. Значение ∆G⁰_{298 х.р}. рассматривается как изменение свободной энергии системы (энергии Гиббса) – энергии, используемой для совершения полезной работы.

ΔG = ΔH − Т×ΔS - второй закон термодинамики

Если свободная энергия системы уменьшается (ΔG_х.р.<0), значит химическая реакция термодинамически вероятна.

Реакция не может протекать самопроизвольно, если ΔG_х.р.>0, т.е., если свободная энергия возрастает, то на совершение работы требуются затраты энергии извне.

При ΔG_х.р.=0 система находится в состоянии термодинамического равновесия.

Согласно вышеприведенной формуле,

ΔG = (-250,15) − 298×(-0,795) = +13,24 кДж,

т.е. реакция при 298 К и Р = 101,3 кПа термодинамически не возможна.

Рассчитаем температуру начала реакции, т.е. Т_равн.. Для этого исходим из условия термодинамического равновесия, при котором ΔG_х.р.=0:

ΔG = ΔH − Т×ΔS = 0.

Тогда Т = = = 314,65 К,

ниже этой температуры реакция будет термодинамически возможной, так как ΔG примет значение меньше нуля.

Таблица III.1

Вариант	Элемент	Масса элемента, г	Формула оксида	Выделенное тепло, кДж
1	Fe	560	FeO	-2648
2	Si	2,8	SiO2	-90,8
3	Li	28	Li2O	1190,8
4	Ca	160	CaO	2542,0
5	Fe	11,2	Fe2O3	-82,2
6	S	160	SO2	-1485,3
7	Na	46	Na2O	-416,3
8	K	78	K2O	-726,4
9	Cr	26	CrO3	-292,8
10	Zn	13	ZnO	-70,1
11	Ca	5	CaO	-79,4
12	Mg	12	MgO	-300,5
13	B	21,6	B2O3	-1254,0
14	P	248	P2O5	-6192,3
15	Be	18	BeO	-1197,0
16	Ag	54	Ag2O	-7,7
17	Cs	26,6	Cs2O	-31,7
18	Cu	128	CuO	-324
19	Rb	17,1	Rb2O	-33,0
20	Sr	438	SrO	-2952,0
21	Ti	144	TiO	-1579,0
22	Ge	145,2	GeO	-510,0
23	Al	27,0	Al2O3	-837,5
24	C	60,0	CO2	-1967,5
25	As	75,0	As2O5	-462,5
26	Ba	68,5	BaO	-279,0
27	C	36,0	CO	-331,5
28	Cu	32,0	Cu2O	-43,3
29	N	70,0	N2O	+205,2
30	H	4,0	H2O	-483,6

---

Таблица III.2

Номер варианта	Уравнение реакции
1	CH4 (г) + 2O2 (г) = CO2 (г) + 2H2O (г)
2	CO (г) + H2O (г) = CO2 (г) + H2 (г)
3	2H2S (г) + 3O2 = 2H2O (ж) + 2SO2 (г)
4	2CH3OH (ж) + 3O2 (г) = 4H2O (ж) + 2CO2 (г)
5	4HCl (г) + O2 (г) = 2Cl2 (г) + 2H2O (г)
6	CaCO3 (к) + HCl (ж) = CaCl2 (к) + CO (г)
7	3Fе2О3 (к) + Н2 (г) = 2Fе3O4 (к) + Н2О (г)
8	Fе2О3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fе (к) + 3Н2О (г)
9	Fе3О4 (к) + 4Н2 (г) = 3Fе (к) + 4Н2О (г)
10	Fе3О4 (к) + Н2 (г) = 3FеО (к) + Н2О (г)
11	СО (г) + 2Н2 (г) = СН3ОН (ж)
12	СО(г) + 3Н2 (г) = СН4 (г) + Н2О (г)
13	MgО (к) + H2 (г) = MgCO3 (к) + H2O (ж)
14	C (граф) + 2 N2O (г) = CO2 + 2 N2 (г)
15	4NH3 (г) + 3O2 (г) = 2N2 (г) +6H2O (ж)
16	SO2 (г) + CO2 (г) = SO3 (г) + CO (г)
17	4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO (г) + 6H2O (г)
18	2Cl2 (г) + O2 (г) = 2Cl2O (г)
19	2ZnS (к) + 3O2 (г) = 2ZnO (к) + 2SO2 (г)
20	CaO (к) + 3C (граф) = CaC2 (к) + CO (г)
21	H2S (г) + Cl2 (г) = 2HCl (г) + S (к)
22	H2S (г) + I2 (г) = 2HI (г) + S (к)
23	Al2O3 (к) + 3SO3 (г) = Al2(SO4)3 (к)
24	2H2S (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2S (к)
25	4HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl2 (г)
26	2P (т) + Н2 (г) + 3О2 (г) = 2 НРО3 (ж)
27	С2Н5ОН (ж) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 3Н2О (г)
28	2NH4NO3 (к) = 4Н2О (г) + О2 (г) + 2N2 (г)
29	2PbS (к) + 3О2 (г) = 2PbO (к) + 2SO2 (г)
30	SO2 (г) + 2H2S (г) = 3S (к) + 2Н2О (г)

---

Тема IV. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕЗадание 4. А) Запишите математическое выражение для скорости прямой и обратной реакции, выразив скорость через концентрации, если вещества находятся в твердой или жидкой фазе. Рассчитайте изменение скоростей прямой и обратной реакций, если увеличить давление в системе в 3 раза?Б) Определите молекулярность и порядок реакции.В). Запишите выражение для константы равновесия химической реакции.Г) Укажите в какую сторону будет смещаться равновесие: 1) при уменьшении давления в системе;2) при увеличении концентрации реагирующих веществ;3) при повышении температуры.Пример решения: 2SO₃ (г) 2SO₂ (г) + О₂ (г),FeO (тв) + СО(г) Fe (тв) + СО₂ (г).А) Система гомогенная, тогда:При увеличении давления в 3 раза концентрации веществ также увеличиваются в 3 раза. Тогда скорость прямой реакции = k(3[^.SO₃])² возрастет в 9 раз, а обратной - = k(3 [^.SO₂])^2.[3O₂] возрастет в 27 раз;б) система гетерогенная, тогда: = k[CO], = k[CO₂].При увеличении давления в 3 раза скорость прямой реакции = k3[^.CO] увеличится в 3 раза, а также обратной - = k3[^.CO₂] - в 3 раза.Б). Число молекул реагентов, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется ее молекулярностью (М). Элементарный акт представлен уравнением химической реакции. М=1 (мономолекулярная реакция)Следует отметить, что молекулярность реакции не может быть выше 3, так как процесс идет сложным образом и протекает через ряд промежуточных стадий.Порядок реакции

---

показывает, как природа вещества влияет на зависимость скорости реакции от концентрации (или парциального давления) реагирующих веществ.

Порядок реакции (p) определяется суммой величин показателей степеней при значениях концентрации (парциального давления) реагирующих веществ. Порядок рассчитывается с использованием закона действующих масс. Тогда

р=2 (реакция второго порядка)

В). Для реакции, которая находится в состоянии равновесия, скорости прямой и обратной реакции равны: V_пр. = V_обр..

Химическое равновесие выражается константой равновесия (К_равн.), которая характеризует отношение скоростей прямой и обратной реакций:

К_равн. = .
Константу равновесия следует выражать через отношение произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

[SO₂ ]² [О₂]

К_равн. =

[^.SO₃]²

Г) Согласно принципу Ле-Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие (изменение температуры, давления или концентрации), то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

1) при уменьшении давления в системе, равновесие смещается в сторону увеличения объёма, следовательно, в данной реакции равновесие сместится вправо;

2SO₃ (г) 2SO₂ (г) + О₂ (г),

V=2 V=3

2) при увеличении концентрации реагирующих веществ, равновесие смещается в сторону продуктов реакции, т.е. вправо;

3) при повышении температуры, равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, следовательно, в данной реакции равновесие сместится влево. экзотермическая

2SO₃ (г) 2SO₂ (г) + О₂ (г), ΔH <0.

эндотермическая

Таблица IV.1

Номер варианта	Уравнение реакции	ΔH , кДж/моль
1	2NO (г) + O2 2NO2 (г)	+116,9
2	N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г)	-91,9
3	Н2 (г) + 1/2 О2 (г) Н2О (ж)	-285,8
4	2Al (т) + 3/2 O2 (г) Al2O3 (т)	-1675,8
5	1/2Н2 (г) + 1/2 N2 (г) + 3/2 О2 (г) = НNО3 (ж)	-173,8
6	SO2 (г) + 1/2 O2 (г) SO3 (г)	+98,0
7	СН4 (г) + 2О2 (г) СО2 (г) + 2Н2О (г)	-802,3
8	СН4 (г) + 2Н2О (г) СО2 (г) + 4Н2 (г)	+164,9
9	1/2Н2 (г) + 1/2 Br2 (г) НBr (г)	-35,9
10	С3Н8 (г) + 5О2 (г) 3СО2 (г) + 4Н2О (г)	-2043,8
11	С6Н12О6 (г) + 6О2 (г) 6СО2 (г) + 6Н2О (ж)	-2816
12	СН3ОН (ж) СО (г) + 2Н2 (г)	+128,1
13	PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г)	+129,6
14	Н2 (г) + S (т) Н2 (г)	-41,8
15	2HBr (г) H2 (г) + Br2 (г)	-70,2
16	Н2 (г) + S (ж) Н2S (г)	-20,9
17	Fe2O3 (т) + 3H2 (г) 2Fe (т) + 3H2O (г)	+89,6
18	СаО (т) + СО2 (г) СаСО3 (т)	-178,0
19	СО2 (г) + С (т) 2СО (г)	+160,1
20	MgCO3 (т) MgO (т) + CO2 (г)	+117,4
21	2СО (г) + О2 (г) 2СО2 (г)	-568,5
22	N2O4 (г) 2NO2 (г)	+58,0
23	СО (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г)	-41,8
24	С (т) + Н2О (г) СО (г) + Н2 (г)	+117,0
25	N2 (г) + O2 (г) 2NO (г)	+ 180,6
26	4HCl (г) + О2 (г) 2Cl2 (г) + 2Н2О (г)	-116,4
27	2С (т) + 3Н2 (г) + 1/2О2 (г) С2Н5ОН (ж)	-277,6
28	CS2 (ж) + 3О2 (г) СО2 (г) + 2SO2 (г)	-1075,0
29	SO2 (г) + 2Н2S (г) 3S (т) + 2Н2О (ж)	-234,5
30	2ZnS (т) + 3О2 (г) 2ZnO (т) + 2SO2 (г)	-890,0

---

Смотрите также файлы

• Планируемые результаты освоения ооп ноо.docx

• Практическая работа Педагогическаязадача Обобщеннаяформулировказадачи.docx

• Профессиональный модуль пм.docx

• Памятка для обучающихся, родителей по профилактике неблагоприятных для здоровья и обучения детей эффектов от воздействия устройств мобильной связи.docx

• Основные этапы становления и развития маркетинга.doc