Sprawdź się

Pokaż ćwiczenia:

Rk27qZDxNF0f31

Ćwiczenie 1

RwQ2aOlAcaXXF1

Ćwiczenie 2

Ćwiczenie 3

Spośród poniżej przedstawionych definicji wybierz odpowiednią dla standardowej entalpii reakcji $∆ H_{r}^{\circ}$ :

RY8LzftQb1Dpx

Ćwiczenie 4

Standardowa entalpia spalania $∆ H_{sp}^{\circ}$ jest entalpią spalania:

RNtVa9a19Kj7l

Ćwiczenie 5

Oceń prawdziwość podanych informacji.

R1GjtxxJdv4at

Ćwiczenie 6

Standardowe entalpie spalania etanu, węgla i wodoru wynoszą odpowiednio:

etan: $- 1560 \frac{kJ}{mol}$
węgiel: $- 394 \frac{kJ}{mol}$
wodór: $- 286 \frac{kJ}{mol}$

Oblicz standardową entalpię tworzenia etanu. Oceń, czy poprawne jest twierdzenie, że w reakcji syntezy etanu z pierwiastków produkt ma energię wyższą od substratów. Uzasadnij swoją odpowiedź.

RMIgcyObcxhh8

RGQjcm7EdHPF5

Reakcje spalania:

$2 C_{2} H_{6} + 7 O_{2} \to 4 {CO}_{2} + 6 H_{2} O Δ H_{sp, C_{2} H_{6}}^{\circ} = - 1560 \frac{kJ}{mol C_{2} H_{6}}$

$C + O_{2} \to {CO}_{2} Δ H_{sp, C}^{\circ} = - 394 \frac{kJ}{mol C}$

$2 H_{2} + O_{2} \to 2 H_{2} O Δ H_{sp, H_{2}}^{\circ} = - 286 \frac{kJ}{mol H_{2}}$

$Δ H_{tw}^{\circ} = Σ n_{produktów} \cdot Δ H_{sp, produktów}^{\circ} - Σ n_{substratów} \cdot Δ H_{sp, substratów}^{\circ}$

2 C_{(s)} + 3 {H_{2}}_{(g)} \to C_{2} {H_{6}}_{(g)}

Należy odwrócić znaki, ponieważ reagenty w równaniach reakcji spalania leżą po lewej stronie, czyli stronie substratów.

Δ H_{tw, C_{2} H_{6}}^{\circ} = - 1 \cdot Δ H_{sp, C_{2} H_{6}}^{\circ} - [- 2 \cdot Δ H_{sp, C}^{\circ} + (- 3 \cdot Δ H_{sp, H_{2}}^{\circ})]

Δ H_{tw, C_{2} H_{6}}^{\circ} = - 1 \cdot (- 1560 kJ) - \{- 2 \cdot (- 394 kJ) + [- 3 \cdot (- 286 kJ)]\}

Δ H_{tw, C_{2} H_{6}}^{\circ} = 1560 kJ - (+ 788 kJ + 858 kJ) = - 86 \frac{kJ}{mol}

Entalpia tworzenia etanu wynosi $- 86 \frac{kJ}{mol}$ . Twierdzenie jest niepoprawne, ponieważ w reakcji tworzenia etanu z pierwiastków wydziela się energia ( $Δ H < 0$ ), co oznacza że produkt ma energię niższą od substratów.

Ćwiczenie 7

Standardowe entalpie spalania propenu, propanu i wodoru wynoszą odpowiednio:

propen: $- 2058 \frac{kJ}{mol}$
propan: $- 2220 \frac{kJ}{mol}$
wodór: $- 286 \frac{kJ}{mol}$

Oblicz, ile wynosi standardowa entalpia reakcji uwodornienia propenu.

RhnubBzZJoTuf

Rl04PFYM2Hz94

Entalpia spalania propanu równa się entalpii spalania propenu + entalpii spalania $1 mola$ wodoru $(H_{2})$ - o tyle więcej jest go w propanie w stosunku do propenu: $(+ 2 H)$ i entalpii samej reakcji uwodornienia (zmiana energii wiązań).

C_{3} H_{6} + H_{2} \to C_{3} H_{8}

$2 C_{3} H_{6} + 9 O_{2} \to 6 {CO}_{2} + 6 H_{2} O Δ H_{sp, C_{3} H_{6}}^{\circ} = - 2058 \frac{kJ}{mol C_{3} H_{6}}$

$C_{3} H_{8} + 5 O_{2} \to 3 {CO}_{2} + 4 H_{2} O Δ H_{sp, C_{3} H_{6}}^{\circ} = - 2220 \frac{kJ}{mol C_{3} H_{8}}$

$2 H_{2} + O_{2} \to 2 H_{2} O Δ H_{sp, H_{2}}^{\circ} = - 286 \frac{kJ}{mol H_{2}}$

Δ H_{uwodornienia}^{\circ} = Σ n_{produktów} \cdot Δ H_{sp, produktów}^{\circ} - Σ n_{substratów} \cdot Δ H_{sp, substratów}^{\circ}

Δ H_{uwodornienia}^{\circ} = - 1 \cdot Δ H_{sp, C_{3} H_{8}}^{\circ} - (- 1 \cdot Δ H_{sp, C_{3} H_{6}}^{\circ} + (- 1) \cdot Δ H_{sp, H_{2}}^{\circ})

Δ H_{uwodornienia}^{\circ} = - 2220 \frac{kJ}{mol} - (- 2344 \frac{kJ}{mol}) = 124 \frac{kJ}{mol}

O tyle mniej energii jest w propanie w porównaniu z sumą energii w propenie i wodorze. Oznacza to, że tyle energii na drodze ciepła wydzieliło się w trakcie reakcji uwodornienia propenu. W czasie uwodorniania propenu do propanu wydzieliła się energia na drodze ciepła, dlatego przed wartością entalpii reakcji uwodornienia znajduje się znak minus.

Standardowa entalpia reakcji uwodornienia propenu wynosi $- 124 \frac{kJ}{mol}$ .

311

Ćwiczenie 8

Standardowa entalpia tworzenia amoniaku w fazie gazowej w temperaturze $25 ° C$ wynosi $- 46 \frac{kJ}{mol}$ . Oblicz i podaj jej wartość w temperaturze $130 ° C$ , wiedząc że molowe pojemności cieplne reagentów wynoszą:

$C_{p, mol, {NH}_{3_{(g)}}} = 35 \frac{J}{K \cdot mol}$

$C_{p, mol, N_{2_{(g)}}} = 29 \frac{J}{K \cdot mol}$

$C_{p, mol, H_{2_{(g)}}} = 29 \frac{J}{K \cdot mol}$

R1ByhrpNyn2kX

R8KVEBbLowEqD

W pierwszym etapie rozwiązywania zadania oblicz pojemność cieplną reakcji, korzystając ze wzoru:

C_{p, mol, produkt 1} + x_{2} \cdot C_{p, mol, produkt 2} + . . .] - [y_{1} \cdot C_{p, mol, substrat 1} + y_{2} \cdot C_{p, mol, substrat 2} + . . .]

gdzie:

$x$ oraz $y$ oznaczają współczynniki stechiometryczne dla danego substratu lub produktu,
$C_{p, mol}$ to molowa pojemność cieplna danego związku.

W drugim etapie rozwiązywania zadania, aby obliczyć standardową entalpię tworzenia amoniaku w danej temperaturze, należy skorzystać ze wzoru:

{H_{r}}^{\circ ’} = {H_{r}}^{\circ} + C_{p, r} \cdot ∆ T

gdzie:

${H_{r}}^{\circ ’}$ to standardowa entalpia reakcji tworzenia danego związku w szukanej temperaturze;
${H_{r}}^{\circ}$ to standardowa entalpia reakcji tworzenia danego związku w temperaturze, dla której ta wartość jest znana (z reguły 25°C);
$C_{p, r}$ to pojemność cieplna reakcji;
$∆ T$ to różnica temperatur między temperaturą, dla której entalpię chcemy wyznaczyć, a temperaturą, dla której wartość entalpii jest znana.

Powstawanie amoniaku przebiega wg następującego równania:

N_{2} + 3 H_{2} \to 2 {NH}_{3}

w wyniku czego powstały 2 mole amoniaku, natomiast dla powstawania 1 mola ${NH}_{3}$ :

0,5 N_{2} + 1,5 H_{2} \to {NH}_{3}

Stąd:

C_{p, r} = C_{p, mol, {NH}_{3}_{(g)}} - (0,5 C_{p, mol, {N_{2}}_{(g)}} + 1,5 C_{p, mol, {H_{2}}_{(g)}})

C_{p, r} = [35 - (0, 5 \cdot 29 + 1, 5 \cdot 29)] \frac{J}{K \cdot mol} = - 23 \frac{J}{K \cdot mol}

130 ° C - 25 ° C = 105 K

∆ T = 105 K

{H_{r}}^{\circ ’} = {H_{r}}^{\circ} + C_{p, r} \cdot ∆ T

{H_{r}}^{\circ}_{298, {NH}_{3}} = - 46 \frac{kJ}{mol} = - 46000 \frac{J}{mol}

{H_{r}}^{\circ} = - 46000 \frac{J}{mol} + (- 23 \frac{J}{K \cdot mol} \cdot 105 K) = (- 46000 - 2415) J \cdot {mol}^{- 1} = - 48415 \frac{J}{mol} = - 48,415 \frac{kJ}{mol}

Standardowa entalpia tworzenia amoniaku w temperaturze $130 ° C$ wynosi $- 48,415 \frac{kJ}{mol}$ .

Film samouczek

Dla nauczyciela