При какой температуре наступит равновесие 4hcl

Энергия Гиббса

Задание 108.
Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, Вычислите реакции, протекающей по уравнению
NH3 (г) + НСI (г) = NH4С1 (к)
Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?
Ответ: -92,08 кДж.
Решение:
Уравнение процесса имеет вид:

NH3 (г) + НСI (г) = NH4С1 (к)

Значения и находим из соотношений:

Значения и находим из специальных таблиц, получим:

= (NH4Cl) – (NH3) + (HCl);
  = -315.39 – [-46,19 + (-92,31)] = -176,89 кДж;
  = S0(NH4Cl) – [ S0(NH3) + S0(HCl)];
  = 94,5 – (192,5 + 186,68) = -284,68 Дж/моль .К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения:

= – Т;
= -176,89 – 298(-0,28468) = -92,08 кДж.

То, что < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм).

Ответ: -92,08 кДж.

Равновесие системы

Задание 109.
При какой температуре наступит равновесие системы
СО (г) + 2Н2 (г) = СН3ОН (ж); = -128,05 кДж.
Ответ: 385,5 К.
Решение:
Уравнение процесса имеет вид:

СО (г) + 2Н2 (г) = СН3ОН (ж); = -128,05 кДж.

Значение находим из соотношения:

Значения находим из специальных таблиц, получим:

=S0 (СН3ОН) – [S0(СО) + 2 S0(H2)];
= 126,8 – (197,91 + 2 .130,59) = -332,29 Дж/моль .К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения:

= – Т;
= -128,05 – 298(-0,33229) = -290,03 кДж.

То, что < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм). Найдём температуру, при которой = 0:

0 = – Т;
= Т/ ;
Т = / = -128,05/0,33229 385,5 К.

Следовательно, при температуре 385,5 K начнется реакция взаимодействия монооксида углерода с водородом. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Ответ: 385,5 К.

Задание 110.
При какой температуре наступит равновесие системы
СН4 (г) + СО2 (г) =2СО (г) + 2Н2 (г); = +247,37 кДж.
Ответ: 961,9 К.
Решение:
Уравнение процесса имеет вид:

СН4 (г) + СО2 (г) =2СО (г) + 2Н2 (г); = +247,37 кДж.

Значение находим из соотношения:

Значения находим из специальных таблиц, получим:

= [2S0 (СО) + 2S0 (Н2)] – [S0 (CH4)] + S0(СО)];
= (2 . 197,91) +2(130,59) – (186,19 + 213,65) = +257,16 Дж/моль . К.

Найдём температуру, при которой = 0:

0 = – Т;
= Т/ ;
Т = / = -247,37/0,25716 961,9 К.

Следовательно, при температуре 961,9 K начнется реакция взаимодействия диоксида углерода с метаном. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Ответ: 961,9 К.

Вычисление энергии Гиббса

Задание 111.
На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению:

4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO (г) + 6H2O (г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -957,77 кДж.
Решение
Уравнение процесса:

4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO (г) + 6H2O (г)

= – Т; и – функции состояния, поэтому

= 4 (NО) + 6 (Н2О) – [4(NH3) + 5 (О2)];
= 4(90,37) + 6(-241,83)] – [4(-46,19) = -904,74 кДж;
= 4S0 (NO) + 6S0 (H2O) – [4S0(NH3) + 5S0 (O2)];
= 4(210,2) + 6(188,72) – [4(192,5)+ 5(205,03)] = +177,97 Дж/моль . К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения:

= – Т;
= -904,74 – 298(-0,17797) = -957,78 кДж.

Ответ: -957,77 кДж.

Задание 112.
На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите реакции, протекающей по уравнению:

СО2 (г) + 4Н2 (г) = СН4 (г) + 2Н2О (ж).
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -130,89 кДж.
Решение:
Уравнение процесса:

СО2 (г) + 4Н2 (г) = СН4 (г) + 2Н2О (ж)
= – Т; и – функции состояния, поэтому

= (СН4) + 2 (Н2О) – (СО2)];
= -74,82 + 2(-285,84) – (-393,51) = -253,02 кДж;
= S0(СН4) + 2S0 (H2O) – [S0(СО2) + 4S0 (Н2)];
= 186,19 + 2(69,94) – [213,65 + 4(130,59)] = -409,94 Дж/моль . K

Энергию Гиббсапри соответствующих температурах находим из соотношения:

= – Т;
= -252,02 – 298(-0,40994) = -130,89 кДж.

Ответ: -130,89 кДж.

Задание: 113.
Вычислите , и реакции, протекающей по уравнению:
Ее2О3 (к) + 3Н2 (г) = 2Ее (к) + 3Н2О (г).
Возможна ли реакция восстановления Ее2О3 водородом при 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/моль . К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

Ее2О3 (к) + 3Н2 (г) = 2Ее (к) + 3Н2О (г).

Значения и находим из соотношений:

Значения и находим из специальных таблиц, получим:

  = 3 (Н2О) – ( (Ее2О3);
  = 3(-241,83) – (-822,1)] = 96,61 кДж;
  = 3S0(Н2О) + 2S0(Fe) – [S0(Ее2О3) + 3S0(H2)];
  = 3(188,72) + 2(27,2) – [89?96 + 3(130,59) = -138,83 Дж/моль . К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения:

= – Т;
= -96,61 – 500(-0,13883) = +27,2 кДж;

То, что > 0, указывает на невозможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. при температуре 500 К восстановление Ее2О3 водородом не протекает.

(2000) = -96,61 – 2000(-0,13883) = -181,05 кДж

То, что < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. при температуре 2000 К восстановление Ее2О3 водородом протекает.

Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/моль . К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

Задание 114.
Какие из карбонатов СаСО3 или ВаСО3 – можно получить при взаимодействии соответствующих оксидов с СО2?
Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.
Решение:
Значения приведены в специальных таблицах.

а) ВеО (к) + СО2 (г) = ВеСО3 (к)

Находим:

= (ВеСО3) – [ (ВеО) + (CO2)];
= -944,75 – [-581,61 + (-394,38)] = +31,24 кДж

То, что > 0, указывает на невозможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. карбонат бериллия нельзя получить из ВеО и СО2 при н.у..

а) ВаО (к) + СО2 (г) = ВаСО3 (к)

Находим:

= (ВаСО3) – [ (ВаО) + (CO2)];
= -1138,8 – [-528,40 + (-394,38)] = -216,02 кДж

То, что < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. карбонат бария можно получить из ВаО и СО2 при н.у.

в) СаО (к) + СО2 (г) = СаСО3 (к)

Находим:

= (СаСО3) – [ (СаО) + (CO2)];
= -1128,75– [-604,2 + (-394,38)] = -130,17 кДж

То, что < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. карбонат кальция можно получить из СаО и СО2 при н.у..

Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.

Источник

1. Определите массу: а) 0,1 моль NaOH; б) 2 моль HCl; в) 1 моль

Решение

а) Молярная масса NaOH равна 40 г., тогда
1 моль – 40 г
0,1 моль – x

– масса 0,1 моль NaOH.

б) Молярная масса HCl равна 36,45 г., тогда
1 моль – 36,45 г
2 моль – x

– масса 2 моль HCl.

в) Молярная масса равна 98 г.
98 г – масса 1 моль .
2. Напишите электронные формулы атомов фосфора и ванадия. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

Решение

Число электронов в атоме элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для элементов №15 (фосфор) и №23 (ванадий) электронные формулы имеют вид: 15P 1s22s22p63s23p3.

P – фосфор, химический элемент V группы, неметалл.

P (фосфор) принадлежит к p-семейству, так как у него происходит формирование p-подуровня внешнего электронного слоя.

23V 1s22s22p63s23p63d34s2.

V – ванадий, химический элемент V группы, металл.

V (ванадий) принадлежит к d-семейству – происходит заполнение d-подуровня.

3. Газообразный этиловый спирт C2H5OH можно получить при взаимодействии этилена С2Н4(Г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект

Решение

Необходимо вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид

С2H4(г) + H2O(г) = C2H5OH(г); ?rH=x кДж

Вычисляем ?rH реакции, применяя следствия из закона Гесса:

?rH = ?H0(C2H5OH) – ?H0(С2H4(г)) – ?H0(H2O(г)) = (-235.31) – 52.28-
– (-241.83) = – 45.76 кДж

Итак, термохимическое уравнение этой реакции:

С2H4(г) + H2O(г) = C2H5OH(г); ?rH= – 45,76 кДж

4. 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?

Решение

Определим изменение энтропии (значения энтропии для реагентов возьмем из таблицы):

?S = Sкон – Sисх = (2*188,72 + 2*222,95) – (4*186,19 + 205,03) =

= – 126,45 кДж/моль*К

Температура, при которой устанавливается равновесие

системы, когда G=0:

= – 114,42/ (- 0,12645) = 904,86 K

Окислением называется процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов. Процесс присоединения электронов называется восстановлением. Атом, молекула или ион, отдающий электроны, называется восстановителем (во время реакции окисляется), а присоединяющий – окислителем (во время реакции восстанавливается).

Прямая реакция:

4HCl(г)+O2(г) 2H2O(г)+2Cl2(г)

Восстановитель 2 Cl1- – 1 Cl 0 – процесс окисления

Окислитель 1 O0 + 2 O2- – процесс восстановления

Обратная реакция:

2H2O(г)+2Cl2(г) 4HCl(г)+O2(г)

Окислитель 2 Cl0 + 1 Cl1- – процесс восстановления

Восстановитель 1 O2- – 2 O0 – процесс окисления

Кислород в этой реакции является более сильным окислителем, т.к. степень окисления кислорода (2-) больше степени окисления хлора (1-).

При температуре больше 904,86 K кислород будет еще более сильным окислителем, а при температуре менее 904,86 K сильнее будет проявлять восстановительные свойства хлор.

термохимический энтропия аммиак реакция

5. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N2+3H22NH3. Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?

Решение

Выражение для константы равновесия гомогенной системы N2+3H22NH3:

KC =

Если увеличить концентрацию водорода в три раза, то скорость прямой реакции образования аммиака увеличится в 27 раз, т.к.

Vпр. = k1*,

а [3H2]3 = 27 [H2]3, что прямо пропорционально Vпр..

6. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH, плотность которого 1,328 г./см3? К 1 л раствора прибавили 5 л воды. Вычислите процентную концентрацию полученного раствора

Решение

Нормальность или нормальная концентрация (CH), показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Мольная масса (М) NaOH равна 39,99 г./моль. Число граммов NaOH в 1 л раствора равно 1328*30/100=398,4 г.

Так как эквивалентная масса NaOH=М=39,99 г./моль, то Сн= 398,4/39,99?1 н. – нормальность раствора.

Процентная концентрация (С%) показывает число единиц массы растворенного вещества в 100 единицах массы раствора.

1 л раствора весит 1328 г., 1 л воды ~ 1000 г. При добавлении к 1 л раствора 5 л воды получили раствор массой 6328 г. Тогда
6328 г. р-ра 100%
398,4 г NaOH x%

7. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH2) 2CO, содержащего 5 г мочевины в 150 г. воды. Криоскопическая константа воды 1,86 град

Решение

По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается уравнением

где К – криоскопическая константа, равна 1,86 град., m и М – соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса; m1 – масса растворителя.

град. С

Вода кристаллизуется при 00С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0-1,03=-1,030С.

8. Реакции выражаются схемами

HNO3 + Ca NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O

K2S + KMnO4 + H2SO4 S + K2SO4 + MnSO4 + H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.

Решение

Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях.

1) HNO3 + Ca NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O

Восстановитель 4 N0 – 5 N5+ – процесс окисления

Окислитель 5 Ca2++4 Ca2- – процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов двадцать. Разделив это число на 5, получим коэффициент 4 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 20 на 4 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не имеют свою степень окисления, находим подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

10HNO3 + 4Ca = NH4NO3 + 4Ca(NO3)2 + 3H2O
2) K2S + KMnO4 + H2SO4 S + K2SO4 + MnSO4 + H2O

Восстановитель 3 Mn5+ – 2? Mn7+ – процесс окисления

Окислитель 2 S3- + 3 S6- – процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 2, получим коэффициент 3 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 3 получаем коэффициент 2 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не имеют свою степень окисления, находим подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

3K2S + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 3S + 4K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O.

Источник

Согласно спецификации в 24 задании проверяют Ваши знания: обратимых и необратимых химических реакций, химическое равновесие, смещение равновесия под действием различных факторов.

Давайте разберем эту тему по пунктам.

Сначала, приведу определения обратимой и необратимой реакций.

Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.

Условия необратимости реакции:

образование осадка: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
выделение газа: K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑
образование слабого электролита: HCl + NaOH = NaCl + H2O.

Обратимой называется реакция самопроизвольно протекающая как в

прямом, так и в обратном направлении.

Некоторые обратимые реакции:

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3

NH4Cl(тв) ⇄ NH3(г) + HCl(г)

СН3СООН ⇄ СН3СОО(-) + Н(+)

Исходя из определения обратимой реакции, можем представить себе, что начиная с какого-то момента, параллельно проходят обе реакции, как прямая, так обратная. Образующиеся в результате прямой реакции продукты реагируют между собой, превращаясь в исходные вещества, а исходные, в свою очередь, продолжают реагировать с образованием продуктов реакции. Понятно, что на начальном этапе скорость прямой реакции значительно больше скорости обратной, только по тому, что концентрации исходных веществ несоизмеримо больше концентраций продуктов реакции. Но, через некоторое время, концентрации продуктов увеличиваются, и скорость их взаимодействия между собой также увеличивается, а концентрации исходных веществ – уменьшаются, как и скорость их взаимодействия. В некоторый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются V(пр.) = V(обр.) (на рисунке, линии, описывающие скорость прямой и обратной реакции, сливаются в одну) и система приходит к состоянию химического равновесия. То есть, к состоянию с минимумом энергии в котором система может находиться неограниченно долгое время.

Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

О том, что система достигла состояния химического равновесия можно судить по тому, что концентрации всех веществ, участвующих в процессе, на протяжении достаточно долгого времени будут постоянны (не равны между собой, но постоянны во времени), как это видно на рисунке. Такие концентрации называются равновесными.

Для смещения равновесия, например для получения большего количества продуктов реакции, нужно целенаправленно повлиять на систему.

О влиянии на равновесную систему внешних факторов: температуры, давления, концентрации веществ говорит принцип Ле-Шателье (принцип “наоборот”):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменив температуру, давление или концентрации веществ), то положение равновесия сместится таким образом, чтобы ослабить внешнее воздействие.

Разберем влияние каждого из факторов.

Изменение температуры

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (реакции проходящей с поглощением теплоты):

Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (реакции проходящей с выделением теплоты):

Изменение давления

Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества моль газа:

Понижение давления смещает равновесие в сторону большего количества моль газообразных веществ:

Изменение концентрации

Увеличение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению их концентраций:

где С – концентрация вещества.

Уменьшение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к увеличению их концентраций:

Хочу отметить, что ни добавление твердых веществ, ни их измельчение не приводит к смещению равновесия, так как равновесная реакция проходит на границе раздела фаз (твердое-газ, твердое- жидкость) и увеличивая поверность раздела фаз мы ускоряем как прямую, так и обратную реакции.

Влияние других веществ, не участвующих в реакции

Прибавление веществ не участвующих в реакции, но взаимодействующих с реагентами или продуктами реакции:

Для реакции:

добавление Н2SO4(конц.) (сильное водоотнимающее средство) снижает концентрацию Н2О(ж). Равновесие смещается вправо.

Добавление NaOH снижает концентрацию CH3COOH(ж), так как образуется соль – ацетат натрия. Равновесие смещается влево.

Прибавление веществ, несущих одноименный ион.

Для реакции:

добавление НCl увеличивает концентрацию ионов H(+). Равновесие

смещается влево.

Разбавление.

Разбавление усиливает диссоциацию слабых электролитов (закон разбавления Оствальда).

Ниже приведен график зависимости степени диссоциации слабого электролита от его концентрации.

Зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации.

Как видно из графика, с увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается и наоборот с уменьшением концентрации, разбавлением – степень диссоциации увеличивается.

Рассмотрим это на примере уксусной кислоты:

для уксусной кислоты концентрацией 0,1 моль/л – степень диссоциации составляет 1,42%, а при разведении ее в 10 раз до концентарции 0,01 моль/л – степень диссоциации уже увеличится до 4,2%.

Добавление инертного газа к газовой смеси

Здесь инертным можно считать любой газ, не реагирующий с веществами входящими в уравнение реакции.

При условии сохранения постоянного объема (V – const) – равновесие не смещается, так как не изменяются концентрации газообразных веществ.
При условии постоянного давления (Р -const) увеличивается объем смеси, что равносильно уменьшению давления в системеи смещению равновесия в сторону образования большего числа моль газа.

Добавление катализатора (ингибитора)

Катализаторы (ингибиторы) не приводят к смещению равновесия, а только ускоряют (замедляют) достижение состояния равновесия.

А теперь давайте рассмотрим некоторые примеры тестовых заданий:

А – повышение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего количества моль газов. Смотрим на уравнение реакции и видим, что у нас слева 3 моль газа (Н2) и справа 3 моль газа (Н2О (г)), поэтому равновесие практические не смещается. (ответ 3)

Б – добавление катализатора не смещает равновесие. (ответ 3)

В – увеличение концентрации паров воды приводит к увеличению концентрации одного из продуктов, поэтому равновесие сместиться в сторону их расходования, то есть в сторону обратной реакции. ( ответ 2)

Г – измельчение железа, твердого вещества – не смещает равновесие. (ответ 3)

Другой пример:

А – повышение давления не влияет на смещение равновесия в растворе. (ответ 3).

Б – добавление твердого гидроксида натрия в раствор приведет к его растворению. В растворе гидроксид натрия прореагирует с соляной кислотой. Таким образом равновесие сместится в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов реакции. (ответ 1)

В – увеличение температуры приводит к усилению гидролиза. (ответ 1)

Для реакций гидролиза тепловой эффект реакции могут не указывать, но Вы должны помнить, что гидролиз это эндотермический процесс.

Г – разбавление или увеличение концентрации воды приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. ( ответ 1)

Третий и последний пример:

А – введение инертного газа при постоянном объеме не влияет на смещение равновесия. (ответ 3)

Б – уменьшение концентрации бутадиенасмещаетравновесие в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов. (ответ 1)

В – увеличение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, то есть в сторону прямой реакции. (ответ 1)

Г – понижение давления смещает равновесие в сторону образования большего числа моль газа, то есть в сторону прямой реакции, в ходе которой образуется 3 моль газа. ( ответ 1)

А вот некоторые задания для самостоятельного решения:

Успехов в изучении химического равновесия!

Источник