Упражнения и задачи для самостоятельного решения. 1. Стандартные энтальпии образования (в кДж/моль) аммиака и нитрата аммония равны соответственно: – 46,0 и – 365,4

1. Стандартные энтальпии образования (в кДж/моль) аммиака и нитрата аммония равны соответственно: – 46,0 и – 365,4. Напишите уравнения реакций, к которым относятся эти тепловые эффекты.

2. При образовании 1,70г аммиака выделилось 4600Дж тепла. Определите стандартную теплоту образования аммиака.

Ответ: ∆Н_f(NH₃) = – 46,0 кДж/моль

3. Рассчитайте энтальпию реакции (при стандартных условиях):

SO₂(г)+ 2H₂S(г)= 3S(кр).+ 2Н₂О(ж), если стандартные энтальпии образования SO₂(г),H₂S(г) и.H₂О(ж) равны соответственно( в кДж/моль):

–297,0; –21,0; –286,0.

Ответ: ∆Н_р-ции= – 233кДж

4. Окисление аммиака протекает по уравнению:

4NH₃(г)+ 30₂(г)= 2N₂(г) + 6Н₂О(ж).

Стандартная энтальпия реакции равна –1532 кДж. Определите стандартную энтальпию образования аммиака, если стандартная энтальпия образования воды –286,0кДж/моль.

Ответ: ∆Н_f(NH₃) = –46,0 кДж/моль

5. Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии реакции окисления аммиака (см.п.4).

6. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции:

СО(г) + Н₂О(ж) = СО₂(г) + Н₂(г).Установите, в каком направлении эта реакция может протекать самопроизвольно в стандартных условиях при 25^оС. Стандартные энергии Гиббса образования СО₂(г), Н₂О(ж) и СО(г) соответственное( в кДж/моль): –394,0 ; –121,0; –137.0.

Ответ:∆G^o_р-ции = –136 кДж

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Основные понятия и признаки химического равновесия

Большинство химических реакций является обратимыми, т.е. протекают одновременно в двух противоположных направлениях, например: N₂ + 3H₂ = 2NH­₃.

Реакция, протекающая слева направо (соединение азота с водородом), называется прямой. Реакция, протекающая справа налево (разложение аммиака), называется обратной. По истечении времени концентрации веществ, образующих данную систему, перестают меняться и остаются постоянными во времени, если не изменяются внешние условия ― установилось химическое равновесие.

Равновесное состояние— термодинамическое состояние сиcтемы, которое при постоянных внешних условиях не изменяется во времени, причём стабильность характеристик системы (состав, давление и др.) не обусловлена протеканием какого-либо внешнего процесса.

Признаки истинного равновесия системы:

1. Неизменность равновесного состояния системы при сохранении внешних условий.

2. Подвижность равновесия — самопроизвольное восстановление равновесие после прекращения внешнего воздействия.

3.Динамический характер равновесия — скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса.

4. Состояние системы будет одинаковым независимо от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

5. Энергия Гиббса в состоянии истинного термодинамического равновесия минимальна Gmin, a изменение энергии Гиббса равно нулю ∆G=0.

Концентрации реагентов и продуктов реакции в состоянии химического равновесия называются равновесными.

Состояние равновесной химической системы характеризуется по закону действующих масс константой равновесия.

Для обратимой химической реакцией, которую в общем виде можно изобразить уравнением aA + bB = dD + qQ константа равновесия имеет вид:

где Кс — концентрационная константа равновесия; [A], [B] — равновесные концентрации исходных веществ; [D], [Q] — равновесные концентрации продуктов реакции; a,b,d,q — стехиометрические коэффициенты.

Выражение константы равновесия показывает: для идеальных систем в состоянии химического равновесия отношение произведений концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данных температуре давлении и в данном растворителе.