таблица энтропий и энтальпий_298

CH4 C2H2 C2H4 C2H6 C6H6 C7H8 CH3OH C2H5OH C2H4(OH)2 C3H8(OH)3 C4H8O2 C4H10O CH3COOH

Метан Ацетилен Этилен Этан Бензол Толуол Метиловый спирт Этиловый спирт Этиленгликоль Глицерин Этилацетат Диэтиловый эфир Уксусная к-та

-890,31 -1299,63 -1410,97 -1559,88 -3267,70 -3910,28 -726,64 -1366,91 -1192,86 -1664,40 -2254,21 -2730,90 -873,79

C7H6O2 C6H12O6 C12H22O11 C3H9N ССl4 С6H5O2N С6H7N (ж) С5Н10 H2S C С S Н2

Бензойная к-та Глюкоза Сахароза Триметиламин Тетрахлорметан Нитробензол Анилин Циклопентан Сероводород Графит Алмаз Сера Водород

-3227,54 -2815,8 -5648,0 -2442,92 -260,65 -3057,01 -3396,2 -3319,54 -517 -393,51 -395,7 -296,9 -285,83

Решение:

Модуль №1 Основы химической термодинамики и кинетики, свойства растворов, редокс-процессы

ЗАНЯТИЕ № 1

Методическое указание для студентов

ТЕМА: Основы химической термодинамики и биоэнергетики. Химическое равновесие.

ЦЕЛЬ: Познакомиться с основами термодинамики и биоэнергетики, научиться прогнозировать направление химических и биологических процессов

Теоретические вопросы:

1. Предмет и методы химической термодинамики. Основные понятия термодинамики.

2. Параметры состояния (интенсивные и экстенсивные) Функция состояния.

3. Внутренняя энергия. Работа и теплота – две формы передачи энергии.

4. Типы термодинамических систем (изолированные, закрытые, открытые).

5. Типы термодинамических процессов (изотермические, изобарные, изохорные). Стандартное состояние.

6. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования и сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции. I начало термодинамики.

7. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Применение 1 начала термодинамики к биосистемам. Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания.

8. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Второе начало термодинамики. Энтропия.

9. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах. Роль энтальпийного и энтропийного факторов.

10. Термодинамические условия равновесия. Стандартная энергия Гиббса образования и биологического окисления веществ. Стандартная энергия Гиббса реакции. Примеры экзергонических и эндергонических процессов. Принцип энергетического сопряжения.

11. Обратимые и необратимые реакции. Термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых системах.

12. Закон действующих масс. Константа химического равновесия.

13. Уравнение изотермы и изобары химической реакции.

14. Прогнозирование смещения химического равновесия. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

15. Понятие о гомеостазе и стационарном состоянии живого организма.

Лабораторная работа №1 «Химическое равновесие»

Обучающие задачи:

Задача 1 В организме человека реакция окисления этилового спирта протекает в две стадии. Первая — окисление этилового спирта до уксусного альдегида с участием фермента алкогольдегидрогеназы протекает по уравнению: С₂H₅OH + ½ O₂ = CH₃COH + H₂O.

Рассчитайте DH⁰ реакции, используя первое следствие закона Гесса, если

DН⁰ _обр.(C₂H₅OH) = — 278 кДж/моль;

DН⁰_обр.(CH₃СOH) = — 166 кДж/моль;

DН⁰

_обр.(H₂O) = — 286 кДж/моль.

Решение: DH⁰ = å n DH⁰_{обр.пр.р.} — å n DН⁰_{обр.исх.в.в}; DH = (-166+ (-286)-(-278)) = — 174 кДж/моль

Ответ: тепловой эффект реакции DH = -174 кДж/моль, т.е. процесс экзотермический.

Задача 2. Теплота сгорания глюкозы равна -2810 кДж/моль, теплота сгорания этилового спирта равна -1366 кДж/моль. На основании этих данных вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения глюкозы:

С₆Н₁₂О₆= 2С₂Н₅ОН + 2СО₂

Решение: Тепловой эффект данной реакции можно рассчитать, применяя второе следствие из закона Гесса:

DН = ån DН⁰ _{сгор. исход. веществ} — å n DH⁰_{сгор. прод. реакции}

DН = -2810 — 2 ∙(-1366) = — 78 кДж/моль

Ответ: тепловой эффект процесса брожения равен — 78 кДж/моль.

Задача 3. Рассчитайте стандартную энтропию реакции:

NH₂ — CH₂ — COOH + NH₂ — CH₂ — COOH → NH₂ — CH₂ — CO — NH — CH₂ — COOH + H₂O

глицин глицин глицилглицин

Если S⁰_{(глицилглицина)} = 231 Дж/моль×К;

S⁰_{(глицина)} = 159 Дж/ моль×К;

S⁰( H₂O) = 70 Дж/моль×К;

DS = S⁰₂₉₈(гл-гл) +S⁰₂₉₈(H₂O)– 2 S⁰ ₂₉₈ (глицина) = (231+70)-(159+159)= -17 Дж/моль×К

Ответ: DS⁰₂₉₈

= — 17 Дж/моль×К, т.е. энтропия уменьшится.

Задача 4. Теплота сгорания углеводов, белков и жиров составляет 17, 17 и 39 кДж

соответственно. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студентов — мужчин составляет 113, 106 и 451г. Какова суточная потребность студентов — мужчин в энергии?

Решение: Рассчитаем, какое количество энергии выделится при окислении углеводов, белков и жиров

DH = (451×17) + (113 × 17) + (106 × 39) = 13722 кДж.

Ответ: Суточная потребность в энергии равна 13722 кДж.

Задача 5. Почему процесс денатурации белка при 40⁰С является самопроизвольным, если реакция эндотермическая и тепловой эффект составляет 2830 Дж/моль? Значение DS для данной реакции равно 288 Дж/моль∙К

Решение: Для определения направления процесса необходимо знать величину изменения энергии Гиббса, рассчитываемой по уравнению: DG

0 = DH⁰ — TDS⁰. Расчет показывает, что DG<0 (DG⁰ = 2830Дж/моль-(313К × 288Дж/моль∙К)=-87314 Дж/моль или-87,3 кДж/моль).

Ответ: Поскольку DG < 0, то процесс денатурации белка при 40⁰С протекает самопроизвольно, повышение температуры тела может представлять опасность для жизнедеятельности организма.

Задача 6. Вычислите энергию Гиббса, являющуюся критерием самопроизвольности процессов, для реакции гликолиза при стандартных условиях:С₆H₁₂О₆ (р-р)® 2 С₃H₆О₃(р-р) (молочная кислота).

Решение:

Из таблицы термодинамических величин запишем стандартную энергию Гиббса для участников химического процесса: ∆G⁰(С₆H₁₂О₆) = -917 кДж/моль; ∆G⁰(С₃H₆О₃) = -539 кДж/моль. Используя 1 следствие из закона Гесса, вычислим энергию Гиббса:

ΔG⁰ = 2×ΔG⁰ (C₃H₆O₃) — ΔG⁰ (C₆H₁₂O₆)

ΔG⁰ = 2(-539) – (-917) = -161 кДж/моль

Ответ: т.к. ΔG⁰ < 0, то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Задача 7. Вычислить изменение энергии Гиббса при 25⁰С по стандартным значениям энтальпий образования и абсолютных энтропий для данной реакции: СО+ 2Н₂ = СН₃ОН

DН⁰_обрСН₃ОН = -293 кДж/моль S⁰(СН₃ОН) = 127 Дж/моль×К

DН⁰_обрСО = — 110 кДж/моль. S⁰(CO) = 198 Дж/моль×К

S

0(H₂) = 131 Дж/моль×К

Решение: DG⁰ = DH⁰ — TDS⁰

DH⁰ = ånDH⁰_{обр. пр. реак.} — ånDН⁰_{обр. исх. веществ}

DН⁰ = — 293 — (-110) = — 183 кДж/моль

DS⁰ = å n S⁰_{прод. р} — å n S⁰_{исход. веществ}

DS⁰ = 127 — (198 + 2(131) = — 333 Дж/моль×К

DG⁰ = — 183,5 кДж/моль — (298К × 0,333 кДж/моль×К) = — 83,8 кДж/моль

Ответ: DG⁰ = — 83,8 кДж/моль

Задача 8. Рассчитайте константу равновесия при 310 К для реакции АТФ + АМФ ↔ 2АДФ, если свободная энергия Гиббса реакции ΔG°=-2,10кДж/моль.

Решение: в состоянии равновесия DG⁰ = — 2,3RT lg Кс

lgKc= 0,354

K_c= 10^0,354=2,26

Ответ: Kc = 2,26

Задача 9. Константа равновесия реакции: PCl₅(г) « PCl₃(г) + Cl₂(г) при 250⁰С равна 2. В каком направлении идет реакция при следующих концентрациях: С(PCl₅) = C(PCl₃) = 2 моль/л; С(Сl₂) = 4 моль/л ?

Решение: Для определения направления протекания реакции воспользуемся уравнением изотермы

Рассчитаем Пс

Т.к. П_с > К_с, то DG > 0

Вывод: реакция самопроизвольно протекать в прямом направлении не может, т.к. DG>0.

Задача 10. Константа равновесия реакции 2SO₂ (г) + O₂(г) Û 2SO₃(г) при температуре 627⁰С равна 2,3∙10^-7, DН⁰ = 376,5 кДж/моль. Рассчитайте константу равновесия при 727⁰С.

Решение: воспользуемся уравнением изобары химической реакции:

T₁ = 273 + 627 = 900 K

T₂ = 273 + 727 = 1000K

Ответ: Константа равновесия при 727⁰С равна 3,56 × 10^-5 .

Задача 11. Для реакции Н₂О(г) + СO(г) ® CO₂(г) + H₂(г) константы химического равновесия равны: при 800⁰С Кр = 2,87, при 1000⁰С Кр = 1,39. Вычислите тепловой эффект этой реакции.

Решение: Применив, уравнение изобары химической реакции, рассчитаем DН

Примем T₁ = 800 + 273 = 1073 K

T₂ = 1000 + 273 = 1273 K

Ответ: DН = -39,16 кДж/моль

2. Стандартная энтальпия реакции сгорания метанола (сн3он) равна (-726,64) кДж/моль. Написать термохимическое уравнение сгорания метанола и вычислить стандартную энтальпию его образования.

Дано: (CH3ОН(ж)) = =-726,64 кДж/моль

(CH3ОН(ж)) — ?

РЕШЕНИЕ:

Стандартной энтальпией сгорания вещества (В) называется тепловой эффект реакции полного сгорания 1 моль органического вещества до СО_2(г)и Н₂О_(ж)при стандартных условиях.

Составляем термохимическое уравнение сгорания 1 моль метанола:

1CH₃ОН_(ж)+3/2О_2(г)=СО_2(г)+2Н₂О_(ж) = -726,64 кДж/моль

Следовательно, для данной реакции = -726,64 кДж

Для определения (CH₃ОН_(ж)) используем первое следствие из закона Гесса для этой же реакции:

= (СО_2(г)) + (Н₂О_(ж)) —

— (CH₃ОН_(ж)) — (О_2(г)).

Откуда: (CH₃ОН_(ж)) = (СО_2(г))+

+ (Н₂О_(ж)) — – (О_2(г))

Значения стандартных энтальпий образования (В) веществ берем из таблицы стандартных термодинамических величин.

(CH₃ОН_(ж)) = 1(-393,5) +2(-285,8)-(- 726,64) =

= -238,46 кДж/моль.

Ответ: (CH₃ОН_(ж)) = -238,46 кДж/моль.

3. Можно ли при стандартных условиях восстановить водородом оксид хрома (III), алюминием оксид марганца (II), оксидом углерода (II) оксид ртути (II). Ответ подтвердить расчетом по значениям (в).

Дано: Cr2O3 + H2 MnO + Al HgO + CO

— ?

РЕШЕНИЕ:

Возможность самопроизвольного про-

текания реакции при заданных усло-

виях определяется знаком величины

энергии Гиббса для соответствующей

реакции – если < 0, то самопроизвольное протекание реакции возможно, если же

> 0, то протекание данной реакции невозможно.

Значения определяем по I следствию из закона Гесса

= Σ_ni(В) — Σ _nj

^{продуктов исходных}

^{реакции веществ}

Значения (В) находим из таблицы.

Записываем уравнения протекающих реакций

Cr₂O_3(к) + 3Н_2(г) = 2Cr_(к) + 3Н₂О_(ж) (4.1)

-1059 0 0 3(-237,3)

^{кДж/моль}

= 3(-237,3) – (-1059) = 374,1 кДж

Поскольку величина положительная, то протекание реакции (4.1) невозможно.

3MnO_(к) + 2Al_(к) = Al₂O_3(к) + 3Mn_(к) (4.2)

3(-362,85) 0 -1582 0

^{кДж/моль}

= (-1582) – 3(-362,85) = — 493,45 кДж

Поскольку величина отрицательная, то протекание реакции (4.2) возможно.

HgO_(к) + CO_(г) = СО_2(г) + Hg_(ж) (4.3)

-58,4 — 137,1 -394,4 0

^{кДж/моль}

= (-394,4) – [(-58,4) + (-137,1)] = — 194,9 кДж

Поскольку величина отрицательная, то протекание реак-ции (4.3) возможно.

Аналогично определяется возможность протекания реакции в случае использования в качестве восстановителя магния.

Уровень b

1. Вычислить стандартную энтальпию растворения NaOH в воде, если при растворении 10 г NaOH в 250 мл воды температура раствора повысилась от 20⁰С до 29,7⁰С. Удельная теплоемкость раствора равна 3,99 Дж/(г·К).

Дано:

(NaOH) — ?

РЕШЕНИЕ:

Стандартную энтальпию растворения рассчитываем по уравнению:

(NaOH) =

= , (кДж/моль)

где М_NaOH — молярная масса NaOH, г/моль,

Q_p = m_р-ра·С_р(р-ра)·(), -количество выделившейся теплоты при растворенииNaOH, Дж m_р-ра — масса раствора, г;

С_р(р-ра) – теплоемкость раствора, кДж/(г×К) 1000 — пересчет Дж в кДж.

Для рассматриваемой задачи = 29,7-20 = + 9,7⁰.При этом знак «+» указывает на повышение температуры при растворении, а знак «-» — на понижение температуры.

m_р-ра = m + m = 10+250 = 260 г.

Тогда: Q_Р = (10 + 250)·3,99·9,7 = 10062,8 Дж,

(NaOH) = ,

Ответ: (NaOH) = — 40,24 кДж/моль.

2. Найти массу метана, при полном сгорании, которого выделяется теплота, достаточная для нагревания 30 л воды от 20 до 90^оС. Мольная теплоемкость воды равна 75,3 Дж/мольК. КПД теплового агрегата составляет 40%.

Дано: Ср = 75,3 Дж/мольК КПД = 40%

РЕШЕНИЕ:

Определяем количество теплоты, необходимое для нагревания 30 л воды от 20 до 90^оС.

т.к. =

= 18 г/моль ∆t = 90 – 30 = 60К

Учитывая КПД теплового агрегата потребуется

теплоты

Такую теплоту необходимо получить при сжигании метана. Тепловой эффект реакции горения метана получим используя I следствие из закона Гесса

= Σ_ni(В) — Σ _nj

^{продуктов исходных}

^{реакции веществ}

Уравнение горения метана

СН_4(г) + О_2(г) = СО_2(г) + 2Н₂О_(г)

-74,9 0 -393,5 2(-241,84)

^{кДж/моль}

= (-393,5) + 2(-241,84) –(-74,9) = — 802,28 кДж

Так как при сгорании одного моль метана выделяется 802,28кДж, то определяем количество моль метана, которое необходимо для получения 18750 кДж теплоты.

Определяем массу метана

Ответ:

Следствия закона Гесса | Задачи 298

Задача 298. 
Вычислить  реакций:

Решение:
По табличным данным стандартные энтальпии образования  С₂Н_6(г),  С₆Н_6(ж),  Н₂О_(г), Н₂О_(ж) и СО_2(г)  соответственно равны -89,7, -241,8, 82,9,  -241,8, -285,8 и -393,5 кДж/моль (стандартные энтальпии образования простых веществ принято считать равными нулю). Для расчета  реакций используем уравнение из следствия закона Гесса:

а) Находим стандартную энтальпию реакции:

б) Находим стандартную энтальпию реакции:

Ответ: а) 1423 кДж; б) 3301,3 кДж.

---

Задача 299.
Вычислить реакций:

Стандартные энтальпии образования L1⁺_(водн.), Na⁺_(водн.)  и OH^—_(водн.)  принять соответственно равными -278,5, -239,7 и -228,9 кДж/моль.
Решение:
По условию задачи и по табличным данным стандартные энтальпии образования веществ равны:

Для расчета   реакций используем уравнение из следствия закона Гесса:

а) Находим стандартную энтальпию реакции:

б) Находим стандартную энтальпию реакции:

Ответ: а) -443,2кДж; б) -365,6кДж.

---

Задача 300. 
Вычислить значение   для протекающих в организме реакций превращения глюкозы:

Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?
Решение:
По табличным данным стандартные энтальпии веществ, участвующих в реакциях равны (стандартные энтальпии простых веществ принято считать равными нулю):

Для расчета  реакций используем уравнение из следствия закона Гесса:

а) Находим стандартную энтальпию реакции:

б) Находим стандартную энтальпию реакции:

Реакция (б) поставляет организму больше энергии, чем реакция (а).

Ответ: а) -69,2 кДж; б) -2802,8 кДж.

---

Задача 301. 
Зависит ли значение  реакции от присутствия в системе катализаторов? Ответ обосновать.
Решение:
Катализаторы – это вещества, которые ускоряют процесс протекания химической реакции, но сами при этом в реакции не участвуют. Они ускоряют скорость как прямой, так и обратной реакции, но химическое равновесие системы не изменяют. 
 — это изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции.  зависит только от начального и конечного состояний, участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса, в том числе и от скорости самой реакции (закон Гесса). 
  реакции определяется значениями стандартных энтальпий образования исходных веществ и продуктов реакции по уравнению из следствия закона Гесса:

---

Задача 302. 
Объяснить, почему процессы растворения веществ в воде могут самопроизвольно протекать не только с экзотермическим   <  0), но и с эндотермическим  >  0) эффектом.

Решение:
Процессы растворения веществ в воде могут самопроизвольно протекать как  с выделением, так и с поглощением теплоты, потому что растворение веществ в воде является не только физическим, но и, одновременно, химическим процессом. Химический процесс может быть или эндотермическим  > 0)  или экзотермическим  <  0)  в зависимости от природы реагирующих веществ, в данном случае – от природы растворяемого вещества.

---