) = Н₂О(г); ΔН = - 241,83 + 285,84 = + 44,01 кДж,

т.е. для перевода воды в пар необходимо затратить 44,01 кДж тепла.

 

Пример 5. При образовании хлористого водорода по реакции

Н₂ + Сl₂ = 2HCl

Выделяется 184,6 кДж тепла. Чему равна энтальпия образования HCl?

Решение: энтальпия образования относится к 1 моль, а по уравнению образуется 2 моль HCl.

ΔН⁰ НCl = -184,6 / 2 = -92,3 кДж/моль

Термохимическое уравнение:

1/2Н₂ + 1/2Cl₂ = HCl; ΔН = -92,3 кДж/моль

 

Пример 6. Вычислить тепловой эффект горения аммиака.

2NH_3(г) + 3/2O_2(г) = N_2(г) + 3H₂O_(г)

Решение: на основании следствия из закона Гесса имеем

ΔН = ∑Δ Н⁰_кон - ∑ΔН⁰_исх. = (ΔН⁰(N₂)+ 3ΔН⁰ (Н₂0)) - (2ΔН⁰ (NH₃) + 3/2ΔН⁰ (О₂))

Так как энтальпии простых веществ равны 0 (ΔН⁰ (N₂) = 0; ΔН⁰ (0₂) = 0)

Получаем: ΔН = 3ΔН⁰(H₂О)(г) – 2ΔН⁰ (NH₃)

По таблице находим значение стандартных энтальпий образования

ΔН⁰ (NH₃) = -45,94 кДж

ΔН⁰(H₂О) = -241,84 кДж

ΔН = 3 (-241,84) – 2 (-45,94) = -633,4 кДж

 

Пример 7. Вычислить тепловой эффект реакции горения

А) 11,2 л ацетилена

Б) 52 кг ацетилена

Решение:

1. Написать термохимическое уравнение горения ацетилена

C₂H_2(г) + 5/2O_2(г) = 2CO_2(г) + H₂O_(г) + ΔН

2. Написать выражение для расчета стандартного теплового эффекта реакции, пользуясь следствием из закона Гесса

ΔН⁰_х.р. = (2ΔН⁰(СО₂) + ΔН⁰ (Н₂О)(г)– ΔН⁰(С₂Н₂)

Подставим в это выражение табличные значения стандартных энтальпий образования веществ:

ΔН⁰_х.р. = 2(-393,5) + (-241,8) – 226,8 = -802,0 кДж

3. Из термохимического уравнения реакции видно, что количество тепла выделяется при сгорании 1 моль ацетилена (22,4 л или 26 г).

Количество тепла прямо пропорционально количеству участвующего в горении вещества. Следовательно можно составить пропорцию :

 1 с п о с о 6 : 

 а) 22,4 л С₂Н₂ - (-802,0 кДж )

11,2 л С₂Н₂ - х

х = - 401,0 кДж

Б) 26 г C₂H₂ - ( 802,0 кДж)

52*10³ С₂Н₂ - х

х = 52*10³*(-802) = - 1604 * 103 кДж

             26 

2 с п о с о б :

Определяем количество моль ацетилена   

٧(С₂Н₂) = m (C₂H₂) = V( C₂ H₂)

               M(C₂H₂)      V_m

A) ٧(С₂Н₂) = 11,2 = 0,5 моль

                  22,4

1 моль С₂Н₂ - (- 802,0 кДж)

0,5 моль С₂Н₂ - х 

х = -401,О кДж 

Б) ٧( С₂Н₂) = 52*10³  = 2*10³ моль

                        26

1 моль С₂Н₂ - (- 802,0 кДж)

2*10³ моль С₂Н₂ - х 

х = 2*10³*(-802)  = - 1604*10³ кДж 

           1

 

Пример 8. Определить стандартную энтальпию образования ацетилена, если при сгорании 11,2 л. его выделилось 401 кДж тепла.

Решение: С₂Н₂(г) + 5/2О₂ = 2СО₂ + Н₂О(г) ΔНх.р.

1. Определяем тепловой эффект химической реакции

а) ν(С₂Н₂) = 11,2 л /22,4 л/моль = 0,5 моль

б) 0,5 моль С₂Н₂ - - 401 кДж

1 моль С₂Н₂ - - х

х = 1*(-401) = -802 кДж - ΔН_х.р.

         0,5

2. Пользуясь следствием из закона Гесса определяем стандартную энтальпию образования ΔН⁰(С₂Н₂):

ΔНх.р. = (2ΔН⁰ (СО₂) + ΔН⁰ (Н₂0 )) – (ΔН⁰ (С₂Н₂) + 5/2 ΔН⁰ (О₂))

ΔН⁰ С₂Н₂ = 2ΔН⁰(СО₂) + ΔН⁰ (Н₂О)г – ΔН _х.р. + 5/2 ΔН⁰(О₂)

Подставим в это выражение табличные значения стандартных знтальпий образования веществ:

ΔН⁰ С₂Н₂ = 2 (-393) + (-241,8) – (-802) – 0 = 226 кДж

Ответ: ΔН⁰ С₂Н₂ = 226 кДж/моль

 

Задачи для самостоятельного решения

1. Вычислите тепловой .эффект реакции восстановления одного моля Fе₂О₃ металлическим алюминием.

Ответ: -817,7 кДж.

 

2. Газообразный этиловый спирт С₂H₅ОН можно получить при взаимодействии этилена C₂H₄,(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект.

Ответ: -45,76 кДж.

 

Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (+ 2) водородом исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO (к) + СО (г) = Fe (к) + СО₂ (г); ΔН = -13,18 кДж;

СО (г) –1/2O₂ (г) = СО₂ (г);          ΔН = -283,0 кДж;

Н₂ (г) + 1/2O₂ (г) = Н₂0;             ΔН = - 241,83кДж.

Ответ: -27,99 кДж.

 

 3. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS₂(г). Напишите термохимическое уравнение: этой реакции и вычислите тепловой эффект.

Ответ: + 65,57 кДж.

 

Напишите термохимическое уравнение реакции образования одного моля метана СН₄(г)из оксида углерода СО(г) и водорода. Сколько теплоты выделится в результате этой реакции? Ответ: 206,1 кДж.

 

При взаимодействии газообразных метана и сероводорода образуются сероуглерод CS₂(г) и водород. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект.

Ответ: +230,43 кДж

 

4. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 79,82 кДж.

 

Вычислите теплоту образования метана исходя из следующих термохимических уравнений:

H₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О(ж); ΔН = -285,84 кДж;

С(к) + О₂(г) = СО₂(г); ΔН = -393,51 кДж;

СН₄(г) + 2О₂(г) = 2Н₂О(ж) + СО₂(г); ΔН = -890,31 кДж;

 Ответ: — 74,88 кДж.

 

5. Напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля этилового спирта, в результате которой образуются пары воды и диоксида углерода. Вычислите энтальпию образования С₂Н₅ОН (ж), если известно, что при сгорании 11,5г. его выделилось 308,71 кДж теплоты.

Ответ: - 277,67 кДж.

 

6. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:

С₆Н₆ (ж) + 7½О₂ (г) = 6СО₂ (г) + 3Н₂О (г); ΔН = ?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна -33,9 кДж.

Ответ: 3135,58 кДж

 

7. Напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля этана С₂Н₆(г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 63742,86 кДж.

 

8. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:

4NH₃ (г) + ЗО₂ (г) = 2N₂ (г) + 6H₂O (ж);

 ΔН = — 1580,28 кДж.

Вычислите энтальпию образования NH₃(г).     

Ответ: - 46,19 кДж.

 

9. Энтальпия растворения безводного хлорида стронция SrCl₂ равна - 47,70 кДж, а теплота растворения кристал­логидрата SrCl2*6Н₂О равна +30,96 кДж. Вычислите теп­лоту гидратации SrCl₂.

Ответ: -78,66 кДж. 

 

10. Теплоты растворения сульфата меди CuSO₄ и медного купороса CuSO₄*5H₂O соответственно равны — 66,11 кДж и + 11,72 кДж. Вычислите теплоту гидратации CuSO₄.

Ответ: -77,83 кДж.

 

При получении одного грамм-эквивалента гидроксида кальция из СаО(к) и Н₂О(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.

Ответ: — 635,6 кДж.

 

Теплота сгорания топлива.

Тепловой эффект реакции окисления кислородоэлементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой образования этого вещества ΔН⁰сг. Расчет теплоты сгорания проводится с использованием закона Гесса. Например, теплота сгорания этанола при 298 К;

С₂Н₅ОН (ж) + 3О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О (г)

можно рассчитать по уравнению:

ΔН⁰сг С₂Н₅ОН = 2ΔН⁰СО₂ + 3ΔН⁰Н₂О – 2ΔН⁰С₂Н₅ОН

Подставляя данные ΔН⁰ из приложения 1 получаем теплоту сгорания этанола:

ΔН⁰сг С₂Н₅ОН = 2(-393,5) + 3(-241,8)- (-277,7) = -1237,7 кДж/моль.

В технических расчетах используют удельную теплоту сгорания Q_т, которая равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1кг жидкого или твердого вещества и 1 м³ газообразного вещества до образования высших оксидов

Q_т = -ΔНсг * 1000/м или Qт = -ΔНсг * 1000/22,4,

где М- масса моля вещества

22,4 л – объем моля газа.

 

 

---

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 304; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!