ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Энергетика химических процессов

Химические реакции протекают с выделением или с поглощением энергии. Обычно эта энергия выделяется или поглощается в виде теплоты. Выделение теплоты при взаимодействии различных веществ заставляет признать, что эти вещества ещё до реакции в скрытой форме обладали определённой энергией. Такая форма энергии, скрытая в веществах и освобождающаяся при химических реакциях, называется внутренней энергией вещества. Внутренняя энергия вещества (U)-это полная энергия частиц, составляющих данное вещество. Она слагается из кинетической и потенциальной энергий частиц. Если внутренняя энергия системы уменьшается, то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если же внутренняя энергия системы возрастает, то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции).

Количество теплоты (энергии), выделяемое или поглощаемое системой в ходе реакции при проведении её при постоянной температуре и постоянном давлении, называется тепловым эффектом.

Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии U определится уравнением: U=Q – A.

Если в ходе процесса не производится никакой работы, в том числе работы расширения против внешнего давления, т. е. если объём системы не изменяется, то U=Q_V, где Q_V – теплота, поглощённая системой при постоянном объёме.

В случае химической реакции, протекающей без изменения объёма системы, изменение внутренней энергии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту этой реакции.

Чаще всего химические реакции протекают при постоянном давлении. При этом удобно пользоваться величиной энтальпии Н, определяемой соотношением: H=U+pV. При постоянном давлении и при условии, что в ходе реакции совершается только работа расширения (А=p V): H= U+p V или U= H-p V. Учитывая, что U=Q-A получаем: H=Q_P при указанных условиях, где Q_P – теплота, поглощённая системой при постоянном давлении. В случае химической реакции изменение энтальпии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции, проведённой при постоянном давлении. Изменение внутренней энергии или энтальпии принято относить к тому случаю, когда все исходные вещества и все продукты реакции находятся в стандартных состояниях. Стандартным состоянием вещества называется его состояние в виде чистого вещества при давлении, равном нормальному атмосферному давлению (101,325 кПа) и температуре 25⁰ С (298⁰ К).

Стандартное изменении энтальпии при химической реакции обозначается: H⁰₂₉₈.

Стандартная энтальпия реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. Эту величину обычно выражают в кДж/моль. Следовательно, энтальпия и внутренняя энергия образования простых веществ равны 0.

Энергетические изменения, происходящие в ходе реакции, изучаются в разделе химии – термохимии.

Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций) называются термохимическими уравнениями.

В основе термохимии лежит закон Г. И. Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ, и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Практически важно и следствие из закона Гесса: стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ. При каждом суммировании следует учитывать число молей участвующих в реакции веществ в соответствии с уравнением реакции: H⁰₂₉₈= å n_кон H⁰_f _кон – ån_нач H⁰_f_нач – тепловой эффект реакции,

где n – число молей, участвующих в реакции веществ,

H⁰_f_нач – теплоты образования начальных веществ,

H⁰_{f кон} - теплоты образования конечных веществ.

Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов: 1) тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей энтальпией (в случае изобарных процессов) и 2) тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.

Мерой вероятности состояния системы в термодинамике считают энтропию (S). Размерность энтропии Дж/моль∙К. Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии. Изменение энтропии системы в результате химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ. Суммирование ведётся так же с учётом числа молей участвующих в реакции веществ.

Критерием самопроизвольности протекания химической реакции служит энергия Гиббса: G=H-T∙S. Изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ, суммирование производят с учётом числа молей, участвующих в реакции веществ.

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается ( G<0). Значения S⁰₂₉₈, H⁰₂₉₈, G⁰₂₉₈ образования некоторых веществ являются табличными данными и приведены в приложении.

Химическая кинетика

Раздел химии, рассматривающий скорости и механизм химических реакций, называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объёма системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции). Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов.

Закон действия масс: скорость химической реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагирующих веществ, взятых степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции аА+bB®cC+dD закон действия масс будет выглядеть так: u=k∙[A]^a∙[B]^b,

где [A] и [B] – концентрации вступающих в реакцию веществ;

a, b – стехиометрические коэффициенты;

k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и от температуры.

При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твёрдой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.

Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры приближённо описывается эмпирическим правилом Вант - Гоффа: при нагревании на 10⁰ константа скорости увеличивается в 2-4 раза, т. е. k_t₊₁₀/k_t=2-4=g, где k_t – константа скорости при температуре t, k_t₊₁₀ – константа скорости при температуре t+10, g - температурный коэффициент.

В общем случае, если температура изменилась на t:

Вещества, которые изменяют скорость химического процесса, оставаясь при этом неизменными, называются катализаторами. Различают гомогенный и гетерогенный катализ, в зависимости от того находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества или образует самостоятельную фазу. Действие катализатора связано с тем, что он вступает в промежуточное взаимодействие с реагирующими веществами, направляя процесс по новому пути с меньшей энергией активации.

Химическое равновесие

Это понятие применимо только для обратимых реакций, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением равновесия, при котором скорости прямой и обратной реакции равны. В случае обратимой химической реакции aA+bB = cC+dD константа равновесия будет равна , где [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации;

a, b, c, d - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Чем больше K, тем больше в реакционной системе в момент равновесия концентрации конечных продуктов. Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ, от температуры, от давления (в случае неконденсированных систем) и не зависит от начальных концентраций реагирующих веществ.

При неизменных условиях химическое равновесие сохраняется сколь угодно долго. При изменении условий равновесие нарушается. Направление смещения равновесия определяется принципом Ла – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрации участвующих в реакции веществ), то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т. е. охлаждением системы; повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т. е. в направлении, приводящем к понижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакции ведёт к смещению равновесия в сторону прямой реакции; уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции.

Константа равновесия химической реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции уравнением: ∆G⁰_T= -2,3 RT lg K_T.

4. Вопросы для самоконтроля по теме: «Закономерности протекания химических реакций»

1. Что называется тепловым эффектом химической реакции?

2. Сформулировать закон Гесса и следствие из него.

3. Дать определение стандартной величины энтальпии образования вещества.

4. Что представляет собой термохимическое уравнение?

5. Какие реакции называются экзо- и эндотермическими?

6. В каком направлении химические реакции протекают самопроизвольно?

7. Как изменяется энтропия в процессах: кристаллизации, конденсации, сжатии, полимеризации?

8. Дать определение скорости химической реакции.

9. Сформулировать закон действия масс, правило Вант – Гоффа.

10. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

11. Для каких реакций применимо понятие химического равновесия?

12. Что показывает величина константы равновесия?

13. От чего зависит константа равновесия?

14. В каком направлении сместится равновесие реакции при повышении температуры? CO (г)+2H₂(г)=CH₃OH (г)+ H

5. Контрольные задания

№1

1. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

2. Учитывая, что NO2 окрашен, а N2O4 бесцветен, и исходя из знака изменения энтропии в реакции 2NO2(г) = N2O4(г), предсказать, как изменится окраска в системе NO2 - N2O4 с ростом температуры:

а) усилится; б) ослабеет.

3. Окисление диоксида протекает по уравнению:

2SO2(г)+O2=2SO3(г). Как изменится скорость реакции, если объем системы уменьшить в 4 раза.

4. Определить константу равновесия реакции

C(к)+H2O(г)=CO(г)+H2(г) при температуре 298˚К и р = 1атм.

5. Куда сместится равновесие данной реакции при введении в систему дополнительного количества Н2? Ответ обосновать.

№2

1. Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.

2. В каком из следующих случаев реакция неосуществима при любых температурах:

а) ∆H>0, ∆S>0; б) ∆H>0, ∆S<0; в) ∆H<0, ∆S<0.

3. Окисление серы протекает по уравнению: S(к)+O2(г)=SO2(г)

Как изменится скорость реакции, если объем системы уменьшить в 4 раза.

4. Константа равновесия при некоторой температуре для реакции равна 0,5. Найти равновесные концентрации CO и CO2, если начальныеконцентрации этих веществ составляли: [CO]0=0,05 моль/л, [CO2]0=0,01 моль/л: FeO(к)+CO(г)=Fe(к)+CO2(г).

5. Куда сместится равновесие данной выше реакции при уменьшении концентрации угарного газа. Ответ обосновать.

№3

1. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и Н2(г), в результате которой образуются СН4(г) и Н2О(г).

Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2л метана в пересчете на нормальные условия.

2. Не производя вычислений, установить знак изменения энтропии для реакции: NH4NO3(к) = N2O(г)+2H2O(г). Почему?

3.Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В2 в системе 2А2(г)+В2(г)=2А2В(г), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

4. Равновесие в системе Н2(г)+I2(г)=2НI(г) установилось при следующих концентрациях: [H2]=0,025 моль/л; [I2]=0,005 моль/л; [HI]=0,09 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.

5. Куда сместится равновесие вышеуказанной реакции при уменьшении давления в системе. Ответ обосновать.

№4

1. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен – 3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования C6H6(ж )

2. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии для реакции: 4HCl(г)+O2(г)= 2Cl2(г) +2H2O(г), почему ?

3. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 K, если энергию активации ее уменьшить на 4кДж/моль.

4. В замкнутом сосуде протекает реакция AB(г)=A(г)+B(г). Константа равновесия реакции равна 0,04, а равновесная концентрация вещества B составляет 0,02 моль/л. Найти начальную концентрацию вещества AB. Сколько процентов вещества AB разложилось.

5. C(к) + CO2(г) = 2CO(г) ∆H=172,5 кДж. Куда сместится равновесие реакции при увеличении температуры в системе. Ответ обосновать.

№5

1. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н. у.) ацетилена C2H2, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды?

2. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии:

CH3COOH (водн.) = CH3COO‾ (водн.) + H⁺ (водн.). Почему?

3. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25˚C.

4. После смешивания газов A и B в системе A(г)+B(г)=C(г)+D(г) устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [B]=0,05моль/л; [C]=0,02 моль/л; [A] =0,2 моль/л. Найти константу равновесия реакции.

5. 2CO(г)+O2(г)=2CO2(г) + 566кДж. Куда сместится равновесие при уменьшении температуры в системе. Ответ обосновать.

№6

1. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8л NO в пересчете на нормальные условия?

2. Не производя вычислений, указать знак изменения энтропии:

C(г)+CO2(г) =2CO(г). Почему?

3. Как изменится скорость реакции 2NO(г)+O2(г)→2NO2(г), если повысить концентрацию NO в 3 раза.

4. Константа равновесия реакции A+B=C+D равна единице. Начальная концентрация [A]0=0,02 моль/л. Сколько процентов вещества A подвергается превращению, если начальная концентрация [B]0=0,02 моль/л.

5. CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г) ∆H=179 кДж.

Куда сместится равновесие при уменьшении температуры в системе. Ответ обоснуйте.

№7

1. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода, вычислите теплоту образования C2H5OH (ж).

2. Не производя вычислений, указать ∆Sº для реакции:

MgO(к)+H2(г) = Mg(к) + H2O(ж). Почему?

3. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 до 300K скорость ее увеличится в 2 раза.

4. Считая, что ∆Hº и ∆Sº реакции: 4HCl(г)+O2(г)=2H2O(г)+2Cl2(г) не зависит от температуры, найти температуру, при которой константа равновесия этой реакции равна единице.

5. N2(г)+O2(г)=2NO(г) ΔH=180кДж. Куда сместится равновесие реакции при уменьшении температуры в системе. Ответ обосновать.

№8

1. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.

2. Определить знак изменения энтропии для реакции 2A2(г)+B2(г)=2A2B(ж). Почему?

3. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300К в 10 раз больше, чем при 280К?

4. Стандартное изменение энергии Гиббса для реакции А+В =АВ при 298К равно -8 кДж/моль. Начальные концентрации [A]0=[B]0=1 моль/л. Найти константу равновесия реакции и равновесные концентрации веществ А, В и АВ.

5. Куда сместится равновесие данной реакции при уменьшении давления в системе. Ответ обосновать.

№9

1. При сгорании 1л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н2(г).

2. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии: 2Н2(г)+О2(г)=2Н2О (ж). Почему?

3. Реакция идет по уравнению H2+I2=2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [H2]=0,04 моль/л; [I2]=0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда [H2]=0,03 моль/л.

4. В системе А(г)+2В(г)=С(г) равновесные концентрации равны: [А]=0,06моль/л; [В]=0,12 моль/л; [С]=0,216 моль/л. Найти константу равновесия и исходные концентрации веществ А и В.

5. Куда сместится равновесие данной реакции при уменьшении в системе давления? Ответ обосновать.

№10

1. Определить стандартную энтальпию образования РН3, исходя из уравнения:

2РН3(г) + 4О2(г) = Р2О5(к) + 3Н2О(ж); ΔН˚=-2360кДж.

2. Не производя вычислений, установить знак ΔS˚:

2СН3ОН(г) + 3О2(г) = 4Н2О(г) + 2СО2(г). Почему?

3. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80˚С. Температурный коэффициент реакции равен 3.

4. При состоянии равновесия в системе N2(г)+3Н2(г)=2NH3(г) ΔН˚=-92,4 кДж концентрации участвующих веществ равны: [N2]=3 моль/л; [Н2]=9 моль/л; [NH3]=4моль/л. Определить исходные концентрации Н2 и N2.

5. В каком направлении сместится равновесие вышеуказанной реакции с ростом температуры? Ответ обосновать.

№11

1. Исходя из теплового эффекта реакции 3СаО(к)+Р2О5(к)=Са3(РО4)₂ (к); ΔН˚= -739кДж. Определить ΔН₂₉₈˚ образования ортофосфата кальция.

2. Не производя вычислений, установить знак ΔS˚: 2Н2S(г)+3О2(г)=2Н2О(ж)+2SО2(г). Почему?

3. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60˚С, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен 2.

4. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы: СО2+С=2СО. Как изменится скорость прямой реакции, если концентрация СО2 уменьшится в 4 раза.

5. Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО? Ответ обосновать.

№12

1. Вычислить ΔG˚ для реакции СаСО3(к)=СаО(к)+СО2(г) при 25, 500, 1500˚С. Зависимостью ΔН˚ и ΔS˚ от температуры пренебречь. Построить график зависимости ΔG˚ от температуры и найти по графику температуру, выше которой указанная реакция в стандартных условиях может протекать самопроизвольно.

2. Не производя вычислений, установить знак ΔS˚ следующего процесса: 2NO(г)+O2(г)=2NO2(г). Почему?

3. При 150˚С некоторая реакция заканчивается за 20 минут. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее при 80˚С.

4. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO+O2=2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]p=0,2моль/л; [O2]p=0,1моль/л; [NO2]p=0,1моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и O2.

5. Куда сместится равновесие данной реакции при увеличении температуры в системе, если реакция окисления азота – эндотермическая. Ответ обосновать.

№13

1. Пользуясь справочными данными показать, что в стандартных условиях при 25˚С реакция Cu(к)+Zn(к)=CuO(к)+Zn(к) невозможна.

2. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии: 2Н2(г)+О2(г)=2Н2О (г) Почему?

3. Найти значение константы скорости реакции 2А+В=А₂В, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,5 и 0,2моль/л, скорость реакции равна 4∙10^-4 моль/л∙мин.

4. Константа равновесия гомогенной системы СО(г)+Н2О(г)=СО2(г)+Н2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации: [CO]_исх=0,1м/л; [Н2О]_исх=0,4моль/л.

5. Куда сместится равновесие данной реакции при уменьшении давления в системе? Ответ обосновать.

№14

1. При какой температуре наступит равновесие системы СН4(г)+СО2(г)=2СО(г)+2Н2(г); ΔН=247,37кДж.

2. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии: NH4NO3(к)=N2O(г) + 2H2O(г). Почему?

3. Энергия активации реакции О3(г)+NO(г)→O2(г)+NO2(г) равна 10 кДж/моль. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от 27 до 37˚С?

4. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы: СО(г)+Н2О(г)=СО2(г)+Н2(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]p=0,004моль/л; [H2O]p=0,064 моль/л; [CO2]p=0,016моль/л; [H2]p=0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО.

5. Куда сместится равновесие данной реакции при увеличении в системе [CO]? Ответ обосновать.

6. Задачи по теме:

“Энергетика химической реакции”

№1 Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к)+CO(г) = Fe(к)+CO2(г); ∆H = -13,18 кДж

CO(г)+1/2O2(г)=CO2(г); ∆H = -283,0 кДж

H2(г)+1/2O2(г)=H2O(г); ∆H = -241,83 кДж.

№2 При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.

№3 При восстановлении 12,7 г оксида Cu(II) углем (с образованием угарного газа) поглощается 8,24 кДж тепла. Определить ∆Н°₂₉₈ образования CuO.

№4 Исходя из уравнения реакции CH3OH(ж)+3/2O2(г)=CO2(г)+2H2O(ж) ∆Н°=-726,5 кДж вычислить ∆Н°298 образования метилового спирта.

№5 Вычислите ∆Н°, ∆S°, ∆G_T° реакции, протекающей по уравнению Fe2O3(к)+3C=2Fe+3CO. Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температуре: 500 или 1000К.

№6 При какой температуре наступит равновесие системы 4HCl(г)+O2(г)=2H2O(г)+2Cl2(г) ∆Н=-114,42 кДж. Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах?

№7 Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: СН4(г)+СО2(г)=2СО(г) + 2Н2(г).

№8 На основании стандартных теплот образования и стандартных энтропий веществ вычислить ∆G˚₂₉₈ реакции: СО(г)+Н2О(ж)=СО2(г)+Н2(г).

№9 Пользуясь табличными данными вычислить ∆Н реакции 2Mg(к)+CO2(г)=2MgO(к) + C(к).

№10 При сжигании серы выделилось 73,48 кДж тепла и получилось 16г SO2. Вычислить теплоту образования SO2.

№11 Указать, какие из реакций образования оксидов азота и при каких температурах (высоких или низких) могут в стандартных условиях протекать самопроизвольно:

а) 2N2(г)+O2(г)=2N20(г); ∆H˚₂₉₈>0

б) N2(г)+O2(г)=2NO(г); ∆H˚₂₉₈>0

в) 2NO(г)+O2(г)=2NO2(к); ∆H˚₂₉₈<0

г) NO(г)+NO2(г)=N2O3(к); ∆H˚₂₉₈<0

д) N2(к)+2O2(г)=2NO2(г); ∆H˚₂₉₈>0

№12 Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

2CH4(г)=C2H2(г)+3H2(г)

N2(г)+3H2(г)=2NH3(г)

C(графит)+O2(г)=CO2(г)

Почему в этих реакциях ∆S˚₂₉₈>0; <0; ≈0?

Лабораторная работа