Escribe la ecuación termoquímica de la reacción entre CO (g) e hidrógeno, que da como resultado la formación de CH4 (g) y H2O (g). ¿Cuánto calor se liberará durante esta reacción si se obtuvieran 67,2 litros de metano en condiciones normales?

Respuesta: 618,48 kJ

Escribamos la ecuación de reacción:

CO (g) + 3H 2 (g) > CH 4 (g) + H 2 O (g)

Calculemos el cambio de entalpía de esta reacción:

Así, la ecuación queda:

CO(g) + 3H2(g) > CH4(g) + H2O(g) + 206,16 kJ

Esta ecuación es válida para la formación de 1 mol o 22,4 litros (n.s.) de metano. Cuando se forman 67,2 litros o 3 moles de metano, la ecuación toma la forma:

• 3CO (g) + 9H 2 (g) > 3CH 4 (g) + 3H 2 O (g) + 618,48 kJ
• 3. La entropía disminuye o aumenta durante las transiciones: a) agua a vapor; b) ¿grafito en diamante? ¿Por qué? Calcule ?S°298 para cada transformación. Sacar una conclusión sobre el cambio cuantitativo de entropía durante las transformaciones de fase y alotrópicas.

Respuesta: a) 118,78 J/(mol K); b) - 3,25 J/(mol·K)

a) Cuando el agua se convierte en vapor, la entropía del sistema aumenta.

En 1911, Max Planck propuso el siguiente postulado: la entropía de un cristal de sustancia pura formado correctamente en el cero absoluto es cero. Este postulado puede explicarse mediante la termodinámica estadística, según la cual la entropía es una medida del desorden de un sistema a nivel micro:

donde W es el número de estados diferentes del sistema disponibles para él en determinadas condiciones, o la probabilidad termodinámica del macroestado del sistema; R = 1,38,10-16 ergio/grado - constante de Boltzmann.

Es obvio que la entropía del gas supera significativamente la entropía del líquido. Esto se confirma mediante cálculos:

H2O(l)< H2O(г)

• ?S°prot. = 188,72 - 69,94 = 118,78 J/mol*K
• b) Cuando el grafito se transforma en diamante, la entropía del sistema disminuye, porque el número de estados diferentes del sistema disminuye. Esto se confirma mediante cálculos:

Cgraf. > Salmo.

S°prot. = 2,44 - 5,69 = -3,25 J/mol*K

Conclusión sobre el cambio cuantitativo en la entropía durante las transformaciones de fase y alotrópicas, ya que la entropía caracteriza el desorden del sistema, luego, durante las transformaciones alotrópicas, si el sistema se vuelve más ordenado (en este caso, el diamante es más duro y resistente que el grafito), entonces la entropía del sistema disminuye. Durante las transformaciones de fase: cuando una sustancia pasa de una fase sólida, líquida, a una fase gaseosa, el sistema se vuelve menos ordenado y la entropía aumenta y viceversa.

Vídeotutorial 2: Cálculos utilizando ecuaciones termoquímicas.

Conferencia: Efecto térmico de una reacción química. Ecuaciones termoquímicas

Efecto térmico de una reacción química.

Termoquímica es una rama de la química que estudia la temperatura, es decir. Efectos térmicos de las reacciones.

Como sabes, cada elemento químico tiene n cantidades de energía. Nos enfrentamos a esto todos los días, porque... En cada comida nuestro cuerpo almacena energía a partir de compuestos químicos. Sin esto, no tendremos fuerzas para movernos ni trabajar. Esta energía mantiene una t constante de 36,6 en nuestro cuerpo.

En el momento de las reacciones, la energía de los elementos se gasta en la destrucción o en la formación de enlaces químicos entre los átomos. Se debe gastar energía para romper un enlace y liberarla para formarlo. Y cuando la energía liberada es mayor que la energía gastada, el exceso de energía resultante se convierte en calor. De este modo:

La liberación y absorción de calor durante las reacciones químicas se llama efecto térmico de la reacción, y se designa con las letras Q.

Reacciones exotérmicas– en el proceso de tales reacciones se libera calor y se transfiere al medio ambiente.

Este tipo de reacción tiene un efecto térmico positivo +Q. Como ejemplo, tomemos la reacción de combustión del metano:

Reacciones endotérmicas– En el proceso de tales reacciones, se absorbe calor.

Este tipo de reacción tiene un efecto térmico negativo -Q. Por ejemplo, considere la reacción del carbón y el agua a una t alta:

Ecuaciones termoquímicas

El efecto térmico de una reacción se determina mediante la ecuación termoquímica. ¿En qué se diferencia? En esta ecuación, junto al símbolo de un elemento, se indica su estado de agregación (sólido, líquido, gaseoso). Esto debe hacerse porque El efecto térmico de las reacciones químicas está influenciado por la masa de la sustancia en estado agregado. Al final de la ecuación, después del signo =, se indica el valor numérico de los efectos térmicos en J o kJ.

Como ejemplo, se presenta una ecuación de reacción que muestra la combustión de hidrógeno en oxígeno: H 2 (g) + ½O 2 (g) → H 2 O (l) + 286 kJ.

La ecuación muestra que se liberan 286 kJ de calor por 1 mol de oxígeno y por 1 mol de agua formada. La reacción es exotérmica. Esta reacción tiene un efecto térmico significativo.

Cuando se forma cualquier compuesto, se liberará o absorberá la misma cantidad de energía que la que se absorbe o libera durante su descomposición en sustancias primarias.

Casi todos los cálculos termoquímicos se basan en la ley de la termoquímica: la ley de Hess. La ley fue formulada en 1840 por el famoso científico ruso G. I. Hess.

Ley básica de la termoquímica.: el efecto térmico de una reacción depende de la naturaleza y el estado físico de las sustancias iniciales y finales, pero no depende de la trayectoria de la reacción.

Al aplicar esta ley, será posible calcular el efecto térmico de una etapa intermedia de una reacción si se conocen el efecto térmico general de la reacción y los efectos térmicos de otras etapas intermedias.

El conocimiento del efecto térmico de una reacción es de gran importancia práctica. Por ejemplo, los nutricionistas los utilizan a la hora de preparar una dieta adecuada; en la industria química, este conocimiento es necesario a la hora de calentar reactores y, finalmente, sin calcular el efecto térmico es imposible poner un cohete en órbita.

El concepto de ecuaciones de reacción termoquímica.

Las ecuaciones de reacciones químicas en las que se indica el efecto térmico se denominan ecuaciones termoquímicas. El efecto térmico se da como el valor del cambio en la entalpía de la reacción AN. En las ecuaciones termoquímicas, a diferencia de las ecuaciones químicas ordinarias, se deben indicar los estados agregados de las sustancias (líquido “líquido”, sólido “sólido” o gaseoso “g”). Esto se debe al hecho de que la misma sustancia en diferentes estados de agregación tiene diferente entalpía. Por tanto, una reacción química en la que participan sustancias idénticas, pero en diferentes estados de agregación, se caracteriza por un efecto térmico diferente.

El efecto térmico de una reacción en ecuaciones termoquímicas se denota de dos formas:

1) indique solo el signo AN, si solo necesita anotar si la reacción es exo o endotérmica:

El cambio de entalpía dado en la ecuación termoquímica es la misma parte de la ecuación química que las fórmulas de las sustancias y, por lo tanto, obedece a las mismas relaciones. Por ejemplo, para la ecuación de combustión de etano:

Para otras cantidades de reactivos o productos, la cantidad de calor cambiará proporcionalmente.

A menudo, para facilitar el uso de ecuaciones termoquímicas, los coeficientes en ellas se reducen de modo que las fórmulas de las sustancias utilizadas para los cálculos estén precedidas por un coeficiente 1. Por supuesto, en este caso, otros coeficientes pueden resultar fraccionarios, y es necesario reducir proporcionalmente el valor del cambio de entalpía. Así, para la reacción del sodio con agua dada anteriormente, podemos escribir la ecuación termoquímica:

Elaboración de ecuaciones de reacción termoquímica Ejemplo 1. Cuando el nitrógeno reacciona con 1 mol de una sustancia con oxígeno para formar óxido de nitrógeno (N), se absorben 181,8 kJ de energía. Escribe una ecuación termoquímica para la reacción.

Solución. Como se absorbe energía, AH es un número positivo. La ecuación termoquímica quedaría así:

Ejemplo 2. Para la reacción de síntesis de yoduro de hidrógeno a partir de sustancias gaseosas simples AN = +52 kJ/mol. Escribe una ecuación termoquímica para la descomposición del yoduro de hidrógeno en sustancias simples.

Solución. Las reacciones de síntesis de yoduro de hidrógeno y su descomposición son reacciones opuestas. Analizando la figura 18.4, podemos concluir que en este caso las sustancias, y por tanto sus entalpías, son las mismas. La única diferencia es qué sustancia es el producto de la reacción y cuál es el reactivo. Con base en esto, concluimos que en procesos opuestos los AN son idénticos en valor, pero diferentes en signo. Entonces, para la reacción de síntesis de yoduro de hidrógeno:

Dado que en la práctica se mide la masa o el volumen de sustancias, existe la necesidad de componer ecuaciones termoquímicas utilizando precisamente estos datos. Ejemplo. Cuando se formó agua líquida que pesaba 18 g, las sustancias simples liberaron 241,8 kJ de calor. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción. Solución. El agua que pesa 18 g corresponde a la cantidad de sustancia n(H 2 O) = m / M = 18 g / 18 g / mol = 1 mol. Y en la ecuación para la reacción de formación de agua a partir de sustancias simples, la fórmula del agua está precedida por un coeficiente 2. Esto significa que en la ecuación termoquímica es necesario tener en cuenta el cambio de entalpía cuando se forma agua con una Cantidad de sustancia de 2 moles, es decir, 241,8. 2 = 483,6:

Las etiquetas de los alimentos deben incluir datos sobre su valor energético, lo que a menudo se denomina contenido calórico. A la mayoría de las personas, la información sobre el contenido calórico de los alimentos les hace pensar: "¿Cuánto peso ganaré si como esto?" De hecho, los números indicados en la etiqueta son el efecto térmico de la reacción de combustión completa de 100 g de este producto con dióxido de carbono y agua. Este efecto térmico a menudo se expresa en unidades de medida de calor obsoletas: calorías o kilocalorías (1 cal = 4,18 J, 1 kcal = 4,18 kJ), de donde proviene el término "caloría".

idea clave

El cambio de entalpía es una característica cuantitativa del calor liberado o absorbido durante una reacción química.

Tareas para dominar el material.

210. ¿Qué ecuaciones de reacción se llaman termoquímicas?

211. Determine cuáles de las ecuaciones termoquímicas dadas corresponden a procesos exotérmicos. ¿Procesos endotérmicos?

212. Utilizando la ecuación termoquímica para la síntesis de amoníaco, calcule cuánto calor se liberará: a) cuando se consume nitrógeno en una cantidad de 1 mol de la sustancia; b) la formación de amoniaco con una cantidad de sustancia de 2 moles. 1\1 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (n); DN = -92 kJ/mol.

213. El cambio de entalpía de la reacción de combustión del carbón es 393,5 kJ/mol. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción.

214. Cuando se quema metano, 1 mol de la sustancia libera 890 kJ de energía. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción.

215. El óxido de hierro(11) se reduce mediante óxido de carbono(11) a hierro. Esta reacción va acompañada de la liberación de 1318 kJ de calor cuando se produce 1 mol de hierro. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción.

216. Cuando el hidrógeno interactúa con el yodo, se forma yoduro de hidrógeno con una cantidad de sustancia de 2 moles. En este caso se absorbieron 101,6 kJ de energía. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción.

217. Utilizando las ecuaciones termoquímicas de la tarea 211, cree ecuaciones termoquímicas para las reacciones: a) la formación de óxido de mercurio (II) a partir de sustancias simples; b) descomposición del cloruro de hidrógeno; c) la formación de glucosa durante la fotosíntesis.

218. Durante la combustión de óxido de carbono(I), 2 moles de una sustancia liberan 566 kJ de energía. Escribe una ecuación termoquímica para la reacción.

219. La descomposición de carbonato de bario que pesa 197 g requiere 272 kJ de calor. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción.

220. Cuando el hierro que pesa 56 g interactúa con el azufre, se liberan 95 kJ de calor. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción.

221. Compare las ecuaciones termoquímicas dadas y explique las diferencias en el cambio de entalpía:

222*. El cambio en la entalpía de la reacción de neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de sodio es -56,1 kJ/mol y con hidróxido de potasio - -56,3 kJ/mol. Cuando el ácido nitrato reacciona con el hidróxido de litio, el cambio de entalpía es -55,8 kJ/mol. ¿Por qué crees que los efectos térmicos de estas reacciones son casi los mismos?

Este es material de libro de texto.

De los materiales de la lección aprenderá qué ecuación de reacción química se llama termoquímica. La lección está dedicada al estudio del algoritmo de cálculo de la ecuación de reacción termoquímica.

Tema: Sustancias y sus transformaciones.

Lección: Cálculos utilizando ecuaciones termoquímicas.

Casi todas las reacciones ocurren con la liberación o absorción de calor. La cantidad de calor que se libera o absorbe durante una reacción se llama efecto térmico de una reacción química.

Si el efecto térmico se escribe en la ecuación de una reacción química, entonces dicha ecuación se llama termoquímico.

En las ecuaciones termoquímicas, a diferencia de las químicas ordinarias, se debe indicar el estado agregado de la sustancia (sólido, líquido, gaseoso).

Por ejemplo, la ecuación termoquímica para la reacción entre el óxido de calcio y el agua se ve así:

CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2(s) + 64 kJ

La cantidad de calor Q liberado o absorbido durante una reacción química es proporcional a la cantidad de sustancia del reactivo o producto. Por tanto, utilizando ecuaciones termoquímicas se pueden realizar diversos cálculos.

Veamos ejemplos de resolución de problemas.

Tarea 1:Determine la cantidad de calor gastado en la descomposición de 3,6 g de agua de acuerdo con el TCA de la reacción de descomposición del agua:

Puedes resolver este problema usando la proporción:

durante la descomposición de 36 g de agua, se absorbieron 484 kJ

durante la descomposición se absorbieron 3,6 g de agua x kJ

De esta manera, se puede construir una ecuación para la reacción. La solución completa al problema se muestra en la Fig. 1.

Arroz. 1. Formulación de la solución al problema 1.

El problema se puede formular de tal manera que será necesario crear una ecuación termoquímica para la reacción. Veamos un ejemplo de tal tarea.

Problema 2: Cuando 7 g de hierro interactúan con azufre, se liberan 12,15 kJ de calor. Con base en estos datos, cree una ecuación termoquímica para la reacción.

Llamo su atención sobre el hecho de que la respuesta a este problema es la propia ecuación de reacción termoquímica.

Arroz. 2. Formalización de la solución al problema 2

1. Colección de problemas y ejercicios de química: 8º grado: para libros de texto. PENSILVANIA. Orzhekovsky y otros “Química. 8vo grado” / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006. (p.80-84)

2. Química: inorgánica. química: libro de texto. para octavo grado educación general establecimiento /G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Educación, OJSC “Libros de texto de Moscú”, 2009. (§23)

3. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química/Capítulo. ed.V.A. Volodin, Ved. científico ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Recursos web adicionales

1. Resolución de problemas: cálculos mediante ecuaciones termoquímicas ().

2. Ecuaciones termoquímicas ().

Tarea

1) pág. 69 problemas nº 1,2 Del libro de texto “Química: inorgánica”. química: libro de texto. para octavo grado educación general institución." /G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Educación, OJSC “Libros de texto de Moscú”, 2009.

2) págs. 80-84 núm. 241, 245 de la Colección de problemas y ejercicios de química: 8º grado: para libros de texto. PENSILVANIA. Orzhekovsky y otros “Química. 8vo grado” / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.

Tarea 1.Ecuación de reacción termoquímica

El alcohol etílico gaseoso se puede obtener mediante la interacción de etileno y vapor de agua. Escribe la ecuación termoquímica de esta reacción, calculando su efecto térmico. ¿Cuánto calor se liberará si reaccionan 10 litros de etileno en condiciones ambientales?

Solución: Creemos una ecuación termoquímica para la reacción:

C 2 H 4 (r) + H 2 O (r) = C 2 H 5 OH (r) DHhr = ?

Según el corolario de la ley de Hess:

DHhr = DH C2H5OH(r) - DH C 2 H 4 (r) - DH H 2 O (r)

Sustituimos los valores de DH de la tabla:

DНхр = -235,31 – 52,28 – (-241,84) = -45,76 kJ

Un mol de etileno (nº) ocupa un volumen de 22,4 litros. Basándonos en el corolario de la ley de Avogardo, podemos crear la proporción:

22,4 l C 2 H 4 ¾ 45,76 kJ

10 l C 2 H 4 ¾DНхр DНхр =20,43 kJ

Si reaccionan 10 litros de C 2 H 4, se liberan 20,43 kJ de calor.

Respuesta: 20,43 kJ de calor.

Problema 2. Determinación de la entalpía de reacción.
Determinar el cambio de entalpía de una reacción química y su efecto térmico.
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Solución:
Utilizando el libro de referencia, determinamos las entalpías de formación de los componentes.
ΔH0 (NaOH) = -426 kJ/mol.
ΔH0 (H2SO4) = -813 kJ/mol.
ΔH0 (H2O) = -285 kJ/mol.
ΔH0 (Na2SO4) = -1387 kJ/mol.
Basándonos en el corolario de la ley de Hess, determinamos el cambio en la entalpía de la reacción:
ΔHх.р. = [ΔH(Na 2 SO 4) + 2ΔH(H 2 O)] - [ΔH(H 2 SO 4) + 2ΔH(NaOH)] =
= [-1387 + 2(-285)] - [-813 + 2(-426)] = - 1957 - (-1665) = - 292 kJ/mol.
Definamos el efecto térmico:
Q = - ΔHх.р. = 292 kJ.
Respuesta: 292 kJ.
Tarea 3.El apagado con cal se describe mediante la ecuación: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2.
ΔHх.р. = -65 kJ/mol. Calcule el calor de formación del óxido de calcio si ΔH 0 (H 2 O) = -285 kJ/mol,
ΔH0 (Ca(OH)2) = -986 kJ/mol.
Solución:
Escribamos según la ley de Hess:
ΔHх.р. = ΔH 0 (Ca(OH) 2) - ΔH 0 (H 2 O) - ΔH 0 (CaO)
Desde aquí,
ΔH0(CaO) = ΔH0 (Ca(OH)2) - ΔH 0 (H 2 O) - ΔHх.р. = - 986 - (-285) - (-65) = - 636 kJ/mol.

Respuesta: - 636 kJ/mol.

Tarea 4.Calcule la entalpía de formación de sulfato de zinc a partir de sustancias simples a T = 298 K basándose en los siguientes datos:
ZnS = Zn + S ΔH 1 = 200,5 kJ
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 ΔH 2 = - 893,5 kJ
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ΔH 3 = - 198,2 kJ
ZnSO 4 = ZnO + SO 3 ΔH 4 = 235,0 kJ
Solución:
De la ley de Hess se desprende que, dado que el camino de transición no es importante, los cálculos siguen las reglas algebraicas de trabajar con ecuaciones ordinarias. En otras palabras, se pueden "mezclar" como quieras. Intentemos aprovechar esta oportunidad.
Necesitamos llegar a la ecuación:
Zn + S + 2O 2 = ZnSO 4.
Para ello, disponeremos el “material” disponible de modo que Zn, S, O 2 queden a la izquierda y sulfato de zinc a la derecha. Inviertamos la primera y cuarta ecuaciones de izquierda a derecha, y en la segunda y tercera dividamos los coeficientes por 2.
Obtenemos:
Zn + S = ZnS
ZnS + 1,5O 2 = ZnO + SO 2
ASI 2 + 0,5O 2 = ASI 3
ZnO + SO 3 = ZnSO 4.
Ahora simplemente sumemos las partes derecha y izquierda.
Zn + S + ZnS + 1,5O 2 + SO 2 + 0,5O 2 + ZnO + SO 3 = ZnS + ZnO + SO 2 + SO 3 + ZnSO 4
que sera igual
Zn + S + 2O 2 + ZnS + SO 2 + SO 3 + ZnO = ZnS + SO 2 + SO 3 + ZnO+ZnSO4

Al parecer sí, ¿qué pasa? Todo testado reducir (de nuevo, ¡pura aritmética!)
Y al final tenemos
Zn + S + 2O 2 = ZnSO 4 - según sea necesario.
Ahora aplicamos el mismo principio a las entalpías. La primera y cuarta reacciones se invirtieron, lo que significa que las entalpías recibirán el signo opuesto. Dividimos el segundo y el tercero por la mitad (ya que dividimos los coeficientes).
ΔH = - 200,5 + (-893,5/2) + (-198,2/2) + (-235,0) = - 981,35 kJ/mol.
Respuesta: - 981,35 kJ/mol.

Tarea 5.Calcule la entalpía de la reacción de oxidación completa del alcohol etílico a ácido acético si la entalpía de formación de todas las sustancias que participan en la reacción es igual a:

∆Нº arr. C2H5OHl = - 277 kJ/mol;

∆Нº arr. CH3COOH w = -487 kJ/mol;

∆Нº arr. H2Ow = -285,9 kJ/mol;

∆Нº arr. O 2 = 0

Solución: Reacción de oxidación del alcohol etílico:

C2H5OH + O2 = CH3COOH + H2O

De la ley de Hess se deduce que ∆Н r-ción = (∆Нº muestra CH 3 COOH + ∆Нº muestra H 2 O) –

(∆Hº muestra C 2 H 5 OH + ∆Hº muestra O 2) = - 487 – 285,9 + 277,6 = - 495,3 kJ.

Tarea 6.Determinación del valor calorífico

Calcule el calor de combustión del etileno C 2 H 4 (g) + 3O 2 = 2CO 2 (g) + 2H 2 O (g) si su calor de formación es 52,3 kJ/mol. ¿Cuál es el efecto térmico de la combustión de 5 litros? ¿etileno?
Solución:
Determinemos el cambio en la entalpía de la reacción según la ley de Hess.
Utilizando el libro de referencia determinamos las entalpías de formación de los componentes, kJ/mol:
ΔH0 (C2H4 (g)) = 52.
ΔH0 (CO2 (g)) = - 393.
ΔH0 (H2O (g)) = - 241.
ΔHх.р. = - = -1320 kJ/mol.
La cantidad de calor liberado durante la combustión de 1 mol de etileno Q = - ΔHх.р. = 1320kJ
La cantidad de calor liberado durante la combustión es de 5 litros. etileno:
Q1 = Q*V/Vm = 1320*5/22,4 = 294,6 kJ.
Respuesta: 294,6 kJ.

Tarea 7.Temperatura de equilibrio
Determine la temperatura a la que se produce el equilibrio del sistema:
ΔHх.р. = + 247,37 kJ.
Solución:
El criterio para la posibilidad de que ocurra una reacción química es la energía de Gibbs, ΔG.
ΔG< 0, реакция возможна.
ΔG = 0, umbral de posibilidad.
ΔG > 0, la reacción es imposible.
La energía de Gibbs está relacionada con la entalpía y la entropía mediante la relación:
ΔG = ΔH - TΔS.
Por lo tanto, para que se produzca el equilibrio (para alcanzar el umbral), se debe satisfacer la siguiente relación:
T = ΔH/ΔS
Determinemos el cambio de entropía como consecuencia de la ley de Hess.
CH4 (g) + CO2 (g) = 2CO (g) + 2H2 (g)
ΔS 0 h.r. = -
Habiendo escrito del libro de referencia en consecuencia. valores, resolvemos:
ΔS 0 h.r. = (2*198 + 2*130) - (186 + 213) = 656 - 399 = 257 J/mol*K = 0,257 kJ/mol*K.
T = ΔH/ΔS = 247,37/0,257 = 963 o K.
Respuesta: 963 sobre K.

Tarea 8.Signo de cambio de entropía

Sin hacer cálculos, determine el signo del cambio en la entropía de los procesos:
1. H2O(g) ---> H2O(l)
2. 2H 2 S + O 2 = 2S (sólido) + 2H 2 O (l)
3. (NH 4) 2 CO 3 (sólido) = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O (todos los productos son gaseosos).

Solución:
Dado que la entropía es una medida del desorden de un sistema, se cumple la regla general:
S(TV)< S(жидкость) < S(газ).
A la luz de esto, analicemos el problema.
1. El líquido se condensa del gas.
Desde S(líquido)< S(газ), ΔS < 0.
2. De 3 moles de gases se obtienen 2 moles de sólidos. sustancia y 2 moles de líquido.
Es obvio que ΔS< 0.
3. Los gases se obtienen de la materia sólida.
Desde S(tv.)< S(газ), ΔS > 0.

Tarea 9.Capacidad de proceso

Condiciones especificadas:
1. ΔS< 0, ΔH < 0
2. ΔS< 0, ΔH > 0
3. ΔS > 0, ΔH< 0
4. ΔS > 0, ΔH > 0
Analizar la posibilidad de que ocurra la reacción.
Solución:
En la solución nos basaremos en la fórmula: ΔG = ΔH - TΔS. (Para más detalles, consulte la tarea número 7).
1. En ΔS< 0, ΔH < 0.
El primer término de la fórmula (ΔH) es menor que cero y el segundo, debido al signo negativo de la entropía, es mayor que cero.
(-T(-ΔS) = +TΔS) . La posibilidad de una reacción estará determinada por la relación entre los valores del primer y segundo término. Si el valor de entalpía (módulo) es mayor que el producto TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), es decir en general, la energía de Gibbs será menor que cero, la reacción es posible.
2. ΔS< 0, ΔH > 0.
Tanto el primer como el segundo término son mayores que cero. La energía de Gibbs es mayor que cero. Ninguna reacción posible.
3. ΔS > 0, ΔH< 0.
El primer término es menor que cero, el segundo también es menor. La energía de Gibbs es menor que cero, la reacción es posible.
4. ΔS > 0, ΔH > 0
El primer término de la fórmula (ΔH) es mayor que cero, y el segundo, debido al signo positivo de la entropía, es mayor que cero.
(-T(+ΔS) = - TΔS) . La posibilidad de una reacción estará determinada por la relación entre los valores del primer y segundo término. Si el valor de entalpía (módulo) es mayor que el producto TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), es decir en general, la energía de Gibbs será mayor que cero, la reacción es imposible. Sin embargo, al aumentar la temperatura, el segundo término aumentará (en valor absoluto) y, más allá de un cierto límite de temperatura, la reacción será posible.
Respuesta: 1 – posible; 2 - imposible.; 3 – posible; 4 – posible.
Problema 10.Con base en los calores estándar de formación y las entropías estándar absolutas de las sustancias correspondientes, calcule DG o 298 de la reacción CO (g) + H 2 O (l) = CO 2 (g) + H 2 (g) ¿Es esta reacción? ¿Es posible en condiciones estándar?

Solución: DG o se determina a partir de la ecuación DG o =DH o -TDS ​​​​o

DHхр = DH CO2 - DH CO - DH H2O (l) == -393,51 – (110,52) – (-285,84) = -218,19 kJ.

DSхр = S CO2 + S H2 - S CO – S H2O (l) = = 213,65+130,59–197,91–69,94=76,39 J/mol×K

o 0,07639 kJ.

DG = -218,19 – 298 × 0,07639 = -240,8 kJ

Director General<0, значит реакция возможна.

Respuesta: una reacción es posible.

Opciones para tareas de prueba.

Opción 1

1. ¿Cómo calcular el cambio en la energía de Gibbs en una reacción basándose en las características termodinámicas de los materiales de partida y los productos de la reacción?

2. Calcule el efecto térmico de la reacción de reducción del óxido de hierro (II) con hidrógeno con base en las siguientes ecuaciones termoquímicas:

FeO(k) + CO(g) = Fe(k) + CO2 (g); ∆Н 1 = -13,18 kJ;

CO (g) + O 2 (g) = CO 2 (g); ∆H2 = -283,0 kJ;

H2 (g) + O2 (g) = H2O (g); ∆H3 = -241,83 kJ.

Respuesta: +27,99 kJ.

Opción 2

1. ¿Cuáles son las condiciones termodinámicas para que ocurra espontáneamente una reacción química?

2. El alcohol etílico gaseoso C 2 H 5 OH se puede obtener mediante la interacción de etileno C 2 H 4 (g) y vapor de agua. Escribe la ecuación termoquímica de esta reacción, habiendo calculado primero su efecto térmico. Respuesta:-45,76 kJ.

Opción 3

1. ¿Qué se llama ecuación termoquímica? ¿Por qué es necesario indicar el estado de agregación de las sustancias y sus modificaciones polimórficas?

2. El cloruro de amonio cristalino se forma mediante la interacción de amoníaco gaseoso y cloruro de hidrógeno. Escribe la ecuación termoquímica de esta reacción, habiendo calculado primero su efecto térmico. ¿Cuánto calor se liberará si en la reacción se consumieran 10 litros de amoníaco, calculado en condiciones normales? Respuesta: 78,97 kJ.

Opción 4

1. ¿Cuáles son los dos sistemas de símbolos para los efectos térmicos?

2. El efecto térmico de la reacción de combustión del benceno líquido con formación de vapor de agua y dióxido de carbono es -3135,58 kJ. Formule una ecuación termoquímica para esta reacción y calcule el calor de formación de C 6 H 6 (l). Respuesta: +49,03 kJ.

Opción 5

1. ¿Cuál es el calor estándar (entalpía) de formación de un compuesto? ¿Qué condiciones se llaman estándar?

2. Escribe la ecuación termoquímica de la reacción entre CO(g) e hidrógeno, como resultado de la cual se forman CH 4 (g) y H 2 O(g). ¿Cuánto calor se liberará durante esta reacción si se obtuvieran 67,2 litros de metano en condiciones normales? Respuesta: 618,48 kJ.

Opción 6

1. Formule la ley de Hess y una consecuencia de esta ley. ¿Cuál es la relación entre la ley de Hess y la ley de conservación de la energía?

2. La reducción de Fe 3 O 4 con monóxido de carbono sigue la ecuación

Fe 3 O 4 (k) + CO (g) = 3FeO (k) + CO 2 (g).

Calcule ∆G 0 298 y saque una conclusión sobre la posibilidad de que esta reacción ocurra espontáneamente en condiciones estándar. ¿A qué es igual ∆S 0 298 en este proceso? Respuesta:+24,19 kJ; +31,34 J/K.

Opción 7

1. ¿En qué dirección ocurren espontáneamente las reacciones químicas? ¿Cuál es la fuerza impulsora de un proceso químico?

2. La combustión de 11,5 g de alcohol etílico líquido liberó 308,71 kJ de calor. Escribe la ecuación termoquímica de la reacción que da como resultado la formación de vapor de agua y dióxido de carbono. Calcule el calor de formación de C 2 H 5 OH (l). Respuesta: -277,67 kJ.

Opción 8

1. ¿Cuál es el potencial isobárico-isotérmico de una reacción química y cómo se relaciona con el cambio de entalpía y entropía de la reacción?

2. El efecto térmico de la reacción es –560,0 kJ. Calcular el calor estándar de formación .Respuesta: 83,24 kJ/mol.

Opción 9

1. ¿Cuál es la entropía de una reacción?

2. Con base en los valores de los calores estándar de formación y las entropías estándar absolutas de las sustancias correspondientes, calcule ∆G 0 298 de la reacción que ocurre según la ecuación NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl(k). ¿Puede esta reacción ocurrir espontáneamente en condiciones estándar? Respuesta: -92,08 kJ.

Opción 10

1. ¿Cómo cambia la entropía al aumentar el movimiento de partículas en el sistema?

2. Usando valores reactivos, calcular reacción y determinar si puede ocurrir en condiciones estándar.

Opción 11

1. Conceptos Básicos de Termodinámica: sistema, fase, tipos de sistemas, parámetros del estado de los sistemas, tipos de procesos.

2. Determinar la entalpía de la reacción de fermentación alcohólica de la glucosa.

C6H12O62C2H5OH + 2CO2

enzimas

∆Hº 298 (C 6 H 12 O 6) = - 1273,0 kJ/mol

∆Hº 298 (C 2 H 5 OH) = - 1366,91 kJ/mol

∆Hº 298 (CO 2) = - 393,5 kJ/mol

Opción 12

1. La primera ley de la termodinámica para procesos isocóricos e isobáricos. Entalpía.

2. Determinar la entalpía de la reacción: NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (T)

∆Нº 298 (НCl) = - 92,3 kJ/mol

∆Нº (NН 3) = - 46,2 kJ/mol

∆Нº (NH 4 Cl) = - 313,6 kJ/mol

Opción 13

1. Termoquímica: reacciones exo y endotérmicas. Ecuaciones termoquímicas, sus características.

2. Determine cuál de estas reacciones es exo y cuál es endotérmica. Justifica tu respuesta.

N 2 + O 2 D 2NO ∆Н = + 80 kJ

N 2 + 3H 2 D 2NO 3 ∆Н = - 88 kJ

Opción 14

1. ¿Cuáles son los parámetros del sistema? ¿Qué parámetros conoces?

2. Calcule la entalpía de formación de anhídrido sulfúrico gaseoso si la combustión de 16 g de azufre libera 197,6 kJ de calor.

Opción 15

1. Enumere las funciones del estado del sistema.

4HCl (g) + O2 (g) ↔ 2H2O (g) + 2Cl2 (g); ∆H = -114,42 J.

¿Es el cloro o el oxígeno el agente oxidante más fuerte en este sistema y a qué temperatura? Respuesta: 891K.

Opción 16

1. ¿Qué tipos de procesos termodinámicos conoces?

2. ¿Cómo podemos explicar que en condiciones estándar la reacción exotérmica H 2 (g) + CO 2 (g) = CO (g) + H 2 O (l); ∆H = -2,85 kJ. Conociendo el efecto térmico de la reacción y las entropías estándar absolutas de las sustancias correspondientes, determine ∆G 0 298 de esta reacción. Respuesta: -19,91 kJ.

Opción 17

1. Ley de Hess y consecuencias que de ella se derivan.

2. Identificar sistemas. Respuesta: 160,4 J/(mol·K).

Opción 18

1. ¿En qué se diferencia la entalpía de formación de una sustancia de la entalpía de reacción?

2. Calcule ∆H 0 ,∆S 0 ,∆G 0 T de la reacción que se desarrolla según la ecuación Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 (g) = 2Fe (k) + 2H 2 O (g). ¿Es posible la reacción de reducción de Fe 2 O 3 con hidrógeno a 500 y 2000 K? Respuesta: +96,61 kJ; 138,83 J/K; 27,2 kJ; -181,05 kJ.

Opción 19

2. ¿El efecto térmico de qué reacción es igual al calor de formación de metano? Calcule el calor de formación del metano con base en las siguientes ecuaciones termoquímicas:

H2(g) + O2(g) = H2O; ∆H1 = -285,84 kJ;

C(k) + O2 (g) = CO2 (g); ∆H2 = -393,51 kJ;

CH4 (g) + 2O2 (g) = 2H2O (l) + CO2 (g); ∆H3 = -890,31 kJ.

Respuesta: -74,88 kJ.

Opción 20

1. ¿Qué procesos van acompañados de un aumento de entropía?

2. Después de contar las reacciones, determine cuál de las dos reacciones es termodinámicamente posible: ; .

Opción 21

1. ¿Cuál es la entalpía de formación estándar?

2. Basándose en los calores estándar de formación y las entropías estándar absolutas de las sustancias correspondientes, calcule ∆G 0 298 de la reacción que se desarrolla según la ecuación CO 2 (g) + 4H 2 (g) = CH 4 (g) + 2H 2 O (l). ¿Es posible esta reacción en condiciones estándar? Respuesta: -130,89kJ.

Opción 22

1. ¿Cuál es el signo de ∆ G del proceso de derretimiento del hielo a 263 K?

2. La entropía disminuye o aumenta durante la transición de a) agua a vapor; b) ¿grafito en diamante? ¿Por qué? Calcule ∆S 0 298 para cada transformación. Saque una conclusión sobre el cambio cuantitativo de entropía durante las transformaciones de fase y alotrópicas. Respuesta: a) 118,78 J/(mol∙K); b) -3,25 J/(mol∙K).

Opción 23

1. ¿Cuál es el signo de ∆ H del proceso de combustión del carbón?

2. En condiciones estándar, la reacción se desarrolla de forma espontánea. Determine los signos de ∆Nor ∆S en este sistema.

Opción 24

1. ¿Cuál es el signo de ∆ S del proceso de sublimación “hielo seco”?

2. Calcule ∆HO, ∆S O, ∆G O T de la reacción que se desarrolla según la ecuación TiO 2 (k) + 2C (k) = Ti (k) + 2CO (g). ¿Es posible la reacción de reducción del TiO 2 con carbono a 1000 y 3000 K? Respuesta:+722,86 kJ; 364,84 J/K; +358,02 kJ; -371,66 kJ.

Opción 25

1. ¿Cuál es el signo del cambio de entropía durante el proceso de ebullición del agua?

2. Encuentre el cambio en la energía interna durante la evaporación de 75 g de alcohol etílico en el punto de ebullición, si el calor específico de evaporación es 857,7 J/g y el volumen específico de vapor en el punto de ebullición es 607 cm 3 /g. . Desprecie el volumen de líquido. Respuesta: 58,39 kJ.

Opción 26

1. II ley de la termodinámica. Teorema de Carnot-Clausius.

2. Calcular el consumo de energía térmica durante la reacción si se obtuvieran 336 g de hierro. Respuesta: –2561,0 kJ.

Opción 27

1. III ley de la termodinámica.

2. La reacción de combustión del acetileno se desarrolla según la ecuación.

C 2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2CO 2 (g) + H 2 O (l)

Calcule ∆G 0 298 y ∆S 0 298. Explique la disminución de entropía como resultado de esta reacción. Respuesta: -1235,15 kJ; -216,15 J/(mol∙K).

Opción 28

1. Teorema de Nernst.

2. Cuando el gas amoníaco se quema, se forman vapor de agua y óxido de nitrógeno. ¿Cuánto calor se liberará durante esta reacción si se obtuvieran 44,8 litros de NO, calculados en condiciones normales? Respuesta: 452,37 kJ.

Opción 29

1. Postulado de Planck.

2. ¿A qué temperatura alcanzará el equilibrio el sistema?

CH4 (g) + CO2 (g) ↔ 2CO (g) + 2H2 (g); ∆Н = +247,37 kJ?

Opción 30

1. Conceptos básicos de los cálculos termodinámicos.

2. Habiendo calculado el efecto térmico y el cambio de energía de Gibbs a 25ºC para la reacción, determine para esta reacción. Respuesta: –412,4 J/(mol·K).

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