Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция: СО2 (г)+Н2 (г) ↔ СО (г)+Н2О (ж)?

Рассчитаем ΔG данной реакции:

ΔG = ΔH – TΔS

Для этого сначала определим ΔH и ΔS реакции:

ΔH_р-ции = ΣH⁰_кон – ΣH⁰_исх кДж/моль

Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим:

ΔH_р-ции= ΔH⁰_H2O(ж) + ΔH⁰_CO — ΔH⁰_CО2 — ΔH⁰_Н2  = -110,5 + (-285,8) – (393,5) — 0 = -2,8 кДж/моль

ΔS_р-ции=ΣS⁰_кон – ΣS⁰_исх Дж/(моль·K)

Аналогично, используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим:

ΔS_р-ции= ΔS⁰_H2O(ж) + ΔS⁰_CO — ΔS⁰_CО2 — ΔS⁰_Н2  = 197,5 + 70,1 — 213,7 — 130,52 = -76,6 Дж/(моль·K)

Найдем энергию Гиббса при стандартных условиях

ΔG_р-ции= ΔH – TΔS= -2,8 + 298 · 76,6 /1000 = 20 кДж/моль> 0,

следовательно, реакция самопроизвольно не идет.

Найдем при каких температурах данная реакция становится самопроизвольной.

В состоянии равновесия ΔG_р-ции= 0, тогда

T = ΔH/ΔS = -2,8/(-76,6·1000) = 36,6 К