Как да се изчисли стандартната енталпия на формацията. Задачи за раздела за основите на термодинамиката с решения. Наблюдение на енталпията по време на експеримента

Пример 1. Изчисляване на енталпиите на образуване на вещества и термичните ефекти на химичните процеси

1. Стандартната енталпия на образуване на газообразен озон е 142,3 kJ / mol. Посочете в коя от следните реакции топлинният ефект ΔH 0 arr ще съответства на стандартната енталпия на образуване на О 3 (g):

а) 3O (g) = O3 (g); б) 1,502 (г) = Оз (г); в) O 2 (g) + O (g) = O 3 (g); г) 202 (g) = O (g) + O3 (g).

Напишете термохимично уравнение за този процес.

Решение... По дефиниция ΔH 0 показва топлинния ефект от реакцията на образуване на 1 mol вещество O 3 (g) чрез директен синтез от прости вещества, които са стабилни при 298 K и налягане 101 kPa. Случай г) не отговаря на това определение, тъй като не отговаря на реакцията на синтез. Случай в) не отговаря на изискванията на стандартните условия, тъй като при 298K и налягане 101kPa, кислородът не може да бъде в течно състояние. Случай а) също трябва да бъде изключен, тъй като атомният кислород O (g) не е стабилна форма на съществуване на простото вещество кислород. По този начин само реакция б) отговаря на изискванията на определението. Термохимичното уравнение ще изглежда така:

O2 (g) + ½O2 (g) = O3 (g); ΔH 0 arr [O 3 (g)] = 142,3 kJ / mol.

Отговор: уравнение б) съответства на условията на задачата; ΔH 0 arr [O 3 (g)] = 142,3 kJ / mol.

2. При изгаряне на калций с маса 8 g количеството освободена енергия е 127 kJ. Напишете термохимично уравнение за тази реакция.

Решение... Нека първо съставим химичното уравнение за реакцията на горене на метал в кислород: 2Ca + O 2 = 2CaO. Термохимичното уравнение се различава от химичното по това, че показва състоянията на агрегация на реагентите и продуктите, както и топлинния ефект на процеса. Следователно нашият случай ще съответства на термохимично уравнение от следния вид:

2Ca (t) + O 2 (g) = 2CaO (t), ΔH = NSкДж.

В това уравнение желаният топлинен ефект съответства на 2 mol калций.

И според условието на проблема, 8 g калций влизат в реакцията, което съответства на количеството вещество n Ca = m (Ca) / M (Ca); n Ca = 8 g / 40 g / mol = 0,2 mol. Ние изчисляваме количеството енергия, което ще се освободи при изгарянето на 2 mol калций, като използваме съотношението: 0,2 mol Ca - -127 kJ

2 mol Ca - NS kj NS= 2mol · (–127kJ) / 0,2mol = –1270kJ.

Така изгарянето на 2 mol метален калций освобождава 1270 kJ енергия.

Отговор: 2Ca (s) + O 2 (g) = 2CaO (s), ΔH = –1270 kJ.

3. Изчислете стандартната енталпия на образуване на бензол С 6 Н 6 (g), ако енталпиите на изгаряне на водород, въглерод и бензен съответно са равни (kJ / mol):

285,84; -393,51; -3267,70.

Решение... Нека запишем уравнението на реакцията, чийто топлинен ефект трябва да бъде определен. Образуването на бензен от прости вещества може да бъде представено чрез следното термохимично уравнение:

6C (t) + 3H 2 (g) = C 6 H 6 (g), ΔH 0 arr [C 6 H 6 (g)] = NS kJ / mol .

За да определим енталпията на образуване на бензен, съставяме цикъла на Хес, използвайки дадения проблем:

H 2 (g) + ½O 2 (g) = H 2 O (g), ΔH 0 1 = -285,84 kJ / mol; (1)

C (t) + O 2 (g) = CO 2 (g), ΔH 0 2 = -393,51 kJ / mol; (2)

C6H6 (g) + 15 / 2O2 (g) = 6CO2 (g) + 3H2O (g), ΔH0 3 = -3267.70 kJ / mol. (3)

За да се получи желаното уравнение за образуване на бензен от прости вещества, е достатъчно да се добавят уравнения (1) и (2) в цикъла на Хес, като се умножат по съответните коефициенти 3 и 6, и да се извади уравнение (3) от тях :

3H 2 (g) + 3 / 2O 2 (g) + 6C (t) + 6O 2 (g) -C 6 H 6 (g) -15 / 2O 2 (g) = 3H 2 O (g) + 6CO 2 (g) -6CO2 (g) -3H20 (g).

Намалете хомогенните членове и прехвърлете -C 6 H 6 (g) в дясната част на равенството с противоположния знак. Получаваме необходимото уравнение: 6C (t) + 3H 2 (g) = C 6 H 6 (g).

Ще направим същото с топлинните ефекти:

ΔH 0 arr [C 6 H 6 (g)] = 3ΔH 0 1 + 6ΔH 0 2 - ΔH 0 3,

ΔH 0 arr [C 6 H 6 (l)] = 3 · (-285.84) kJ / mol + 6 · (-393.51) kJ / mol-(-3267.70) kJ / mol =

(-857,52 -2361,06 + 3267,70) kJ / mol = 49,12 kJ / mol.

Отговор: ΔH 0 arr [C 6 H 6 (g)] = 49,12 kJ / mol.

4. Използвайки стойността на стандартните енталпии на образуване на участниците в химически процес, определете количеството освободена енергия, когато 100 kg оловен диоксид се редуцира от въглероден оксид до оксид с образуването на въглероден диоксид.

Решение.Нека запишем термохимичното уравнение на реакцията, чийто топлинен ефект трябва да бъде определен:

PbO 2 (s) + CO (g) = PbO (s) + CO 2 (g), ΔH 0 = NS kJ / mol.

Според третото следствие от закона на Хес, топлинният ефект на процеса се определя от разликата между сумите на енталпиите на образуване на продукти и реагенти. Използвайки данните в Таблица 1 на Приложението, намираме стойностите на необходимите енталпии (kJ / mol):

ΔH 0 arr = -276,86; ΔH 0 arr = -110,50; ΔH 0 arr = - 217,86;

ΔH 0 arr = -393,51.

Нека съставим цикъл на Хес за изчисляване на топлинния ефект от реакцията на редукция на оловен диоксид с въглероден окис:

ΔH 0 = (ΔH 0 arr + ΔH 0 arr) - (ΔH 0 arr + ΔH 0 arr)

и, замествайки известните стойности, го изчисляваме:

ΔH 0 = [(-217.86) kJ / mol + (-393.51) kJ / mol]-[(-276.86) kJ / mol + (-110.50) kJ / mol] = -224, 01 kJ / mol.

Изчисленията показват, че намаляването на 1 мол PbO 2 освобождава 224,01 kJ енергия. Нека определим на каква маса на оловен диоксид съответства това количество от веществото:

m (PbO 2) = n M (PbO 2) = 1 mol (207 + 2 16) g / mol = 239 g.

Сега нека изчислим количеството енергия, което ще се освободи при изгарянето на 100 кг PbO 2, като се използва съотношението:

239 · 10 -3 кг --224,01 kJ

100 кг - NS kJ, NS= = -93728 kJ.

Отговор: при намаляване на 100 кг оловен диоксид се отделя 93728 kJ енергия.

5. Енергията на връзката C H в метан е 435 kJ / mol, енергията на връзката C Cl в хлорометан е 350 kJ / mol. Знаейки, че E Cl - Cl = 240 kJ / mol, и E H - Cl = 430 kJ / mol, изчислете топлинния ефект (ΔH 0) на реакцията: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl.

Решение... Енталпиите на образуване на химични вещества могат да бъдат изчислени от енергиите на връзката, които се образуват в тези вещества. Например, в молекула на метан се образуват 4 ковалентни връзки С - Н, следователно,

ΔH 0 arr (CH 4) = 4 · и ΔH 0 arr (CH 4) = 4 · 435 kJ / mol = 1740 kJ / mol. Ще извършим подобни изчисления за всички други молекули:

ΔH 0 arr (Сl 2) = 3 · [E Cl - Cl] = 3 · 240 kJ / mol = 720 kJ / mol (виж теорията за образуването на дативна връзка, в молекулата Cl 2 има тройна връзка);

ΔH 0 arr (HCl) = EH - Cl = 430 kJ / mol;

ΔH 0 arr (СН 3 Cl) = 3 + E C - Cl = 3435 kJ / mol + 350 kJ / mol = 1655 kJ / mol.

Сега, използвайки третото следствие от закона на Хес, изчисляваме топлинния ефект на желаната реакция: ΔH 0 = [ΔH 0 arr (CH 3 Cl) + ΔH 0 arr (HCl)] - [ΔH 0 arr (CH 4) + ΔH 0 arr (Сl 2)] и

ΔH 0 = (1655 + 430) - (1740 + 720) kJ / mol = -375 kJ / mol.

Отговор: топлинният ефект от екзотермичния процес на хлориране на метан с образуването на хлорометан е ΔH 0 = -375 kJ / mol.

Пример 2. Определяне на връзката между вътрешната енергия и енталпията на термодинамичните процеси

1. Промяната във вътрешната енергия на системата Fe (s) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (s) е равна на -334,0 kJ. Определете топлинния ефект на тази реакция при стандартни условия.

Решение... Съгласно първия закон на термодинамиката, топлинният ефект на химична реакция при постоянна температура ΔH T е свързан с промяна във вътрешната енергия на системата ΔU чрез уравнението ΔH T = ΔU ± RTΔn. В това уравнение промяната в количеството на веществото Δn се определя само от вещества в най -малко кондензираната фаза, в нашия случай в газообразната фаза. Тъй като в продуктите на реакцията няма газообразни вещества, тогава Δn = 0 - 1 mol (Cl 2) = -1 mol.

При стандартни условия T 0 = 298 K, R = 8,31 · 10 -3 kJ / mol · K. Замествайки тези и намерените стойности в уравнението за ΔH 0 T, откриваме топлинния ефект от синтеза на железен (2) хлорид:

ΔH 0 c.r. = -334 kJ -(8.31 · 10 -3 kJ / mol · K) · 298 K · 1 mol = -336.5 kJ

Отговор: ΔH 0 c.r. = -336,5 kJ.

2. Изчислете промяната на вътрешната енергия при изпаряване на 50 g етилов алкохол при точката на кипене, ако специфичната топлина на изпаряване е 857.7 J / g, а специфичният обем на парите при точката на кипене е 607 · 10 -3 l / g . Обемът на течността може да бъде пренебрегнат.

Решение... Процесът на изпаряване (преминаването на течно вещество в газообразно състояние) е физически, протича при постоянно налягане и постоянна температура (ако веществото е химически чисто). За такъв процес (който обикновено протича при постоянно налягане) връзката между промяната на общата ΔH P и вътрешната ΔU енергия на термодинамичната система, съгласно първия закон на термодинамиката, се подчинява на уравнението ΔH P = ΔU ± PΔV. Тъй като в този случай обемът на системата се увеличава, тогава ΔV> 0 и уравнението се опростява: ΔH P = ΔU + PΔV.

Промяната в обема на системата ΔV ще бъде равна на обема на образуваната пара, като се вземе предвид състоянието на проблема. Ако специфичният обем на газообразен алкохол v при точка на кипене е равен на 607 · 10 -3 l / g, тогава промяната в обема при изпаряване на 50 g алкохол е лесна за изчисляване съгласно уравнението ΔV = v · m; ΔV = 607 · 10 -3 (l / g) · 50 (g) = 3035 · 10 -2 (l) = 30,35 l.

Енталпийният ефект ΔH 0 по време на фазовия преход при стандартни условия се определя от формулата ΔH 0 = L · m, където L е специфичната топлина на изпаряване. Подменяйки стойностите от условието на задачата, ще направим съответните изчисления ΔH 0:

ΔH 0 = 857.7 (J / g) 50 (g) = 42885 J = 42885 kPa l.

Преобразувайки термодинамичното уравнение за ΔH 0 по отношение на ΔU 0, и решавайки го, получаваме: ΔU 0 = ΔH 0 - PΔV; ΔU 0 = 42885kPa · l - 101kPa · 30.35l = 39820kPa · l = 39820J = 39.82kJ.

Отговор: вътрешната енергия на термодинамичната система се увеличава с 39,82 kJ.

3 ... Изчислете топлинния ефект и промяната във вътрешната енергия на реакционната система по време на редукцията на железен оксид (2) с водород, ако са известни топлинните ефекти на следните реакции: FeO (s) + CO (g) = Fe ( s) + CO 2 (g), ΔH 1 = - 13,18 kJ; (1)

CO (g) + ½O2 (g) = CO 2 (g), ΔH2 = -283.00 kJ; (2)

H 2 (g) + ½O 2 (g) = H 2 O (g), ΔH 3 = -241,83 kJ (3).

Решение... Според закона на Хес, за да се получи желаното уравнение на реакцията, човек може да извърши аритметични операции с данните в проблемните уравнения. Същото може да се направи и с топлинни ефекти.

Следователно, за да получите уравнението

FeO (t) + H 2 (g) = Fe (t) + H 2 O (g), ΔH = NS kJ,

е необходимо да се сумират уравнения (1) и (3) и да се извади уравнение (2) от тази сума. Извършваме същото действие с термични ефекти. Тогава топлинният ефект от реакцията на редукция на железен оксид (2) с водород ще се определи по формулата:

ΔH = ΔH 1 + ΔH 3 - ΔH 2.

Като заменим известните стойности в тази формула и направим изчисления, получаваме:

ΔH = - 13,18 kJ + (-241,83 kJ) - (-283,00 kJ) = 27,99 kJ.

За да определим промяната във вътрешната енергия на системата за даден процес, прилагаме първия закон на термодинамиката ΔH = ΔU ± RTΔn. Изчисляването на промяната в количеството вещество на газообразни продукти след (Н 2 О) и преди (Н 2) реакцията показва, че Δn = 0. Тогава уравнението, свързващо ΔU и ΔH, се опростява: ΔH = ΔU. Това означава, че процесът на възстановяване е ендотермичен и вътрешната енергия на системата се увеличава с 27,99 kJ.

Отговор: ΔH = ΔU = 27,99 kJ.

4. Вътрешната енергия при изпаряване на 90 g вода при 100 0 С се увеличава с 188,1 kJ. Специфичният обем на водната пара е 1.699 l / g, налягането е 1.01 · 10 5 Pa. Определете топлината на изпаряване на водата (kJ / mol).

Решение... За процеса на изпаряване

H 2 O (g)<=>Н 2 О (g), ΔH = NS kJ / mol,

връзката между топлината на изпаряване ΔH и промяната на вътрешната енергия ΔU на системата при постоянно налягане (P = Const) се изразява с уравнението ΔH = ΔU ± PΔV, където ΔV = V H2O (g) - V H2O ( l)> 0, тъй като V H2O (g)> V H2O (g). Като се вземе предвид това заключение, уравнението ще бъде опростено: ΔH = ΔU + PΔV.

Знаейки специфичния обем на водната пара при дадени условия (v) и масата на водата (m), намираме: V H2O (g) = vm; V H2O (g) = 1,699 (l / g) 90 (g) = 152,91 l. Тъй като плътността на течната вода също е известна (ρ H2O (l) = 1 · 10 -3 g / l), ние намираме обема на течната вода по формулата

V H2O (l) = ρm и V H2O (l) = 1 · 10 -3 (g / l) · 90 (g) = 0,09 l.

Като се вземат предвид тези стойности, промяната в обема по време на изпаряването на 90 g вода ΔV ще бъде:

ΔV = 152.91L - 0.09L = 152.82L.

Подменяйки намерената стойност на ΔV, както и дадените условия на проблема в израза за ΔH, ние определяме топлината на изпаряване на 90 g вода:

ΔH P = 188,1 kJ + 1,01 · 10 5 (10 -3 kPa) · 152,82 (10 -3 m 3) = 188,1 kJ + 15,43 kJ = 203,53 kJ.

Изчислено за 1 mol от образуваната пара, тази стойност ще бъде: ΔH = ΔH P · M / m, където M е моларната маса на водата. Тогава ΔH = = 40,71 kJ / mol.

Отговор: Топлината на изпаряване на водата при нейната точка на кипене е 40,71 kJ / mol.

5. Разтварянето на 130 g метален цинк в разредена сярна киселина при 20 ° C е придружено от освобождаването на 286.2 kJ енергия. Водородният газ, отделен при този процес, работи срещу външно налягане. Определете промяната във вътрешната енергия на този процес.

Решение... За химичната реакция Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

връзката между топлинния ефект на процеса (ΔH) и промяната на вътрешната енергия на системата (ΔU) се подчинява на уравнението на първия закон на термодинамиката ΔH = ΔU ± RTΔn. Тъй като в този процес се работи върху околната среда, това означава, че вътрешната енергия на системата намалява, т.е.

ΔH = ΔU - RTΔn или ΔU = ΔH + RTΔn.

В това уравнение Δn съответства на количеството вещество на отделения газообразен водород n H 2, определено от количеството на веществото, което е реагирало с цинковия метал n Zn. И тогава n H 2 = n Zn = m Zn / M Zn, където m и M са съответно масата и моларната маса на цинка. След като сме направили изчисленията, получаваме:

n H 2 = 130 (g) / 65 (g / mol) = 2 mol. Следователно, Δn = 2 mol.

Сега нека изчислим промяната във вътрешната енергия на процеса, като имаме предвид, че в екзотермичните процеси ΔH< 0, т.е. ΔH = -286,2 кДж; Т = 273 + 20 = 293 К;

R = 8,31 · 10 -3 kJ / mol · K. И тогава:

ΔU = -286,2 kJ + 8,31 · 10 -3 (kJ / mol · K) · 293 K · 2 mol = -281,3 kJ.

Отговор: по време на реакцията, вътрешната енергия на системата ще намалее с 281,3 kJ.

Пример 3. Изчисляване на ентропията, нейната връзка с енталпията на химичен процес

и температура

1. Специфичната топлина на изпаряване на бромобензен при температура 156.8 0 С е равна на 241.0 J / g. Определете промяната в ентропията на фазовия преход при изпаряване на 1,25 mol бромобензен.

Решение... Промяната в ентропията в равновесния процес на преминаване на вещество от едно агрегатно състояние в друго се определя от втория закон на термодинамиката като

ΔS =, където ΔH е топлината на изпаряване (или енталпията на процеса на фазов преход от течно в газообразно състояние), T е температурата на фазовия преход.

За да се определи топлинният ефект на процеса ΔH, е необходимо първо да се изчисли моларната маса на изходното вещество от бромобензен C 6 H 5 Br, тя ще бъде равна на: M (C 6 H 5 Br) = 6 12 + 5 1 + 1 80 = 157 (g / mol). Знаейки количеството на бромобензолното вещество n, участващо във фазовия преход, ние определяме неговата маса: m (C 6 H 5 Br) = M · n;

m (C 6 H 5 Br) = 157 g / mol 1,25 mol = 196,25 g.

За дадена маса на вещество, като се вземе предвид специфичната топлина на изпаряване (L), ние изчисляваме топлинния ефект на процеса по формулата: ΔH = L m, ΔH = 241 (J / g) 196,25 (g) = 47296,25 Дж.

Температурата на фазовия преход T = t 0 C + 273 = 156.8 + 273 = 429.8 K.

Замествайки получените стойности в уравнението на втория закон на термодинамиката, получаваме:

ΔS = = 110,04 .

Отговор: при изпаряване на 1,25 mol бромобензол, ентропията на системата се увеличава със 110,04 J / K.

2. Определете промяната в ентропията при стандартни условия за следния химичен процес: Al (k) + Cr 2 O 3 (k) → Cr (k) + Al 2 O 3 (k).

Решение... Съгласно третото следствие от закона на Хес, промяната в ентропията на химичен процес (ΔS) се определя като разликата между сумите на ентропиите на реакционните продукти и реагентите, като се вземат предвид техните стехиометрични коефициенти в уравнението на реакцията.

Като се има предвид това обстоятелство, схемата на процеса трябва да бъде сведена до химическо уравнение чрез подреждане на подходящите коефициенти. Тогава получаваме:

2Al (k) + Cr2O3 (k) = 2Cr (k) + Al2O3 (k).

За тази реакция ще съставим уравнението за изчисляване на промяната в ентропията при стандартни условия: ΔS 0 = -.

Според таблицата в Приложение № 7 ще установим стойностите на ентропиите (S 0) на участниците в процеса (J / mol · K):

S 0 Al (k) = 28,32; S 0 Cr 2 O 3 (q) = 81,10; S 0 Cr (q) = 23,76; S 0 Al 2 O 3 (k) = 50,94.

Като заменим намерените стойности на ентропиите в търсеното уравнение и направим изчисления, получаваме: ΔS 0 = (2 23.76 + 50.94) - (2 28.32 + 81.10) = -39.28 (J / mol TO).

Имайте предвид, че отрицателната стойност на промяната в ентропията (намаляване на ентропията) показва невъзможността да се извърши този процес спонтанно при стандартни условия.

Отговор: ΔS 0 = -39,28 J / mol · K. При стандартни условия такъв процес не е възможен.

Разлагането на магнезиев нитрат съгласно уравнението

2Mg (NO 3) 2 (t) = 2MgO (t) + 4NO 2 (g) + O 2 (g)

придружено от увеличаване на ентропията на системата с 891 J / K и промяна в енталпията с 510 kJ. Изчислете стандартната енталпия на образуването и ентропията на образуването за магнезиев нитрат. Определете кой от факторите - енталпията или ентропията - допринася за спонтанния поток на този процес.

Решение... Изчисленията ΔH 0 arr и S 0 arr ще бъдат извършени въз основа на третото следствие от закона на Хес, според което:

а) ΔH 0 c.r. = 2 · ΔH 0 arr + 4 · ΔH 0 arr - 2 · ΔH 0 arr;

следователно ΔH 0 arr = ΔH 0 arr + 2 · ΔH 0 arr -½ΔH 0 ch.r.

б) ΔS 0 c.r. = 2 S 0 arr + 4 S 0 arr + S 0 arr - 2 S 0 arr; следователно S 0 arr = S 0 arr + 2 · S 0 arr + ½ S 0 arr - ½ ΔS 0 ch.r.

Използвайки данните от таблицата в Приложение № 1, откриваме стойностите на енталпиите на образуване и ентропиите на реакционните продукти:

ΔH 0 arr = -601.24 kJ / mol; ΔH 0 arr = 33,50 kJ / mol; S 0 arr = 26,94 J / mol · K; S 0 arr = 240,45 J / mol · K; S 0 arr = 205,04 J / mol · K.

Замествайки намерените стойности в уравнения а) и б), изчисляваме необходимите стойности:

ΔH 0 arr = 1 mol · (-601.24 kJ / mol) + 2 mol · 33.50 kJ / mol -½ (510 kJ) =

789,24 kJ;

S 0 arr = 1 mol · 26,94 J / mol · K + 2 mol · 240,45 J / mol · K + ½ mol · 205,04 J / mol · K - ½ · 891 J / K = -164,87 J / K.

Както знаете, спонтанният ход на реакцията се улеснява от намаляване на нейния коефициент на енталпия (ΔH 0 c.r.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·ΔS 0 х.р. >0). Според данните за условията на задачата, ентропията се увеличава по време на процеса и следователно продуктът T · ΔS 0 ch.r. също се увеличава. , което допринася за спонтанното му протичане. От друга страна, енталпията на реакцията също се увеличава, което не допринася за спонтанния процес в посока напред.

Отговор: ΔH 0 arr = - 789,24 kJ; S 0 arr = -164,87 J / K. Спонтанният процес на разлагане на магнезиев нитрат се насърчава от ентропийния фактор на тази реакция.

4. Когато 100 g мед се стопи, ентропията на системата се увеличава с 1,28 J / K. Изчислете специфичната топлина на топене на мед при температура 1083 0 C.

Решение... Между специфичната топлина (L, J / kg) и енталпията на топене (ΔH, J) има връзка L = ΔH / m. Връзката между енталпията на процеса и промяната в неговата ентропия се изразява с уравнението на 2 -рия закон на термодинамиката ΔH = Т · ΔS. Комбинирайки двата израза, получаваме:

Заместваме данните от условието на задачата в намереното съотношение, правим съответните изчисления и получаваме:

L = .

Отговор: специфичната топлина на топене на мед е 17,4.

5 ... Реакцията на горене на ацетилен протича според уравнението

C 2 H 2 (g) + 5 / 2O2 (g) = 2CO 2 (g) + H 2 O (g).

Изчислете промяната в ентропията на системата при стандартни условия и обяснете причините за нейното намаляване.

Решение... Според следствието от закона на Хес, промяната в ентропията се определя като разликата между сумите на ентропиите на продуктите и реагентите на процеса, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти на реакцията. Тогава

ΔS 0 c.r. = -.

В таблицата в Приложение № 1 откриваме стойностите на необходимите ентропии:

S 0 arr CO 2 (g) = 213,65 J / mol · K; S 0 arr H 2 O (l) = 69,94 J / mol · K; S 0 arr C 2 H 2 (g) = 219,45 J / mol · K; S 0 arr O 2 (g) = 205,03 J / mol · K.

Замествайки тези стойности в уравнението за промяна на ентропията на процеса и извършвайки изчисления, получаваме:

ΔS 0 c.r. = (2 213,65 + 69,94 - 219,45 - (5/2) 205,03) J / mol K = -234,79 J / mol K.

Намаляването на ентропията на процеса се обяснява с увеличаване на подреждането на системата, тъй като количеството газови вещества в продуктите на реакцията е 2,7 пъти по -малко, отколкото в реагентите (5,5 / 2).

Отговор: ΔS 0 ch.r. = -234,79 J / mol K; ΔS 0 ch.p<0 т.к. Δn(г) < 0.

Пример 4. Изчисляване на промяната на енергията на Гибс, определяне на посоката

химически процес

1. Редукцията на естествения минерален магнетит Fe 3 O 4 с въглероден оксид (2) се извършва при промишлени условия чрез реакцията

Fe 3 O 4 (c) + CO (g) = 3FeO (c) + CO 2 (g).

Определете промяната в енергията на Гибс и направете заключение за възможността за спонтанно възникване на този процес при стандартни условия.

Решение... Изобарно-изотермичният потенциал на термодинамична система или енергията на Гиб G отразява общата движеща сила на процеса, т.е. означава онази част от общата енергия на системата (Н), която може напълно и напълно да се превърне в полезна работа (самият химичен процес). Промяната в енергията на Гибс ΔG (при T = Const и P = Const) към нейното намаляване (ΔG< 0) указывает на меру химической активности системы: чем больше |ΔG|, тем сильнее стремление к протеканию процесса и тем дальше он отстоит от состояния равновесия. Энергия Гиббса является функцией состояния и поэтому к ней применим закон Гесса:

ΔG ch.r. = Проба ∑ΔG (прод) - проба ∑ΔG (реакция).

Прилагайки този израз към уравнението за редукция на двоен железен оксид Fe 3 O 4 при стандартни условия, получаваме:

ΔG 0 c.r. = [3 · ΔG 0 проба FeO (c) + ΔG 0 проба CO 2 (g)] - [ΔG 0 проба Fe 3 O 4 (c) + ΔG 0 проба CO (g)].

Използвайки таблицата в Приложение № 1, ние задаваме стойностите на ΔG 0 arr на реакционните продукти и реагентите:

ΔG 0 arr FeO (k) = -244,3 kJ / mol; ΔG 0 arr CO 2 (g) = -394,38 kJ / mol; ΔG 0 arr Fe 3 O 4 (k) = -1014.20 kJ / mol; ΔG 0 arr CO (g) = -137.27 kJ / mol.

Подмяна на намерените стойности в израза за ΔG 0 c.r. и като правим изчисления, получаваме:

ΔG 0 c.r. =-[(-1014.20) + (-137.27)] = 24.19 (kJ / mol).

Изчисленията показват, че ΔG 0 c.r.> 0, което означава невъзможността на този процес при стандартни условия.

Отговор: при стандартни условия процесът на спонтанно редуциране на железен диоксид с въглероден оксид (2) не е осъществим, тъй като ΔG 0 c.r. > 0.

2. Обяснете защо екзотермичната реакция H2 (g) + CO2 (g) = CO (g) + H2O (g) не протича при стандартни условия, ΔH 1 = -2,85 kJ / mol; но реакцията продължава

2NO (g) + O2 (g) = 2NO2 (g), ΔH2 = -113.74 kJ / mol.

Решение... Съгласно първия закон на термодинамиката, връзката между енталпията и енергията на Гибс на химичен процес се изразява с уравнението: ΔH = ΔG + ТΔS. Следователно ΔG = ΔH - ТΔS. Нека изчислим промяната в енергията на Гибс и на двата процеса, като използваме данните в таблицата в Приложение № 1, за да изчислим промяната в ентропията ΔS.

За първата реакция получаваме:

ΔS 0 c.r. (1) = S 0 arr CO (g) + S 0 arr H 2 O (g) - S 0 arr H2 (g) - S 0 arr CO 2 (g) и

ΔS 0 c.r. (1) = (197,91 + 69,94 - 130,59 - 213,65) J / mol K = -76,39 J / mol K.

За втората реакция резултатът ще бъде следният:

ΔS 0 c.r. (2) = 2 S 0 arr NO 2 (g) - 2 S 0 arr NO (g) - S 0 arr O 2 (g) и

ΔS 0 c.r. (2) = (2 240,46 - 2 210,20 - 205,03) J / mol K = -144,51 J / mol K.

Сега нека изчислим промяната в енергията на Гибс при T = 298K за тези реакции:

ΔG 0 c.r. (1) = ΔH 1 - ТΔS 0 ch.r. (1) и

ΔG 0 c.r. (1) = -2,85 kJ / mol -298K · (-76,39 · 10 -3 kJ / mol · K) = 19,91 kJ / mol;

ΔG 0 c.r. (2) = ΔH 2 - ТΔS 0 ch.r. (2) и

ΔG 0 c.r. (2) = -113.74 kJ / mol -298K · (-144.51 · 10 -3 kJ / mol · K) = -70.68 kJ / mol.

Според резултатите от изчисленията, ΔG 0 c.r. (1)> 0 и следователно този процес няма да възникне спонтанно, но ΔG 0 ch.r. (2)< 0, что свидетельствует о самопроизвольности процесса при стандартных условиях.

Отговор: при стандартни условия реакцията на редукция на въглероден диоксид с водород не протича, т.к за нея ΔG 0 ch.r. > 0, но е възможна окислителната реакция на азотен оксид (2) с кислород, придружена от намаляване на енергията на Гибс ΔG 0 c.r. (2)< 0.

3. Определете възможността за спонтанен поток на алумотермичния процес

Fe 2 O 3 (k) + 2Al (k) = Al 2 O 3 (k) + 2Fe (k)

при 298K и 500K и стандартното състояние на всички вещества. Задайте минималната температура, над която посоченият процес протича спонтанно.

Решение... За изчисляване на ΔG 0 c.r. използваме закона на Хес:

ΔG 0 c.r. = [ΔG 0 arr Al 2 O 3 (k) + 2 · ΔG 0 arr Fe (k)] - [ΔG 0 arr Fe 2 O 3 (k) + 2 · ΔG 0 arr Al (k)].

В този случай ще вземем предвид, че ΔG 0 проба Fe (k) = ΔG 0 проба Al (k) = 0, и съгласно таблицата в допълнение № 7, ΔG 0 проба Al 2 O 3 (k) = -1580,00 kJ / mol; ΔG 0 проба Fe 2 O 3 (c) = -740,98 kJ / mol. Като заменим намерените стойности и направим изчисления, получаваме:

ΔG 0 c.r. = [-1580,00 -(-740,98)] kJ / mol = -839,02 kJ / mol.

За изчисляване на ΔG 500 c.r. ще използваме първия закон на термодинамиката

ΔG 500 s.r. = ΔH 500 c.r. - ТΔS 500 чл. В този случай, в съответствие с индикацията за състоянието на проблема (всички вещества са в стандартно състояние), използваме табличните стойности на ΔH 0 и ΔS 0 на реагентите и продуктите при 298K:

ΔH 0 arr Al2O3 (k) = -1676.00 kJ / mol; ΔH 0 arr Fe 2 O 3 (k) = -822,16 kJ / mol; S 0 arr Al 2 O 3 (k) = 50,94 J / mol · K; S 0 arr Fe 2 O 3 (k) = 89,96 J / mol · K; S 0 arr Al (c) = 42,69 J / mol · K; S 0 проба Fe (c) = 27,15 J / mol · K.

Заменете тези стойности в изразите за ΔH 500 c.r. и ΔS 500 c.r. и направете изчисления:

ΔH 500 s.r. = ΔH 0 arr Al 2 O 3 (k) - ΔH 0 arr Fe 2 O 3 (k); ΔH 500 s.r. = [-1676,00 -(-822,16)] kJ / mol = -853,84 kJ / mol.

ΔS 500 s.r. = -; ΔS 500 s.r. = (50,94 + 2 27,15) - (89,96 + 2 42,69) J / mol K = -70,10 J / mol K.

Сега намираме ΔG 500 ch.r. , изразяващ ΔS 500 ch.r. в kJ / mol K:

ΔG 500 s.r. = [-853.84 -500 * (-70.10 * 10 -3)] kJ / mol = -818.79 kJ / mol.

За да намерим минималната температура, над която процесът протича спонтанно, прилагаме условието T = 0K към системата и след това ΔG 0 ch.r. = ΔН 0 c.r.< 0. Таким образом, даже при отрицательных значениях температуры (а такие значения практически недостижимы) реакция будет протекать самопроизвольно.

За да установим горната граница на температурата, при която процесът престава да бъде спонтанен, прилагаме условието за състоянието на химическо равновесие: ΔG = 0 и ΔH = TΔS, откъдето T =.

Нека заменим намерените стойности на ΔH 500 std в получения израз. и ΔS 500 c.r. и, като правим изчисления, получаваме: T = 12180 K.

По този начин, само при много висока температура (T≥12180 K), процесът на алумотермия е невъзможен.

Отговор: при 298K и 500K процесът на редукция на железен оксид (3) с алуминий протича спонтанно, тъй като ΔG 298 s.r.< 0 и ΔG 500 х.р.< 0. Самопроизвольность процесса обеспечивается уже при температуре 0К и прекращается при температуре выше 12180К.

4. Определете стандартната промяна в енергията на Гибс на реакцията

COCl 2 (g)<=>CO (g) + Cl 2 (g), ако 70% фосген, взет при първоначално налягане 100 kPa, се разлага при температура 885K.

Решение... Ако преди началото на реакцията парциалното налягане на COCl 2 (g) е равно на P 0 = 100 kPa, по време на реакцията се изразходват 70% от газа, тогава в момента на равновесие парциалното налягане на оставащият фосген P е равен на COCl 2 (g) = P 0 0,3 = 30 kPa. Парциалните налягания на реакционните продукти в равновесие са равни на фракцията на консумирания фосген, което означава, че P е равно на CO (g) = P е равно на Cl 2 (g) = P 0 · 0,7 = 70 kPa.

Съгласно закона за масовото действие за равновесен процес

K равно = .

Заместваме намерените стойности на частичните равновесни налягания на продукти и реагенти в това уравнение и изчисляваме стойността на равновесната константа:

K е равно = = 163.3.

Сега, използвайки уравнението на изотермата на Van't Hoff ΔG 0 = –RTlnKp, изчисляваме промяната в стандартната енергия на Гибс в равновесие при дадена температура:

ΔG 0 = (-8,31 · 885) J / mol · n163,3 = -37434 J / mol = –37,4 kJ / mol.

Отговор: в състояние на равновесие при стандартни условия, промяната в енергията на Гибс на реакцията ΔG 0 ch.r. = –37,4 kJ / mol.

Всяко вещество съдържа определено количество топлина. Тази топлина се нарича енталпия. Енталпията е величина, която характеризира енергията на системата. Във физиката и химията той показва топлината на реакцията. Това е алтернатива на вътрешната енергия и тази стойност най -често се посочва при непрекъснато налягане, когато системата има определен запас от енергия.

Инструкции

1. При физико -химичните процеси топлината се прехвърля от едно тяло в друго. Това е допустимо, както обикновено, при непрекъснато налягане и температура. Ролята на непрекъснатото налягане традиционно е атмосферна. Енталпията, подобно на вътрешната енергия, е функция на състоянието; вътрешната енергия е сумата от кинетичната и потенциалната енергия на всяка система. Той е в основата на уравнението за енталпия. Енталпията е сумата от вътрешна енергия и налягане, умножена по обема на системата и е равна на: H = U + pV, където p е налягането в системата, V е обемът на системата. Горната формула се използва за изчислете енталпията, когато са дадени и трите величини: налягане, обем и вътрешна енергия. В далечината обаче енталпията не се изчислява неизменно по този начин. В допълнение към него има още няколко метода за изчисляване на енталпията.

2. Познавайки свободната енергия и ентропията, е позволено да се изчислява енталпия... Свободната енергия или енергията на Гибс е част от енталпията на системата, изразходвана за трансформация в работа, и е равна на разликата между енталпията и температурата, умножена по ентропията:? G =? HT? S (? H,? G ,? S са стъпките на стойностите) Ентропията в тази формула е мярка за разстройството на частиците в системата. Той се повишава с повишаване на температурата Т и налягането. Кога? G<0 процесс идет самостоятельно, при?G>0 - не работи.

3. В допълнение, енталпията също се изчислява въз основа на уравнението на химичната реакция. Ако е дадено уравнение за химична реакция от формата A + B = C, тогава енталпияможе да се определи по формулата: dH = dU +? nRT, където? n = nk-nн (nk и nн са броят молове на продуктите на реакцията и изходните вещества) При изобарен процес ентропията е равна на промяната в топлина в системата: dq = dH.При непрекъснато налягане енталпията е: H =? СpdT Ако факторите на енталпията и ентропията се балансират взаимно, прирастването на енталпията е равно на произведението на температурата и нарастването на ентропията:? H = T? С

Да изчисля номер топлинаполучени или раздадени от веществото, е необходимо да се открие неговата маса, както и метаморфозата на температурата. Според таблицата за специфични топлинни мощности намерете тази стойност за даден материал и след това изчислете броя на топлината, като използвате формулата. Позволено е да се определи количеството топлина, отделяно при изгарянето на гориво, като се знае неговата маса и специфичната топлина на горене. Същата настройка с топене и изпаряване.

Ще имаш нужда

• За да определите броя на топлината, вземете калориметър, термометър, везни, таблици на топлинните свойства на веществата.

Инструкции

1. Изчисляване на количеството топлина, отделяно или получено от тялото. Измерете телесното тегло на везните в килограми, след това измерете температурата и я загрейте, като ограничите максимално контакта във външната среда, като отново измерите температурата. За да направите това, използвайте топлоизолиран съд (калориметър). Всъщност е позволено да се направи това: вземете всяко тяло при стайна температура, това ще бъде неговата първоначална стойност. След това изсипете гореща вода в калориметъра и потопете тялото там. След известно време (не веднага, тялото трябва да се затопли), измерете температурата на водата, тя ще бъде равна на телесната температура. В таблицата на специфичната топлина намерете тази стойност за материала, от който е направено изпитвателното тяло. Тогава броят на получената топлина ще бъде равен на произведението на специфичния топлинен капацитет от масата на тялото и метаморфозата на неговата температура (Q = c m (t2-t1)). Общата сума ще бъде в джаули. Температурите могат да бъдат измерени в градуси по Целзий. Ако броят на топлината е положителен, тялото се загрява, ако е отрицателно, се охлажда.

2. Изчисляване на броя на топлината при изгаряне на гориво. Измерете масата на горивото, което гори. Ако горивото е течно, измерете обема му и го умножете по плътността, посочена в специална таблица. След това в таблицата за търсене намерете специфичната топлина на изгаряне на това гориво и умножете по неговата маса. Резултатът ще бъде количеството топлина, отделяно при изгарянето на гориво.

3. Изчисляване на броя на топлината по време на топене и изпаряване Измервайте масата на топящото се тяло и специфичната топлина на топене за дадено вещество от специална таблица. Умножете тези стойности и получете количеството топлина, погълнато от тялото при топене. Същото количество топлина се отделя от тялото по време на кристализацията. Продуктът на тези стойности ще даде броя на топлината, погълната от дадена течност по време на изпаряването. По време на кондензацията ще се отделя същото количество топлина, което се абсорбира по време на изпаряването.

Подобни видеа

Термичен ефектъттермодинамична система възниква в резултат на възникването на химическа реакция в нея, но една от нейните съпоставки не е такава. Тази стойност може да бъде определена само ако са изпълнени определени условия.

Инструкции

1. Термично представяне ефектът a е тясно свързано с представянето на енталпията на термодинамична система. Топлинната енергия може да се преобразува в топлина, когато се достигне определена температура и налягане. Тази стойност характеризира състоянието на баланса на системата.

2. Всяка химическа реакция неизменно е придружена от отделянето или абсорбирането на определено количество топлина. В този случай реакцията означава влиянието на реагентите върху продуктите от системата. В този случай термичен ефектът, тази, която е свързана с промяна в енталпията на системата и нейните продукти приемат температурата, съобщена от реагентите.

3. При перфектни топлинни условия ефектътзависи само от естеството на химическата реакция. Това са данни, в които се приема, че системата не върши никаква друга работа освен работата на разтягане, а температурите на нейните продукти и действащите реактиви са равни.

4. Има два вида химични реакции: изохорна (при непрекъснат обем) и изобарна (при непрекъснато налягане). Термична формула ефектъта гледа по -нататък: dQ = dU + PdV, където U е енергията на системата, P е налягането, V е обемът.

5. При изохорен процес PdV терминът изчезва, тъй като обемът не се променя, което означава, че няма разтягане на системата и следователно dQ = dU. В изобарен процес налягането е непрекъснато и обемът се увеличава, което означава, че системата извършва работа по разтягане. Следователно при изчисляване на топлинната ефектъти към промяната в енергията на самата система се добавя енергията, изразходвана за изпълнението на тази работа: dQ = dU + PdV.

6. PdV е непрекъсната стойност, поради което е позволено да се въведе под знака на диференциала, следователно dQ = d (U + PV). Сумата U + PV отразява напълно състоянието на термодинамичната система и също съответства на състоянието на енталпията. По този начин енталпията е енергията, изразходвана при разтягане на системата.

7. Особено често термичните ефектът 2 вида реакции - образуване на съединения и горене. Топлината на изгаряне или образуване е таблична стойност, следователно топлината ефектътреакциите в общия случай могат да бъдат изчислени чрез сумиране на топлините на всички вещества, участващи в него.

Подобни видеа

Свойствата на парата се определят от нейните параметри, тоест от стойностите, които характеризират състоянието на парата (налягане, температура, степен на сухота, енталпия, топлинно съдържание и т.н.). Топлинната енергия се доставя чрез водна пара, която е носител на топлинна енергия (топлоносител).

Наситена пара

Ако загрявате вода в отворен съд, тогава температурата й постепенно ще се повишава, докато достигне около 100 0 С; след това по -нататъшното повишаване на температурата спира и кипенето на водата започва, тоест бързото й преминаване в състояние на пара. Температурата на водата по време на кипене остава същата, както и температурата на получената пара над водата; то е точно 100 0 C при нормално атмосферно налягане, равно на налягането на 760 мм живачна колона. Чрез изкуствено изменение на налягането точката на кипене може да се промени в много широк диапазон; с увеличаване на налягането температурата на кипене се повишава, с намаляване на налягането намалява.

И така, при налягане от 0,02 ата (0,02 атмосферно налягане) водата кипи при 17,2 0 С и при налягане 10 ата при 179 0 С.

Температурата на парата над водата, от която се получава (Фиг. 1), винаги е равно на температурата на тази вода. Парата, генерирана над водата, се нарича наситена пара.

Определена температура на наситената пара винаги съответства на определено налягане и обратно, определено налягане винаги съответства на строго определена температура.

Като прегряваме прясна пара, ние й придаваме допълнителна топлина, тоест увеличаваме началната енталпия. Това води до увеличаване на използваните топлинни загуби и повишаване на икономическата ефективност. инсталации, работещи на прегрята пара. В допълнение, прегрятата пара, когато се движи по паропроводи, не се кондензира във вода, тъй като кондензацията може да започне само от момента, в който температурата на прегрятата пара спадне толкова много, че да премине в наситено състояние. Липсата на кондензация на жива пара е особено важна за парните турбини; водата, натрупана в паропровода и увлечена от парата в турбината, може лесно да разруши лопатките на турбината.

Предимствата на прегрятата пара са толкова значителни, а рентабилността от нейното използване е толкова голяма, че съвременните турбинни инсталации работят почти изключително с прегрята пара.

Статията съдържа фрагмент от таблицата с наситена и прегрята пара. С помощта на тази таблица съответните стойности на параметрите на нейното състояние се определят от стойността на парното налягане.

Налягане на пара	Температура на насищане	Специфичен обем	Плътност		Енталпия на пара	Топлина на изпаряване (кондензация)

Колона 1: Налягане на парата (p)

Таблицата показва абсолютната стойност на налягането на парата в барове. Този факт трябва да се има предвид. Що се отнася до налягането, те обикновено говорят за излишно налягане, което се обозначава с манометър. Техническите инженери обаче използват абсолютната стойност на налягането в своите изчисления. На практика тази разлика често води до недоразумения и обикновено с неприятни последици.

С въвеждането на системата SI беше прието, че при изчисленията трябва да се използва само абсолютно налягане. Всички инструменти за измерване на налягане на технологичното оборудване (с изключение на барометрите) обикновено показват свръхналягане, имаме предвид абсолютно налягане. Нормалните атмосферни условия (на морското равнище) означават барометрично налягане от 1 bar. Манометричното налягане обикновено се отчита в бар.

Колона 2: Температура на наситената пара (ts)

В таблицата, заедно с налягането, е дадена съответната температура на наситената пара. Температурата при съответното налягане определя точката на кипене на водата и по този начин температурата на наситената пара. Температурите в тази колона определят и точката на оросяване на парата.

При налягане от 8 бара температурата на наситената пара е 170 ° C. Кондензатът, образуван от пара при налягане 5 bar, има съответна температура 152 ° C.

Колона 3: Специфичен обем (v ”)

Специфичният обем е посочен в m3 / kg. С увеличаване на налягането на парите, специфичният обем намалява. При налягане от 1 бар специфичният обем на парата е 1.694 m3 / kg. Или с други думи, 1 dm3 (1 литър или 1 kg) вода по време на изпаряването се увеличава в обем 1694 пъти в сравнение с първоначалното течно състояние. При налягане от 10 бара специфичният обем е 0,194 м3 / кг, което е 194 пъти повече от това на водата. Стойността на специфичния обем се използва при изчисляване на диаметрите на тръбопроводи за пара и кондензат.

Колона 4: Специфично тегло (ρ = po)

Специфичното тегло (наричано още плътност) е посочено в kJ / kg. Той показва колко килограма пара се съдържа в 1 m3 обем. С увеличаване на налягането, специфичното тегло се увеличава. При налягане от 6 бара парата с обем 1 м3 има тегло 3,17 кг. При 10 бара - вече 5,15 кг и при 25 бара - повече от 12,5 кг.

Колона 5: Енталпия на насищане (h ')

Енталпията на вряща вода е посочена в kJ / kg. Стойностите в тази колона показват колко топлинна енергия е необходима, за да доведе 1 кг вода до кипене при определено налягане, или колко топлинна енергия се съдържа в кондензата, който е кондензиран от 1 кг пара при същото налягане . При налягане от 1 bar специфичната енталпия на вряща вода е 417,5 kJ / kg, при 10 bar - 762,6 kJ / kg, а при 40 bar - 1087 kJ / kg. С увеличаване на налягането на парите енталпията на водата се увеличава и делът й в общата енталпия на парата непрекъснато нараства. Това означава, че колкото по -високо е налягането на парата, толкова повече топлинна енергия остава в кондензата.

Колона 6: Обща енталпия (h ”)

Енталпията е дадена в kJ / kg. Тази колона на таблицата изброява стойностите на енталпията на парата. Таблицата показва, че енталпията се увеличава до налягане от 31 бара и намалява с по -нататъшно увеличаване на налягането. При налягане от 25 бара стойността на енталпията е 2801 kJ / kg. За сравнение стойността на енталпията при 75 bar е 2767 kJ / kg.

Колона 7: Топлинна енергия на изпаряване (кондензация) (r)

Енталпията на изпаряване (кондензация) е посочена в kJ / kg. Тази колона дава стойностите на количеството топлинна енергия, необходимо за пълно изпаряване на 1 кг вряща вода при съответното налягане. И обратно - количеството топлинна енергия, което се отделя при пълната кондензация на (наситена) пара при определено налягане.

При налягане от 1 bar r = 2258 kJ / kg, при 12 bar r = 1984 kJ / kg и при 80 bar r = само 1443 kJ / kg. С увеличаване на налягането количеството топлинна енергия на изпаряване или кондензация намалява.

Правило:

С увеличаване на налягането на парата, количеството топлинна енергия, необходимо за пълното изпаряване на вряща вода, намалява. И в процеса на кондензация на наситена пара при подходящо налягане се отделя по -малко топлинна енергия.

По време на химични реакции топлината се абсорбира или отделя в околната среда. Този топлообмен между химична реакция и околната среда се нарича енталпия, или Н. Въпреки това е невъзможно да се измери директно енталпията, затова е обичайно да се изчислява промяната в температурата на околната среда (означена с ∆H). ∆H показва, че в хода на химическа реакция топлината се отделя в околната среда (екзотермична реакция) или се абсорбира топлина (ендотермична реакция). Енталпията се изчислява, както следва: ∆H = m x s x ∆T, където m е масата на реагентите, s е топлинният капацитет на реакционния продукт, ∆T е температурната промяна в резултат на реакцията.

Стъпки

Решаване на енталпийни проблеми

Идентифицирайте реагентите и продуктите на реакцията.Всяка химическа реакция има реактиви и продукти на реакцията. Реакционен продукт е създаденв резултат на взаимодействието на реагентите. С други думи, реагентите са съставките в рецептата, а реакционният продукт е готовото ястие. За да намерите ∆H на реакцията, трябва да знаете реагентите и продуктите на реакцията.

• Например, трябва да намерите енталпията на реакцията на образуване на вода от водород и кислород: 2H 2 (водород) + O 2 (кислород) → 2H 2 O (вода). В тази реакция H 2и O 2- реактиви и Н20- продуктът на реакцията.

1. Определете общото тегло на реагентите.След това трябва да изчислите масата на реагентите. Ако не можете да ги претеглите, изчислете молекулното тегло, за да намерите действителното. Молекулното тегло е константа, която може да се намери в периодичната таблица или в други таблици с молекули и съединения. Умножете масата на всеки реактив по броя молове.

   • В нашия пример реагентите водород и кислород имат молекулно тегло съответно 2 g и 32 g. Тъй като използваме 2 мола водород (коефициентът в химическата реакция пред водород H 2) и 1 мол кислород (отсъствието на коефициент пред O 2 означава 1 мол), се изчислява общата маса на реагентите както следва:
     2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36 g

2. Определете топлинния капацитет на продукта.След това определете топлинния капацитет на реакционния продукт. Всяка молекула има специфичен топлинен капацитет, който е постоянен. Намерете тази константа в таблиците на учебник по химия. Има няколко единици за измерване на топлинния капацитет; в нашите изчисления ще използваме J / g ° C.

   • Обърнете внимание, че ако имате множество продукти на реакцията, ще трябва да изчислите топлинния капацитет на всеки и след това да ги съберете, за да получите енталпията на цялата реакция.
   • В нашия пример реакционният продукт е вода, която има топлинен капацитет 4,2 J / g ° C.

3. Намерете промяната в температурата.Сега ще намерим ∆T - температурната разлика преди и след реакцията. Извадете крайната температура (T2) от началната температура (T1). Най -често скалата на Келвин (K) се използва при химични проблеми (въпреки че скалата на Целзий (° C) ще даде същия резултат).

   • В нашия пример, нека приемем, че началната температура на реакцията е 185 K, а след реакцията тя стана 95 K, което означава, че ∆T се изчислява, както следва:
     ∆T = T2 - T1 = 95 K - 185 K = -90 К.

4. Намерете енталпията по формулата ∆H = мх с x ∆T.Ако m е масата на реагентите, s е топлинният капацитет на реакционния продукт и ∆T е температурната промяна, тогава може да се изчисли енталпията на реакцията. Включете стойностите във формулата ∆H = мх с x ∆T и получаваме енталпията. Резултатът се изчислява в джаули (J).

   • В нашия пример енталпията се изчислява по следния начин:
     ∆H = (36 g) × (4.2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 Дж

5. Определете дали енергията се отделя или абсорбира по време на въпросната реакция.Една от най-често срещаните причини, поради които трябва да изчислите ∆H на практика, е да разберете дали реакцията ще бъде екзотермична (освобождаване на топлина и намаляване на собствената енергия) или ендотермична (абсорбция на топлина от околната среда и увеличаване на само- енергия). Ако стойността на ∆H е положителна, тогава реакцията е ендотермична. Ако е отрицателен, тогава реакцията е екзотермична. Колкото по -голяма е абсолютната стойност на ∆H, толкова повече енергия се освобождава или абсорбира. Бъдете внимателни, ако ще правите практически опит: по време на реакции с висока стойност на енталпията може да настъпи голямо освобождаване на енергия и ако протича бързо, може да доведе до експлозия.

   • В нашия пример крайният резултат е -13608 J. Има отрицателен знак пред стойността на енталпията, което означава, че реакцията екзотермичен... Горещите газове (под формата на пара) H 2 и O 2 трябва да отделят малко топлина, за да образуват водна молекула, тоест реакцията на образуване на H 2 O е екзотермична.

   Оценка на енталпията

   1. Изчислете енергията на връзката, за да оцените енталпията.Почти всички химични реакции водят до скъсване на едни връзки и образуване на други. Енергията в резултат на реакцията не възниква от никъде и не се разпада: това е енергията, която е необходима за разкъсване или образуване на тези връзки. Следователно промяната в енталпията на цялата реакция може да бъде сравнително точно оценена чрез сумиране на енергиите на тези връзки.

      Използвайте енталпията на формацията, за да оцените енталпията.Енталпията на образуването дава възможност за изчисляване на ∆H чрез изчисляване на реакциите на образуване на реагенти и продукти. Ако енталпията на образуване на реакционните продукти и реагентите е известна, тогава можете да оцените енталпията като цяло чрез добавяне, както в случая с енергията, обсъдена по -горе.

   2. Не забравяйте за знаците пред стойностите на енталпията.Когато изчислявате енталпията на образуването, обърнете формулата за определяне на енталпията на реакцията на продукта и знакът на енталпията трябва да се промени. С други думи, ако обърнете формулата, знакът за енталпия трябва да се промени на обратното.

      • В примера имайте предвид, че реакцията на образуване на продукта C 2 H 5 OH се записва обратно. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0,5O 2, тоест C 2 H 5 OH се разлага, не се синтезира. Следователно знакът пред енталпията в такава реакция е положителен, 228 kJ / mol, въпреки че енталпията на образуване на C 2 H 5 OH е -228 kJ / mol.

   Наблюдение на енталпията по време на експеримента

   1. Вземете чист съд и налейте вода в него.Не е трудно да се видят принципите на енталпията в действие - достатъчно е да се извърши прост експеримент. Необходимо е резултатът от експеримента да не бъде повлиян от чужди замърсители, така че контейнерът трябва да се измие и стерилизира. Учените използват специални затворени контейнери - калориметри за измерване на енталпията, но стъклена чаша или колба са подходящи за вас. Напълнете контейнера с чиста чешмяна вода при стайна температура. Препоръчително е експериментът да се проведе в хладна стая.

      • За експеримента е препоръчително да се използва малък контейнер. Ще разглеждаме енталпията на реакцията на водата с Alka-Seltzer, така че колкото по-малко вода се използва, толкова по-очевидна ще бъде температурната промяна.