9-11 класс. Основы химической термодинамики

2.  1. Предмет химической термодинамики
 2. Теплоемкости систем
 3. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса и
его следствия
 4. Условия самопроизвольного протекания
реакции

3. Количество теплоты, необходимое
для нагревания системы на 1 К.
Удельная теплоемкость
С =
∆Q
m∆T
[Дж/ кг К]
Молярная теплоемкость
С =
∆Q
n∆T
[ Дж/моль К]

4.  Для одноатомных газов С = 3/2 R
 для двухатомных газов С = 5/2 R
 Для трехатомных газов С = 3R

5. Экзотермическая реакция ∆Н< 0
Q > 0.
Эндотермическая реакция ∆H > 0
Q < 0

6. 2 (г)
Н + ½ О
2 (г)
= Н2
О (г)
Н = -279 кДж/моль
2 (г)
Н + ½ О
2 (г)
= Н2
О(ж)
Н = -285,5 кДж/моль

7. Тепловой эффект химической реакции
определяется только природой исходных
веществ и продуктов не зависит от
способа перехода от исходного
состояния к конечному.
Исходные
вещества
Продукты реакции
Q1
Q2
Q3
Q4 Q5

8. ∆Н1
= -110,3 кДж/моль
1)С(графит) + 0,5 О2(г) = СО(г)
∆Н1 = -110,3 кДж/моль
2) СО(г)
+ 0,5 О2(г)
= СО2 (г)
∆Н2
= -283,2 кДж/моль
Сложим эти уравнения и получим
С(графит)
+ О2(г)
= СО2 (г)
∆НI
= ∆Н1
+∆Н2
= - 393,5 кДж/моль
•С(графит)
+ О2(г)
= СО2 (г)

9. ∆Н0
обр
- тепловой эффект образования
1 моль вещества из простых веществ, взятых
в устойчивых состояниях при стандартных
условиях
(Р =101,3 кПа, Т = 298 К).
∆Н0
обр
простых веществ = 0.

11. теплота, выделяющаяся при образовании или поглощающаяся при разрыве химической связи.
Это теплота выделяющаяся при
образовании химической связи или
поглощающаяся при ее разрыве

12. 1.
= Н
0
обр
(прод. р-ции) -
Н
0
обр
(исход. в-в)
2. H Р-ции
= Н
0
сгор (Исход. в-в) -
Н
0
сгор
(прод. р-ции)
Р-цииН

13. Тепловой эффект реакции разложения
вещества точно равен, но противоположен
по знаку тепловому эффекту его
образования.
Са(т) + 0,5 О2(г)
1
⇄2 СаО(т)
∆Н1 = 636,4 кДж/моль,
∆Н2 = - 636,4 кДж/моль

14.  Если совершаются две реакции,
приводящие из различных исходных
состояний к одному конечному, то
разность их тепловых эффектов равна
тепловому эффекту перехода из одного
исходного состояния в другое

15. С(уголь) + О2(г) = СО2 (г) ∆Н1 = -409,2 кДж/моль
С(графит) + О2(г) = СО2 (г) ∆Н2 = -393,5 кДж/моль
С(алмаз) + О2(г) = СО2 (г) ∆Н3 = -395,4 кДж/моль
Отсюда тепловой эффект перехода угля в графит:
∆Н = ∆Н1 - ∆Н2 = -15,7 кДж/моль ( реакция
экзотермическая).
Тепловой эффект перехода графита в алмаз:
∆Н = ∆Н2 - ∆Н3 = 1,9 кДж/моль (реакция
эндотермическая).

16. Если совершаются две реакции,
приводящие из одного исходного
состояния в два различных конечных, то
разность их тепловых эффектов равна
тепловому эффекту перехода из одного
конечного состояния в другое.
С(графит) + 0,5 О2(г) = СО(г)
∆Н1 = -110,3 кДж/моль
С(графит) + О2(г) = СО2 (г)
∆Н2 = - 393,5 кДж/моль.
Тепловой эффект перехода СО(г)→ СО2 (г) ∆Н2-

17.  Рассчитайте тепловой эффект данной реакции, если
известны следующие термо­химические данные:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + 802 кДж,
CO + ½O2 = CO2 + 283 кДж,
H2 + ½O2 = H2O + 242 кДж.
 Сколько всего кубометров метана необходимо для
получения 1 м3
водорода с помощью описанных в условии
реакций?
 Для того, чтобы отделить водород от второго продукта
реакции, к смеси продуктов добавляют избыток водяного
пара, при этом образуется водород и газ, который можно
поглотить избытком щёлочи. Напишите уравнение этой
реакции и рассчитайте её тепловой эффект.

18. M ср(CH4+H2O) = 16 · ϕ(CH4) + 18 · (1 – ϕ(CH4)) =17г/моль,
откуда ϕ(CH4) = ϕ(H2O) = ½.
Значит, исходная стехиометрическая смесь –
эквимолярная.
В результате реакции объём (т. е. количество молей газов)
увеличивается вдвое. Уравнение реакции:
CH4 + H2O = CO + 3H2.
CH4 + H2O = CO + 3H2 + Q1

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + 802 кДж,
CO2 = CO + 1
/2O2 – 283 кДж,
3H2O = 3H2 + 3
/2O2 – 3⋅242 кДж.
 Q1 = 802 – 283 – 3⋅242 = –207 кДж.

19. Чтобы обеспечить теплоту для превращения 1 моль CH4 в
реакции 1, необходимо сжечь 207 / 802 = 0.26 моль CH4.
Общее количество израсходованного в обеих реакциях CH4
составляет 1.26 моль, при этом образуется 3 моль H2.
Следовательно, для получения 1 м3
водорода необходимо
1.26 / 3 = 0.42 м3
CH4.
CO + H2O = CO2 + H2 + Q2
CO + 1
/2O2 = CO2 + 283 кДж,
H2O = H2 + 1
/2O2 – 242 кДж.
Q2 = 283 – 242 = 41 кДж.

20. N – H в молекуле аммиака, если известно, что энергии связей в молекулах водорода и азота соответственно равны 432 и 946 кДж/моль, а ΔН0
N – H в молекуле аммиака, если известно, что энергии связей в молекулах водорода и азота соответственно равны 432 и 946 кДж/моль, а ΔН0
Вычислите энергию связи N – H в молекуле
аммиака, если известно, что энергии связей в
молекулах водорода и азота соответственно
равны 432 и 946 кДж/моль, а ΔН0
обр(NH3 (г)) =
-49,2 кДж/моль.

21. Для решения подобных задач необходимо представить
процесс образования молекулы
3Н(г) + N(г) = NH3 (г)
Запишем схематично процессы атомизации исходных
молекул и образования молекулы аммиака
1) Н2 (г)→ 2Н(г) ΔН1 = 432 кДж/моль
2) N2 (г) →2N(г) ΔН2 = 946 кДж/моль
3) 3/2 Н2 (г) + 1/2 N2 (г) = NH3 (г) ΔН3 = - 49,2 кДж/моль.
Для образования молекулы аммиака
ΔНр-ции = ΔН3 - 1/2 ΔН2 - 3/2 ΔН2 =
= - 49,2 – 1/2⋅946 – 3/2⋅432 = -1170.
Такое количество теплоты выделится при образовании трех
связей N – H.

22.  Испарение воды
Н2О(ж) Н→ 2О(г) ∆Н = 41,02 кДж/моль;
 Возгонка йода
I2(тв)→ I2(г) ∆Н = 62,4 кДж/моль;
 Плавление бромида алюминия
АlBr3(тв) А→ lBr3(ж) ∆Н = 11,34 кДж/моль

23.  Энтропия - мера беспорядка в системе
 S, Дж/моль К
•Стремление к уменьшению внутренней энергии, приводящее к потере подвижности частиц и увеличению порядка в системе (∆Н < 0);
•Стремление к увеличению энтропии, приводящее к уменьшению порядка в системе
(∆S > 0).
•Стремление к уменьшению внутренней энергии, приводящее к потере подвижности частиц и увеличению порядка в системе (∆Н < 0);
•Стремление к увеличению энтропии, приводящее к уменьшению порядка в системе
(∆S > 0).
•Стремление к уменьшению внутренней энергии, приводящее к потере подвижности частиц и увеличению порядка в системе (∆Н < 0);
•Стремление к увеличению энтропии, приводящее к уменьшению порядка в системе
(∆S > 0).

24.  Стремление к уменьшению внутренней
энергии, приводящее к потере
подвижности частиц и увеличению
порядка в системе (∆Н < 0);
 Стремление к увеличению энтропии,
приводящее к уменьшению порядка в
системе
 (∆S > 0).

25. ∆G = ∆H - T∆S
Самопроизвольно совершается
процесс, при котором энергия
Гиббса уменьшается
 ∆G < 0.

26. При ∆Н < 0 и ∆S > 0 реакция всегда
протекает самопроизвольно.
Например, экзотермическая реакция
сгорания органических веществ,
протекающая с увеличением числа
молекул
 С3Н8 + 5О2 = 3СО2 + 4Н2О

27. При ∆Н < 0 и ∆S < 0 реакция может протекать
самопроизвольно при низких
температурах, когда вклад энтропийного
члена невелик.
Например, экзотермические реакции, в
которых число молекул газов уменьшается
 N2 + 3H2 2⇄ NH3 ∆Н = -92,5кДж/моль; ∆S =
-198,5 Дж/моль К Т=298 К
∆G = -33 кДж/моль.

28. При ∆Н > 0 и ∆S > 0 реакция может протекать
за счет преобладания энтропийного члена
уравнения. Этому способствует
повышение температуры. К таким
процессам относятся эндотермические
реакции, в результате которых число
молекул увеличивается.
 2Cl2(г) + 2Н2О(пар) = 4HCl(г) + O2(г)
∆Н = 115,6 кДж/моль;
∆S = 369,4 Дж/моль К Т=298 К

29.  При ∆Н > 0 и ∆S < 0 реакция
самопроизвольно не протекает. Например,
эндотермические реакции с уменьшением
числа молекул
 N2 + 2O2 = 2NO2
∆Н = 67,6 кДж/моль;
∆S = -120,0 Дж/моль К Т=298 К
∆G = 104 кДж/моль.