Задачи на закон гесса егэ

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН < 0, а в эндотермическом процессе (Q < 0) ΔН > 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25^оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН^о₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН^о_f,298 (или ΔН^о_обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например, ΔН^o_f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н_2(г) + ½O_2(г) = Н₂О_(ж)

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН^o_сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН^o₂₉₈ реакции:

2H₂S(г) + 3O₂(г) = 2SO₂(г) + 2H₂O(ж); ΔН^oх.р.,₂₉₈ = ?

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Вещество	H2S(г)	O2(г)	SO2(г)	H2O(ж)
ΔНof,298	-20,60	0	-296,90	-285,83
ΔНoсгор,298	-562,10	0	0	0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН^о_х.р. равна:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_f,298(SO_2(г)) + 2ΔН^о_f,298(H₂O_(ж)) — 2ΔН^о_f,298(H₂S_(г)) — 3ΔН^о_f,298(O_2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) — 2(- 20,60) = — 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(ж); ΔН^о₁ = -1531,22 кДж;

2H₂O_(ж) = O_2(г) + 2H_2(г); ΔН^о₂= 571,66 кДж.

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

• • • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

N_2(г) + 3H₂O_(ж) = 2NH_3(г) + 3/2O_2(г); ΔН^о = 765,61 кДж;

• • • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину  δН^o , изменив ее знак на противоположный:

3/2O_2(г) + 3H_2(г) = 3H₂O_(ж); ΔН^о = -857,49 кДж;

• • • сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н^о₂₉₈ = (- ΔН^о₁/2) + (- 3/2·ΔН^о₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН^о_f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO_4(к) + 5H₂O_(ж) = CuSO₄·5H₂O_(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о₁ = ΔН^о₂ + ΔН^о_х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН^о_х = ΔН^о₁ – ΔН^о₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO_4(к) + (n H₂O) = CuSO₄(р-р, n H₂O); ΔН^о₁ = – 40,0 кДж; (1)

CuSO_4(к) + 5H₂O(ж) = CuSO₄·5H₂O(к); ΔН^о_х = Н^о₂; (2)

CuSO₄·5H₂O_(к) + (n – 5)H₂O = CuSO₄(р-р, nH₂O); ΔН^о₃ = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса:  ΔН^о₁ =  ΔН^о_х+  ΔН^о₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о_f,298(С₂Н_4(г)) = 2ΔН^о_возг(С_{(графит)}) + 2ΔН^о_атом (H_2(г)) + ΔН^о_(С= С) + 4ΔН^о_(С–Н).

ΔН^о_(С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН^о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

2. Определить ΔН^о₂₉₈ реакции:

CH₃CНO_(ж) + H_2(г) = CH₃CH₂OH_(ж),

если ΔН^о_сгор,298(CH₃CНO_(ж)) = — 1193,07 кДж/моль; ΔН^о_сгор,298(CH₃CH₂OH_(ж)) = — 1370,68 кДж/моль; ΔН^о_f,298(Н₂О_(ж)) = — 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl_2(к) и BaCl₂·2H₂O_(к) с образованием раствора хлорида бария (с мольным отношением BaCl₂: H₂O = 1: 500) соответственно равны –11,18 и 18,74 кДж/моль.
Определить величину ΔН^о присоединения воды к BaCl_2(к) с образованием BaCl₂·2H₂O_(к).

10.4. Рассчитать энтальпию связи в молекуле NO на основании следующих термохимических уравнений:

N_2(г) + O_2(г) = 2NO_(г); ΔН^о₂₉₈ = +182,52 кДж;

2O_(г) = O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 498,34 кДж;

N_2(г) = 2N_(г); ΔН^о₂₉₈ = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔН^о₂₉₈ реакции 2C(г) + 2H₂(г) = C₂H₄(г), используя следующие термохимические уравнения:

С_{(графит)} = С_(г) ; ΔН^о₂₉₈ = +716,67 кДж;
С₂H_4(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 2H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 1322,94 кДж;
C_{(графит)} + O_2(г) = CO_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 393,51 кДж;

H_2(г) + 1/2O_2(г) = H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 241,81 кДж.

10.6. Определите стандартную энтальпию реакции взаимодействия метана с оксидом углерода (IV), если стандартные энтальпии образования метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) при 298 К равны соответственно: -75; -393 и -111 кДж/моль.

7. Определите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН_(ж), если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола при 298 К равны соответственно: -393; -286 и -1366 кДж/моль.

8. Вычислите энтальпию химической реакции 4KClO_3(к)=KCl_(к)+3KClO_4(к) по следующим данным:

2KClO_3(к)=2KCl_(к)+3O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 95 кДж;
4KClO_4(к)=KCl_(к)+2O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = 9 кДж/моль.

9. Вычислите среднюю энтальпию связи P-Cl в молекуле PCl₅, используя следующие термохимические уравнения:

P_{(к, бел.)}+5/2Cl_2(г)=PCl_5(г); ΔН^о₁ = — 374,8 кДж;
P_{(к, бел.)}=P_(г); ΔН^о₂ = — 17,4 кДж;
Cl_2(г)=2Cl_(г); ΔН^о₃ = 242,6 кДж.

10. Вычислите среднюю энтальпию связи N-H в молекуле NH₃, используя следующие термохимические уравнения:

1/2N_2(г)+3/2H_2(г)=NH_3(г); ΔН^о₁ = — 46,2 кДж;
N_2(г)=2N_(г); ΔН^о₂ = 945,4 кДж;
H_2(г)=2H_(г); ΔН^о₃ = 436,0 кДж.

Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Пройти тестирование по этим заданиям

Задачи и упражнения

1.2. Термохимия, закон г.И. Гесса

Пример
1. При сгорании
6,048 г водорода в кислороде при 298,15 К в
стандартных условиях выделяется 857,5
кДж теплоты. Определить стандартную
энтальпию образования H₂O
(ж) при
298,15 К.

Решение.
Водород сгорает в кислороде согласно
уравнению:

H₂
(ж)
+
O₂
(ж)
= H₂O
(ж)

Все
вещества находятся в стандартных
состояниях, поэтому энтальпия сгорания
1 моль Н₂
(2,016 г) и будет стандартной энтальпией
образования Н₂О
(ж) при 298,15 К; найдем эту величину:

6,048 – 857,5

2,016 – х, откуда х
= 258,8;

DH_oбp.H₂O(ж)
= – 285,8 кДж/мoль.

Пример
2. Энтальпия
какого процесса отвечает термину
“стандартная энтальпия образования
НNO₃
при 298,15 К”:

а)

H₂
(г) +
N₂
(г) +
O₂
(г) = HNO₃
(ж);

б)

H₂
(г) +
N₂
(г) + O₃
(г) = HNO₃
(ж);

в)

H₂
(г) +
N₂
(г) +
O₂
(г) = HNO₃
(ж);

г)

H₂
(г) +
N₂
(г) +
O₂
(г) = HNO₃
(к);

д.)

N₂O₅
(к) +
H₂O(ж)
= HNO₃
(ж)?

Решение.
При 298,15 К стандартными состояниями для
простых веществ будут H₂
(г), O₂
(г) и N₂
(г), а для
азотной кислоты — жидкость (хотя можно
говорить и о стандартных термодинамических
функциях, например, и HNO₃
(г) при этой
температуре). Поэтому лишь процесс «в»
строго отвечает названному термину.

Пример
3. Определить
величину стандартной энтальпии
образования C₃H₈
(г)^*,
если стандартные энтальпии образования
CO₂
(г) и Н₂О
(ж) равны соответственно –393,5 и –285,8
кДж/моль, а стандартная энтальпия
сгорания С₃Н₈
(г) составляет –2219,9 кДж/моль.

Решение.
Запишем уравнение процесса, соответствующего
термину «стандартная энтальпия
образования С₃Н₈
(г)»:

3C
(к, графит)
+ 4H₂
(г) = C₃H₈
(г);
.

Для
определения DН
воспользуемся 2-м следствием из закона
Гесса (соотношение 1.12):

=3DH⁰_сгорС
(к, графит) + 4DH⁰_сгорH₂(г)
– DH⁰_сгор.C₃H₈
(г).

Далее
обратим внимание, что стандартные
энтальпии образования СО₂(г)
и Н₂O(ж)
есть не что иное, как стандартные
энтальпии сгорания графита
и водорода.
Следовательно:

=3DH⁰_обрСO₂
(г) + 4DH⁰_обрH₂O
(ж) –
DH⁰_сгорC₃H₈
(г) =

=
3×(–393,5)
+ 4×(–285,8)
– (–2219,9) = – 103,8 кДж/моль.

Пример
4.
Энтальпия растворения Na₂SO₄
(к)
в воде с образованием раствора
состава Na₂SO₄
(к) ×
400 H₂O
составляет –1,5 кДж/моль, а энтальпия
присоединения воды к Na₂SO₄
(к) c
образованием Na₂SO₄
×10H₂O
(к) равна
–82,0 кДж/моль. Определить энтальпию
растворения Na₂SO₄×10H₂O
(к) в воде

с образованием раствора состава Na₂SO₄
×400
H₂O.

Решение.
Запишем условие задачи в виде
термохимических уравнений:

а)
Na₂SO₄
(к)
+ 400
H₂O
(ж)
= Na₂SO₄
(р-р,
Na₂SO₄×400H₂O);
DH₁;

б)
Na₂SO₄
(к)
+ 10
H₂O
(ж)
= Na₂SO₄×10H₂O
(к);
DH₂;

в)
Na₂SO₄×10H₂O
(к)
+ 390 H₂O
(ж)
= Na₂SO₄
(р-р,
Na₂SO₄×400H₂O);
DH_Х.

Как видно, искомое
(третье) уравнение получается путем
вычитания второго термохимического
уравнения из первого, следовательно:

DH_Х
= DH₁
–
DH₂ =
1,5 – (–82,0) = 80,5 кДж.

Пример
5. На основе
справочных данных определить, в каком
случае в стандартных условиях выделится
больше теплоты – при сгорании 2 моль
CH₄
или 1 моль C₂H₆?

Решение.
Термохимические уравнения процессов
горения:

СH₄
(г) + 2O₂
(г) = CO₂
(г) + 2H₂O
(ж);

С₂H₆
(г) + 3,5O₂
(г) = 2CO₂
(г) + 3H₂O
(ж).

Выписываем
из справочных данных стандартные
энтальпии образования СО₂(г),
H₂O(ж),
CH₄(г)
и C₂H₆(г),
пользуясь 1-м следствием из закона Гесса,
вычисляем энтальпии написанных процессов,
то есть стандартные энтальпии сгорания
CH₄(г)
и C₂H₆(г):

DH⁰_сгорСH₄
(г) = DH⁰_обрCO₂(г)
+ 2DH⁰_обрH₂O(ж)
– DH⁰_обрСH₄
(г) – 2DH⁰_обрO₂(г)
=
= – 393,5 + 2(–285,8) – (–74,8) – 2×0
= –890,3 кДж;

DH⁰_сгорС₂H₆
(г) = 2DH⁰_обрCO₂(г)
+ 3DH⁰_обрH₂O(ж)
– DH⁰_обрС₂H₆
(г) –
– 3,5DH⁰_обрO₂(г)
= 2(–393,5) + 3(–285,8) – (–84,7) – 3,5×0
= – 1273,9 кДж.

Из
полученных величин следует, что при
сгорании 2 моль CH₄(г)
выделяется теплоты больше, чем при
сгорании 1 моль C₂H₆(г).

Пример
6. Вычислить
среднюю энтальпию связи С–Н в метане
на основе следующих термохимических
данных:

1)
C
(к,графит) + 2H₂
(г) = CH₄
(г),
=
–74,8 кДж;

2)
H₂
(г) = 2H
(г),

= 436,0 кДж;

3)
C
(к,графит)
= C
(г) ,
=715,1
кДж.

Решение.
Согласно определению средняя энтальпия
связи С–Н в СН₄
– это

часть энтальпии следующего процесса:

CH₄
(г) = C
(г) + 4H
(г);=
4C–H.

Это уравнение может
быть получено путем сложения третьего
уравнения с удвоенным вторым уравнением
и вычитанием из этой суммы первого
уравнения, следовательно:

=
715,1 + 2(436,0)–(–74,8)=1661,9 кДж.

Отсюда:

DH⁰_ср.С–H
=
=415,5
кДж.

Пример 7.
Определить энтальпию связи С–С в этане
на основе следующих данных:

DН_обрС₂Н₆(г)
= –84,7 кДж/моль; DН_{сублимации}С(к,графит)
= 715,1 кДж/моль;

DН
_дисН_{2
на атомы}
= 436,0 кДж; DН
_ср.
С–Н = 415,5 кДж/моль связи.

Решение.
Запишем исходные данные в виде
термохимических уравнений:

1)
C
(к,графит) + 3H₂
(г) = C₂H₆
(г),
_обрC₂H₆(г);

2)
C
(к,графит) = C
(г) ,
_{сублимации}
C
(к,графит);

3)
H₂
(г) = 2H
(г),
_{диссоциации}
H_{2
на атомы}.

Основой для
нахождения искомой величины является
термохимическое уравнение

C₂H₆
(г) = 2C
(г) + 6H
(г);

При
распаде на атомы 1 моль С₂Н₆(г)
будет разорвано 1 моль связей С–С и 6
моль связей С–Н, следовательно:

=

+
6.

С
другой стороны,

может быть найдена на основе исходных
термохимических данных, а именно –
искомое уравнение получается путем
сложения удвоенного второго уравнения
с утроенным третьим уравнением и
вычитания из полученной суммы первого
уравнения, отсюда:

=2+3–=2×715,1
+ 3(436,0) – (–84,7) = 2822,9 кДж.

Находим
теперь энтальпию связи С–С в этане:

=
2822,9 – 6(415,5) = 329,9 кДж/моль связи.

Теплота реакции. Следствия закона Гесса

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.

---

ЗАКОН ГЕССА И ЕГО СЛЕДСТВИЯ: РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ

Закон Гесса (1840 г.) представляет собой частный случай закона сохранения энергии. Он позволяет определить тепловой эффект химического взаимодействия, используя данные о состояниях веществ только в начале и в конце процесса. Для этого применяется так называемая формула закона Гесса, оформленная в виде формулировки следствия из него.

Итак, что же из себя представляет закон, о котором идет речь? Как, пользуясь им, можно проводить вычисления?

Экзотермические и эндотермические реакции

Основной категорией химического процесса, с которой закон Гесса имеет дело, является тепловой эффект – главный объект термохимии.

Тепловым эффектом Q считают теплоту, либо подающуюся в систему, либо выделяющуюся из нее в ходе химического взаимодействия.

Так, если теплота подается в систему (то есть поглощается из внешней среды), то процесс является эндотермическим. Если теплота, наоборот, уходит из системы в окружающую среду, то процесс является экзотермическим.

Каждая реакция отображается с помощью уравнения. Если в уравнении указан тепловой эффект химического процесса, то такое уравнение называется термохимическим. В нем обязательно записываются либо агрегатные состояния веществ, определяющие общее состояние системы, либо их аллотропные модификации (в случае простых веществ).

Обозначения агрегатных состояний записываются нижним индексом в скобках рядом с химической формулой вещества.

Например, для экзотермического процесса:

И для эндотермического процесса:

Состояния:

— (тв.) – твердое, или (к.) – кристаллическое;

Тепловой эффект Q реакции и изменение энтальпии ΔН имеют одинаковые численные значения, а по знаку противоположны:

В связи с этим приведенные выше уравнения можно записать так:

Закон Гесса как основной закон термохимии и примеры расчетов с его использованием

Закон Гесса констатирует:Рассмотрим классический пример.

При экзотермическом взаимодействии углерода (графита) и кислорода образуется углекислый газ. У этого процесса есть два возможных пути: напрямую или через промежуточную стадию, идущую с образованием угарного газа (оксида углерода (II)):

При прямом процессе, идущем непосредственно с образованием углекислого газа, выделяется 393,5 кДж энергии:

Если процесс взаимодействия графита с кислородом идет в две стадии, то каждая из них также сопровождается выделением энергии:

Просуммируем эти два уравнения:

Получаем то же, что и в первом случае (то есть при прямом взаимодействии графита с кислородом): выделяется 393,5 кДж энергии.

Таким образом, результат реакции совершенно не зависит как от пройденного пути, так и от количества промежуточных стадий. Важными оказываются состояния веществ: начальное и конечное.

Прежде, чем рассмотреть примеры расчетов, в которых используется формула закона Гесса, необходимо сделать некоторые уточнения:

1) результаты термохимических расчетов (и измерений) всегда относят к одному молю вещества, которое образуется в ходе реакции;

2) теплота образования – это количество теплоты, выделяющееся при реакции простых веществ с образованием 1 моля продукта;

3) теплоты образования простых веществ принимают за ноль;

4) если прямой процесс является экзотермическим, то обратный будет эндотермическим, и наоборот.

Пример 1.

Запишем термохимические уравнения реакций, о которых идет речь:

Представим уравнение (2) так, чтобы СО стал конечным продуктом реакции, а не исходным веществом. Для этого запишем уравнение в обратном виде. Теплота сгорания по знаку в таком случае станет противоположной:

Для получения ответа на вопрос задачи (по закону Гесса) просуммируем уравнения (1) и (2):

Таким образом, при сгорании углерода с образованием угарного газа выделяется 110,5 кДж энергии.

Пример 2.

В реакции, для которой требуется вычислить теплоту:

• участвуют 1 молекула этилена и 6 молекул фтора;
• образуются 2 молекулы тетрафторуглерода и 4 молекулы фтороводорода.

— в первой из данных по условию реакций все коэффициенты и теплоту реакции умножим на 2, чтобы получить 4 молекулы фтороводорода;

— во второй реакции также все коэффициенты и теплоту реакции умножим на 2, чтобы получить 2 молекулы тетрафторуглерода;

— уравнение третьей реакции запишем в обратном виде, чтобы этилен стал исходным веществом, а не продуктом реакции;

— изменим знак теплоты третьей реакции на противоположный, так как ее уравнение записываем в обратном виде.

Просуммируем все уравнения:

Таким образом, теплота реакции этилена с фтором ΔН= -2486,3 кДж.

Следствие из закона Гесса: вычисление энтальпии реакции

Чаще всего в вычислениях применяется не сам закон Гесса, а следствие из него. Оно позволяет вычислить как изменение энтальпии реакции, так и энтальпию образования любого из участников химического взаимодействия.

Следствие утверждает, что

В самом общем виде расчетная формула выглядит так:

А если учесть коэффициенты, то так:

Для вычислений обычно применяют стандартные энтальпии образования, так как именно в стандартных состояниях вещества наиболее устойчивы:

Стандартные теплоты (энтальпии) образования являются табличными величинами.

Задача 1. Используя данные таблицы стандартных термодинамических величин , вычислите изменение энтальпии для реакции:

Решение:

Задача 2.

Решение:

Задача 3. Решение:

Тепловой эффект в термодинамическом уравнении относят к 1 молю образующегося вещества. С учетом этого запишем уравнение реакции следующим образом:

Следовательно, для данной реакции термохимическое уравнение будет выглядеть так:

В дополнение ко всему сказанному отметим, что некоторые тепловые эффекты реакций, идущих при стандартном давлении, меняются с температурой. Однако эти изменения незначительны. Поэтому при выполнении термодинамических вычислений для нестандартных условий можно использовать стандартные величины теплот образования. Появится в итоге небольшая ошибка, что вполне допускается.

Таким образом, закон Гесса, а также следствие из него позволяют проводить расчеты, в основе которых лежат тепловые явления химических процессов.

Далее будут рассмотрены случаи, в которых используется формула закона Гесса для расчета таких термодинамических величин, как энтропия и энергия Гиббса.

Энергетика химических процессов. Закон Гесса

Материалы портала onx.distant.ru

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о ₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН о _f,298 (или ΔН о _обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например , ΔН o _f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН o _сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН o ₂₉₈ реакции:

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Вещество	H2S(г)	O2(г)	SO2(г)	H2O(ж)
ΔН o f,298	-20,60	0	-296,90	-285,83
ΔН o сгор,298	-562,10	0	0	0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о _х.р. равна:

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН о _х.р.,298 = 2ΔН о _сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН о ₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

• • • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

• • • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН o , изменив ее знак на противоположный:

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н о ₂₉₈ = (- ΔН о ₁/2) + (- 3/2·ΔН о ₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН о _f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о ₁ = ΔН о ₂ + ΔН о _х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН о _х = ΔН о ₁ – ΔН о ₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

По закону Гесса: ΔН о ₁ = ΔН о _х+ ΔН о ₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о _{(С = С)} = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

Решение задач на закон Гесса

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Развитие управляющих функций мозга ребёнка: полезные советы и упражнения для педагогов

Сертификат и скидка на обучение каждому участнику

Практическая работа №5

Тема: «Решение задач на закон Гесса»

Цель работы: Практически научиться вычислять тепловой эффект химической реакции, теплоту образования веществ.

Тепловой эффект химической реакции- это теплота выделяемая или поглощаемая системой в результате химической реакции, или фазового превращения. При этом должны соблюдаться следующее условия:

Процесс протекает термодинамически — необратимо.

Давление и объём — постоянные.

Не совершается никакой работы, кроме работы расширения, при постоянном давлении.

Температура продуктов реакции равна температуре исходных веществ.

Тепловой эффект превращения зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от её промежуточных состояний и путей перехода.

В термохимии при написании уравнения химической реакции принято указывать агрегатное состояние вещества и тепловой эффект химической реакции.

Закон Гесса позволяет обращаться с термохимическим уравнением, как с алгебраическим, если только тепловые эффекты относятся к одинаковым условиям.

Закон Гесса позволяет определить тепловые эффекты реакций, которые невозможно изменить экспериментально.

Вычислите тепловой эффект химической реакции восстановления FeO (║) исходя из следующих уравнений:

CO+ O ₂ →CO ₂ ; = — 283 кДж .

H ₂ + O ₂ H ₂ O; = — 241, 83 кДж .

= — 13, 19 кДж а) FeO + CO Fe + CO ₂

= — 283 кДж б ) CO+ O ₂ → CO ₂

= — 241, 83 кДж в ) H ₂ + O ₂ → H ₂ O

г = FeO + CO + H ₂ + O ₂ – CO — O ₂ → Fe + CO ₂ +

= -13,19 – 241,84+ 283 = 27, 98 кДж.

FeO _(т) + H _2(г) → Fe _(т) + H ₂ O _(г) ; = 27, 98 кДж

Ответ: = 27, 98 кДж.

Вычислите теплоту образования гидроксида кальция ( CaO ), исход из следующих уравнений реакций:

Ca + O ₂ → CaO; = 633,6 кДж ;

H ₂ + O ₂ → H ₂ O _{( ж )} ; = — 285, 84 кДж ;

CaO+ H ₂ O _{( ж )} →Ca (OH) ₂ ; = — 65, 06 кДж ;

= — 633,6 кДж а) Ca + O ₂ → CaO

= — 285,84 кДж б) H ₂ + O ₂ → H ₂ O _(ж)

= — 65, 06 кДж в) CaO + H ₂ O _(ж) →Са( OH ) ₂

=? г) Ca + O ₂ + H ₂ →Ca(OH) ₂

Ca + O ₂ + H ₂ + O ₂ + CaO + H ₂ O→CaO + H ₂ O _{( ж )} + Ca(OH) ₂

= — 633,6 – 285,84 – 65, 06 = — 984,5 кДж

Ca + O ₂ + H ₂ →Ca(OH) ₂ ; = -984,5 кДж .

Ответ: = — 984, 5 кДж.

Вывод: проделав эту работу, я практически научилась вычислять тепловой эффект химической реакции, теплоту образования веществ.

Задачи, основанные на применении закона Гесса
Закон  Гесса:  тепловой   эффект   химической   реакции   зависит   только   от
природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов,
но не зависит от пути процесса.
В   термохимических   расчетах   применяют   следствие   из   закона   Гесса:
тепловой эффект химической реакции (∆ Н х.р.) равен сумме теплот
образования   продуктов   реакции   за   вычетом   суммы   теплот
образования   исходных   веществ   с   учетом   стехиометрических
коэффициентов в уравнении реакции.
Так, для реакции: аА + bВ = dD + cC
∆ Н х.р. = (d ∆ HD + c ∆ HC) – (a ∆ HA + b ∆ HB)
где ∆ Н х.р. – тепловой эффект химической реакции,
а, b, c, d – стехиометрические коэффициенты,
∆ HA и ∆ HB – теплоты (энтальпии) образования исходных веществ,
∆ HD и ∆ HC – теплоты (энтальпии) образования продуктов реакции.
Для экзотермической реакции ∆ Н х.р. < 0, для эндотермической – ∆ Н х.р.
> 0.
Стандартной теплотой (энтальпией) образования соединения (∆ Н°)
называют  количество  теплоты,  которое   выделяется   или  поглощается  при
образовании одного моль химического соединения из простых веществ при
стандартных условиях (температура 25°С (298 К), давление 101,3 кПа). Она
измеряется в кДж/моль.
Стандартная теплота (энтальпия) образования простого вещества
равна нулю.
Чтобы показать тепловой эффект при образовании 1 моль соединения, в
термохимических   уравнениях   можно   применять   и   дробные   коэффициенты.
Например, термохимическое уравнение реакции образования 1 моль оксида
азота (II) из азота и кислорода можно записать так:
1/2N2 (г) + 1/2О2 (г) = NO (г); ∆ Н° = +90,4 кДж СТАНДАРТНЫЕ ТЕПЛОТЫ (ЭНТАЛЬПИИ) 
ОБРАЗОВАНИЯ НЕКОТОРЫХ ВЕЩЕСТВ
Вещество
Состояние
С2Н2
CS2
NO
C6H6
C2H4
NO2
H2S
HBr
NH3
CH4
C2H6
HCℓ
CO
CH3OH
C2H5OH
H2O
C2H5OH
H2O
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
ж
ж
Н° обр.,
кДж/моль
+226,75
+115,28
+90,37
+82,93
+52,28
+33,0
–20,15
–34,12
–46,19
–74,85
–84,67
–92,31
–110,52
–201,17
–235,31
–241,88
–277,60
–285,84
Вещество
Состояние
SO2
NH4Cℓ
Na2S
KC Oℓ 3
CO2
SO3
NaCℓ
KCℓ
MgO
CaO
Fe2O3
Ca(OH)2
Na2CO3
Cr2O3
CaCO3
C6H12O6
Na2SO4
Aℓ2O3
Aℓ2(SO4)3
г
к
к
к
г
г
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
Н° обр.,
кДж/моль
–269,90
–315,39
–372,0
–391,20
–393,51
–396,10
–411,10
–435,90
–602,1
–635,50
–822,10
–986,50
–1130,90
–1141,0
–1206,90
–1273,0
–1388,0
–1669,80
–3442,0
П р и м е р 1. При взаимодействии газообразных сероводорода и оксида
углерода   (IV)   образуются   пары   воды   и   сероуглерод   CS2 (г).   Составьте
термохимическое   уравнение   реакции,   вычислив   ее   тепловой   эффект.
Укажите, какая это реакция: экзотермическая или эндотермическая.
Решение.
1. Составим уравнение реакции:
2H2S + CO2 = CS2 + 2H2O.
2. Вычислим тепловой эффект реакции. На основании следствия из закона
Гесса можно записать:
∆ Н х.р. = (∆ 
2CSH + 2 ∆
OH 2H
) – (2 ∆
SH 2H  + ∆ 
2COH
). Подставим в это уравнение теплоты образования веществ из приведенной
таблицы:
∆ Н х.р. = [115,28 + 2(–241,88)] – [2(–20,15) + (–393,51)] = +65,33 (кДж).
Тепловой эффект реакции составляет +65,33 кДж, следовательно, реакция
эндотермическая, протекает с поглощением теплоты.
3. Запишем термохимическое уравнение реакции:
2H2S(г) + СО2(г) = СS2(г) + 2Н2О(г); ∆ Н = + 65,33 кДж.
П р и м е р 2. Определите количество теплоты, выделяемой при гашении
извести массой 100 кг водой.
Решение.
1. Вычислим количество вещества оксида кальция:
)CaO(m
)CaO(M

100000
56
= 1785,7 (моль).
ν (СаО) = 
2. Составляем уравнение реакции гашения извести:
СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к).
3.   Определим   тепловой   эффект   реакции   (теплоты   образования   веществ
находим из данных таблицы):
2)ОН(СаН
ОН 2Н
– (∆ НСаО + ∆ 
∆ Н х.р. = ∆ 
= –986,5 – [(–635,5) + (–285,84)] = –65,16 кДж.
Тепловой эффект реакции определили на 1 моль СаО.
4.   Находим   количество   теплоты,   которая   выделяется   при   гашении
) =
1785,7 моль:
при гашении 1 моль СаО выделяется (–65,16) кДж,
при гашении 1785,5 моль СаО – х кДж
1
1785
7,


(
)16,65
x
;
x
178


(5,
1
)17,65
= –1,16 ∙ 105 кДж.
П   р   и   м  е  р  3.  При   сгорании   жидкого   этилового   спирта   массой  11,5 г
выделилась   теплота   количеством   308,71 кДж.   Составьте   термохимическое
уравнение   реакции,   в   результате   которой   образуются   пары   воды   и   оксид
углерода (IV). Вычислите теплоту образования С2Н5ОН (ж).
Решение.
1. Найдем количество вещества этилового спирта:
)OHHC(m
)OHHC(M
5
2

5,11
46
2
5
= 0,25 (моль).
ν (С2Н5ОН) = 
2. Составим уравнение реакции горения этилового спирта:
С2Н5ОН + 3О2 = 3Н2О + 2СО2
3. Вычислим тепловой эффект реакции:
при сгорании 0,25 моль С2Н5ОН выделяется (–308,71) кДж, при сгорании 1 моль С2Н5ОН – х кДж

(

1)7,308
25,0
= –1234,8 кДж.
х = 
4. Запишем термохимическое уравнение реакции:
С2Н5ОН(ж) + 3О2(г) = 3Н2О(г) + 2СО2(г); ∆ Н = –1234,8 кДж.
5. Определим теплоту образования С2Н5ОН (ж).
На основании следствия из закона Гесса запишем:
+ 3 ∆ 2OH )
∆ Н х.р. = (3 ∆
Учитывая, что теплота образования простого вещества кислорода (∆ 2OH )
) – (∆
+ 2 ∆
ОН 2Н
2COH
2H
OННC
5
равна нулю, получаем:
ОН 2Н
2H
5
2COH
OННC
= (3 ∆
∆
Подставим   в   это   уравнение   теплоты   образования   веществ   и   тепловой
) – ∆ Н х.р.
 + 2 ∆
эффект реакции, получим теплоту образования C2H5OH:
2H
5
OННC
=[3(–241,88)+2(–393,51)]+ 1234,8 = –277,86 кДж/моль.
∆
Реши самостоятельно:
1. На основании значений стандартных теплот образования веществ (см.
таблицу) вычислите тепловой эффект следующих реакций:
1) H2S (г) + 3/2О2 (г) = SO2 (г) + Н2О (г)
2) Fe2O3 (к) + 3СО (г) = 2Fe (к) + 3СО2 (г)
3) СаСО3 (к) = СаО (к) + СО2 (г)
4) 2Cℓ2 (г) + 2Н2О (г) = 4HCℓ (г) + О2 (г)
5) SO2 (г) + 1/2О2 (г) = SO3 (г)
6) Н2О (г) + С (к) = СО (г) + Н2 (г)
7) Aℓ2O3 (к) + 3SO3 (г) = Aℓ2(SO4)3 (к)
 С6Н6 (г) + 7/2О2 (г) = 2СО2 (г) + 3Н2О (г)
9) СН4 (г) + СО2 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г)
10) 2NH3 (г) + 3/2О2 (г) = N2 (г) + 3Н2О (ж)
11) 2KC Oℓ 3 (к) = 2KCℓ (к) + 3О2 (г)
Укажите,
  какие   из   этих   реакций   экзотермические,
  какие –
эндотермические.
2.   По   термохимическим   уравнениям   рассчитайте   теплоту   образования
продуктов реакций:
1) 2Aℓ2O3 (к) + 6SO2 (г) + 3О2 (г) = 2Aℓ2(SO4)3 (к); ∆ Н = –1762 кДж.
2) 2Н2О (ж) + 2SO2 (г) + О2 (г) = 2H2SO4 (ж); ∆ Н = –462 кДж.
3) 2NH3 (г) + SO3 (г) + Н2О (г) = (NH4)2SO4 (г); ∆ Н = –451 кДж.
4) СаО (к) + Н2О (ж) = Са(ОН)2 (к); ∆ Н = –65,06 кДж.
3.   По   термохимическим   уравнениям   рассчитайте   теплоту   образования
исходных веществ:
1) 2Mg(NO3)2 (к) = 2MgO (к) + 4NO2 (г) + О2 (г); ∆ Н = +510 кДж. 2) 4Na2SO3 (к) = 3Na2SO4 (к) + Na2S (к); ∆ Н = – 176 кДж.
3) 4KC Oℓ 4 (к) = 2KC Oℓ 3 (к) + 2KCℓ (к) + 5О2 (г); ∆ Н = +60 кДж.
4) 2(NH4)2CrO4 (к)   =   Cr2O3 (к)   +   N2 (г)   +   5Н2О (ж)   +   2NH3 (г);   ∆   Н   =   –
89 кДж.
4. На основании значений теплот образования веществ вычислите тепловой
эффект протекающих в организме реакций превращения глюкозы:
1) С6Н12О6 (к) = 2С2Н5ОН (ж) + 2СО2 (г)
2) С6Н12О6 (к) + 6О2 (г) = 6СО2 (г) + 6Н2О (ж).
Укажите,   какая   из этих реакций поставляет организму больше энергии.
(1) 69,2 кДж; 2) 2803 кДж.)
5.   Газообразный   этиловый   спирт   можно   получить   при   взаимодействии
этилена   и   водяных   паров.   Составьте   термохимическое   уравнение   этой
реакции, вычислите ее тепловой эффект. (–45,76 кДж.)
6.   Составьте   термохимическое   уравнение   реакции   между   оксидом
углерода (II) и водородом, в результате которой образуются метан и водяной
пар. Вычислите количество теплоты, выделяемой при этой реакции, если был
получен метан объемом 67,2 л (н. у.). (618,48 кДж.)
3NHН = –46,19 кДж/моль.)
7. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:
4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж); ∆ Н = –1530,28 кДж.
Вычислите теплоту образования NH3 (г).
(∆ 
8. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием
паров   воды   и   оксида   углерода   (IV)   равен   –3135,58 кДж.   Составьте
термохимическое   уравнение   этой   реакции,  вычислите   теплоту   образования
С6Н6 (ж). (∆
= +49,03 кДж/моль.)
6Н
(HС 6
ж)
9. Сожжены с образованием Н2О (г) равные объемы водорода и ацетилена,
взятые   при   одинаковых   условиях.   Определите,   в   каком   случае   выделится
больше теплоты и во сколько раз. (При сжигании С2Н2 теплоты выделится
в 5,2 раза больше.)
2O3  = Aℓ2O3  + 2Fe при восстановлении Fe2O3
массой   80 г   выделяется   теплота   количеством   423,63 кДж.   Определите
теплоту образования Fe2O3. (∆
10. По уравнению 2A  + Fe
= –822,54 кДж.)
2OFeН
ℓ
3
11. Вычислите массу этанола, при сгорании которого выделяется столько
же   энергии,  как   и   при   сгорании   метанола   массой  100 г.  При   вычислениях
используйте теплоты образования спиртов в газообразном состоянии, а воды –
в жидком. (78 г.)
12.   Вычислите   количество   теплоты,   которая   выделится   при   сгорании
оксида углерода (II) объемом 500 л (н. у.). (6317 кДж.)
13. Рассчитайте количество теплоты, которая выделится при сгорании газа
объемом 1 м3  (н. у.),  состоящего из водорода (мольная  доля 0,6)  и метана (мольная доля 0,4). При вычислениях используйте теплоту образования воды
в жидком состоянии. (23570 кДж.)
14. При сжигании с образованием Н2О (г) смеси паров этанола и кислорода
выделилась теплота количеством 494,2 кДж и остался непрореагировавший
кислород   объемом   19,7 л   (н. у.).   Определите   массовые   доли   этанола   и
кислорода в исходной смеси.
15. При сжигании смеси оксида углерода (II) и кислорода массой 20,8 г 
выделилась теплота количеством 113,6 кДж. А при сжигании этой же массы 
смеси с некоторой массой водорода выделилась теплота количеством 
150 кДж. Определите массовые доли оксида углерода (II) и кислорода в 
исходной смеси. ( (СО) = 53,85 %;  (О2) = 46,15 %.)