Химия, вопрос, ответ Провести термодинамическое исследование системы, выраженной уравнением реакции (см. свой вариант). Сделать вывод о возможности протекания прямой реакции при различных температурах.
СН4(г) ↔ С (к) + 2Н2(г)

Предыдущий
вопрос Следующий
вопрос

Для проведения термодинамического исследования системы необходимо рассчитать изменение стандартной энтальпии реакции (ΔH°) и изменение стандартной энтропии реакции (ΔS°).

Сначала рассчитаем ΔH°. Для этого воспользуемся данными стандартных образований:
ΔH°f(C) = 0 кДж/моль
ΔH°f(H2) = 0 кДж/моль
ΔH°f(CH4) = -74,9 кДж/моль

ΔH° = Σ(ΔH°f(продукты)) - Σ(ΔH°f(реагенты))
ΔH° = (0 + 2*0) - (-74,9) = 74,9 кДж/моль

Теперь рассчитаем ΔS°. Для этого воспользуемся данными стандартных энтропий:
ΔS°m(C) = 5,7 Дж/(мольK)
ΔS°m(H2) = 130,7 Дж/(мольK)
ΔS°m(CH4) = 186,3 Дж/(моль*K)

ΔS° = Σ(ΔS°m(продукты)) - Σ(ΔS°m(реагенты))
ΔS° = (5,7 + 2130,7) - 186,3 = 181,8 Дж/(мольK)

Теперь используем уравнение Гиббса-Гельмгольца для расчета изменения стандартной энергии Гиббса реакции при различных температурах:
ΔG° = ΔH° - T*ΔS°

При T = 298 K:
ΔG° = 74,9 - 298181,810^-3 = -7,82 кДж/моль

При T = 500 K:
ΔG° = 74,9 - 500181,810^-3 = -9,55 кДж/моль

Исходя из полученных данных, можно сделать вывод о том, что прямая реакция превращения метана в углерод и водород является термодинамически возможной при обеих рассмотренных температурах (298 K и 500 K), так как значение ΔG° отрицательно.