Как узнать направление реакции

Расчет температуры, при которой наступает равновесие системы. Определение направления реакции

Температура наступления равновесия системы

Задача 10.
Термохимическое уравнение реакции: СО(г) + 2H₂(г) = CH₃OH(ж) + 128 кДж.
Вычислите, при какой температуре наступает равновесие в этой системе?
Решение:
Так как при реакции выделяется тепло, то это экзотермическая реакция. При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ∆H 0 _прод. – ∆S 0 _исх.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка (– Т∆S). При Р = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ∆G, можно найти из соотношения:

Находим ∆S. для данной системы:

Из условия равновесия :

∆H = T∆S находим Т = ∆H/∆S.

Ответ: при 385,7 K наступит равновесие в системе.

Определение направления протекания реакции

Задача 11.
Определить направление протекания реакции:
СН₄(г) + СО₂(г) ⇔ 2СО(г) + 2Н₂(г) при стандартных условиях. Вычислить ∆G 0 ₂₉₈
Решение:
В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.
В термохимических расчетах применяют чаще следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (∆H_х.р.) равен сумме энтальпий образования ∆H_обр продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

т.к. ∆Н для простых веществ равна 0, то выражение принимает вид:

∆G, можно найти из соотношения:

Необходимо рассчитать возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях (Т = 298 K), получим:

Ответ: ∆G = +170,9 кДж. Так как ∆G > 0, следовательно, при стандартных условиях невозможно протекание прямой реакции. Реакция может протекать в обратном направлении.

Источник

Определение направления самопроизвольного протекания реакций

Задача 672.
Указать, в каком направлении могут самопроизвольно протекать следующие реакции:
а) H₂O₂ + HOCl = HCl + O₂ + H₂O;
б) 2HIO₃ + 5H₂O₂ = I₂ + 5O₂ + 6H₂O;
в) I₂ + 5H₂O₂ = 2HIO₃ + 4H₂O.
Решение:
а) H₂O₂ + HOCl = HCl + O₂ + H₂O
Составляем уравнения электронного баланса:

Из уравнений реакций электронного баланса следует, что Е₁

б) 2HIO₃ + 5H₂O₂ = I₂ + 5O₂ + 6H₂O
Составляем уравнения электронного баланса:

Из уравнений реакций электронного баланса следует, что Е₁

в) I₂ + 5H₂O₂ = 2HIO₃ + 4H₂O
Составляем уравнения электронного баланса:

Из уравнений реакций электронного баланса следует, что Е₁

Ответ: все реакции протекают в прямом направлении.

Из уравнений электронного баланса следует, что 1 > 2, поэтому процесс не может самопроизвольно протекать в стандартных условиях.

Из уравнений электронного баланса следует, что ₁

Из уравнений электронного баланса следует, что ₁

Из уравнений электронного баланса следует, что ₁

Ответ: б); в); г).

Задача 674.
Можно ли в водном растворе восстановить соль железа(III) до соли железа (II): а) бромидом калия; 6) йодидом калия?
Решение:
а) Составляем уравнения электронного баланса:

Из уравнений электронного баланса следует, что ₁

Из уравнений электронного баланса следует, что ₁ > ₂, поэтому процесс не может самопроизвольно протекать в стандартных условиях.

Источник

Направление протекания реакций.

Существует некое правило, которым руководствуются при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов: реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону выпадения осадка, выделения газа и образования малодиссоциирующего вещества – воды. Но это не всегда так.

Например, взаимодействие нитрата натрия и хлорида калия:

Все компоненты исходных соединений и конечных растворимы в воде, существуют в виде ионов, взаимодействие между ионами есть и реакция обратима. Поэтому ионное уравнение будет выглядеть так:

Т.е. в растворе до смешения и после реакции в растворе находятся одни и те же ионы. Поэтому можно сказать, что реакция практически не идет, что подтверждает правило.

Это относится, в основном, к разбавленным растворам. Если же имеем дело с насыщенным, то все протекает по –другому.

Рассмотрим нитрат калия, у которого самая малая растворимость наблюдается при 22°С, хлорид натрия – при 30°С. Т.е. при смешении растворов можно было бы ожидать равновесного состояния у хлорида калия и нитрата натрия. Но в реальности хлорид натрия, как самое малорастворимое соединение из этих 4х, выпадает в осадок. Поэтому лабораторным методом получения нитрата калия является реакция между хлоридом калия и нитратом натрия при растворении его в горячей воде. После этого выкристаллизовывают хлорид натрия при температуре выше 30°С. Равновесие смещается вправо:

Такие реакции используют для промышленного метода получения соды методом Сольвэ:

Вывод: процессы, обратимые в конкретных условиях, могут стать необратимыми вследствие выпадения осадка.

Существуют данные, количественные характеристики, реакций о том, могут ли они диссоциировать или нет, и называются они – произведением растворимости.

Источник

Направление химических реакций

Многие химические реакции протекают самопроизвольно, т.е. без затрат энергии извне. Одной из движущих сил самопроизвольного химического процесса является уменьшение энтальпии системы, т.е. экзотермический тепловой эффект реакции. Другой – стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, беспорядку. Мерой хаотичности, неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, называемая энтропией (S).

При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние (нагревание, испарение, плавление) энтропия возрастает (DS>0). В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное (охлаждение, конденсация, кристаллизация) энтропия системы уменьшается (DS 0) – это суть второго закона термодинамики.

Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией (So) и имеет единицу измерения Дж/моль•К (Приложение, табл.1). Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (DSo) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

DSo = SSoпрод — SSoисх.

Энтропия вещества в газообразном состоянии существенно выше, чем в жидком и твердом состояниях, поэтому об изменении энтропии в химической реакции судят по изменению числа молей газообразных веществ. Например, в реакции

из одного моля СО2 образуется 2 моля СО, следовательно энтропия возрастает (DS>0).

В реакции образования аммиака

энтропия уменьшается, т.к. число молей NH3 меньше суммы молей N2 и Н2.

Возможность самопроизвольного протекания химического процесса определяется двумя факторами:

— стремлением к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, что сопровождается понижением энергии системы – энтальпийный фактор (DH 0).

Эти факторы объединяет функция, называемая энергией Гиббса (DG), равная:

Изменение энергии Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции:

— химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса в ходе реакции уменьшается (DG 0), протекает обратная реакция;

— химическая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. система находится в состоянии равновесия (DG=0).

Из уравнения DG=DH-T•DS следует:

— если DН 0, то всегда DG 0 и DS 0, т.е. реакция с поглощением теплоты и увеличением степени порядка невозможна ни при каких условиях;

— DH>0, DS |DH|. Эти реакции протекают при высокой температуре;

— DH 0. Условие самопроизвольного протекания реакции: |DH|>|T•DS|. Такие реакции идут обычно при низких температурах.

Температуру, при которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно определить из условия равновесия:

где Тр – температура, при которой устанавливается равновесие.

Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, называется стандартной энергией Гиббса образования вещества (DGof). Стандартная энергия Гиббса образования простых веществ принимается равной нулю.

Стандартную энергию Гиббса химической реакции (DGor) можно рассчитать как сумму стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

DGo = SDGofпрод — SDGofисх.

Пример 1. На основании стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ вычислите DG реакции, протекающей по уравнению:

СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) +2Н2О(ж).

В каком направлении будет протекать данная реакция? Рассчитайте температуру, при которой наступит равновесие.

СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) +2Н2О(ж).

DSo, Дж/моль•К 213,6 130,6 186,19 69,96

На основании следствия из закона Гесса вычисляем стандартные энтальпию и энтропию реакции:

Стандартная энергия Гиббса

DGo 0, следовательно реакция при Т=298 К невозможна.

Температура, при которой становится возможным восстановление Fe2O3

Ответ. Температура начала восстановления Fe2O3 908,8 К.

Пример 3. Возможна ли реакция разложения карбоната кальция СаСО3 при температурах 900 и 1200 К?

Решение. Уравнение реакции разложения СаСО3

СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г)

DSo, Дж/моль•К 92,9 39,7 213,6

По следствию из закона Гесса вычисляем DHor и DSo реакции.

Энергия Гиббса при температурах 900 и 1200 К

DG900 = 177,39 — 900•0,160 = 33,39 кДж

DG900>0, следовательно реакция разложения СаСО3 при Т=900 К невозможна.

Источник

Направление химических реакций

Многие химические реакции протекают самопроизвольно, т.е. без затрат энергии извне. Одной из движущих сил самопроизвольного химического процесса является уменьшение энтальпии системы, т.е. экзотермический тепловой эффект реакции. Другой – стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, беспорядку. Мерой хаотичности, неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, называемая энтропией (S).

При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние (нагревание, испарение, плавление) энтропия возрастает (DS>0). В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное (охлаждение, конденсация, кристаллизация) энтропия системы уменьшается (DS 0) – это суть второго закона термодинамики.

Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией (S o ) и имеет единицу измерения Дж/моль•К (Приложение, табл.1). Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (DS o ) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

Энтропия вещества в газообразном состоянии существенно выше, чем в жидком и твердом состояниях, поэтому об изменении энтропии в химической реакции судят по изменению числа молей газообразных веществ. Например, в реакции

из одного моля СО₂ образуется 2 моля СО, следовательно энтропия возрастает (DS>0).

В реакции образования аммиака

энтропия уменьшается, т.к. число молей NH₃ меньше суммы молей N₂ и Н₂.

Возможность самопроизвольного протекания химического процесса определяется двумя факторами:

— стремлением к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, что сопровождается понижением энергии системы – энтальпийный фактор (DH 0).

Эти факторы объединяет функция, называемая энергией Гиббса (DG), равная:

Изменение энергии Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции:

— химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса в ходе реакции уменьшается (DG 0), протекает обратная реакция;

— химическая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. система находится в состоянии равновесия (DG=0).

Из уравнения DG=DH-T•DS следует:

— если DН 0, то всегда DG 0 и DS 0, т.е. реакция с поглощением теплоты и увеличением степени порядка невозможна ни при каких условиях;

— DH>0, DS |DH|. Эти реакции протекают при высокой температуре;

— DH 0. Условие самопроизвольного протекания реакции: |DH|>|T•DS|. Такие реакции идут обычно при низких температурах.

Температуру, при которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно определить из условия равновесия:

где Тр – температура, при которой устанавливается равновесие.

Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, называется стандартной энергией Гиббса образования вещества (DG o _f). Стандартная энергия Гиббса образования простых веществ принимается равной нулю.

Стандартную энергию Гиббса химической реакции (DG o _r) можно рассчитать как сумму стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

Пример 1. На основании стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ вычислите DG реакции, протекающей по уравнению:

В каком направлении будет протекать данная реакция? Рассчитайте температуру, при которой наступит равновесие.

Источник