Cómo calcular la entalpía estándar de formación. Tareas para la sección de conceptos básicos de termodinámica con soluciones. Observación de la entalpía durante el experimento.

Ejemplo 1. Cálculo de entalpías de formación de sustancias y efectos térmicos de procesos químicos

1. La entalpía estándar de formación de ozono gaseoso es de 142,3 kJ/mol. Indique en cuál de las siguientes reacciones el efecto térmico ΔH 0 arr corresponderá a la entalpía estándar de formación O 3 (g):

a) 3O (g) \u003d O 3 (g); b) 1.5O 2 (g) \u003d O 3 (g); c) O 2 (g) + O (g) \u003d O 3 (g); d) 2O 2 (g) \u003d O (g) + O 3 (g).

Escriba la ecuación termoquímica para este proceso.

Solución. Por definición, ΔH 0 muestra el efecto térmico de la reacción de formación de 1 mol de sustancia O 3 (g) por síntesis directa a partir de sustancias simples que son estables a 298K y una presión de 101kPa. El caso d) no se ajusta a esta definición, porque no corresponde a la reacción de síntesis. El caso c) no cumple con los requisitos de las condiciones estándar, porque a 298 K y una presión de 101 kPa, el oxígeno no puede estar en estado líquido. El caso a) también debe ser excluido, porque el oxígeno atómico O(g) no es una forma estable de existencia de una sustancia de oxígeno simple. Por lo tanto, solo la reacción b) cumple con los requisitos de la definición. La ecuación termoquímica se verá así:

O 2 (g) + ½O 2 (g) \u003d O 3 (g); ΔH 0 arr [O 3 (g)] = 142,3 kJ / mol.

Responder: las condiciones del problema corresponden a la ecuación b); ΔH 0 arr [O 3 (g)] = 142,3 kJ / mol.

2. Durante la combustión de calcio que pesaba 8 g, la cantidad de energía liberada fue de 127 kJ. Escribe una ecuación termoquímica para esta reacción.

Solución. Compongamos primero la ecuación química para la reacción de combustión de un metal en oxígeno: 2Са + О 2 = 2СаО. La ecuación termoquímica se diferencia de la química en que indica los estados agregados de los reactivos y productos, así como el efecto térmico del proceso. Por tanto, nuestro caso corresponderá a la ecuación termoquímica de la siguiente forma:

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

En esta ecuación, el efecto térmico deseado corresponde a 2 moles de calcio.

Y según la condición del problema, entraron en la reacción 8 g de calcio, lo que corresponde a la cantidad de sustancia n Ca = m(Ca)/M(Ca); nCa \u003d 8g / 40g / mol \u003d 0,2 mol. Calculamos la cantidad de energía que se liberará durante la combustión de 2 mol de calcio, utilizando la proporción: 0,2 mol de Ca - -127 kJ

2 mol Ca - X kJ X\u003d 2mol (-127kJ) / 0.2mol \u003d -1270kJ.

Así, durante la combustión de 2 moles de calcio metálico se liberan 1270 kJ de energía.

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

3. Calcular la entalpía estándar de formación de benceno C 6 H 6 (l), si las entalpías de combustión de hidrógeno, carbono y benceno son iguales, respectivamente (kJ/mol):

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

Solución. Escribamos la ecuación de reacción, cuyo efecto térmico debe determinarse. La formación de benceno a partir de sustancias simples se puede representar mediante la siguiente ecuación termoquímica:

6C (t) + 3H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g), ΔH 0 arr [C 6 H 6 (g)] = X kJ/mol .

Para determinar la entalpía de formación de benceno, componemos un ciclo de Hess utilizando estos problemas:

H 2 (g) + ½O 2 (g) \u003d H 2 O (g), ΔH 0 1 \u003d -285,84 kJ / mol; (una)

C (t) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), ΔH 0 2 \u003d -393.51 kJ / mol; (2)

C 6 H 6 (l) + 15 / 2O 2 (g) \u003d 6CO 2 (g) + 3H 2 O (l), ΔH 0 3 \u003d -3267.70 kJ / mol. (3)

Para obtener la ecuación deseada para la formación de benceno a partir de sustancias simples, basta con sumar las ecuaciones (1) y (2) en el ciclo de Hess, multiplicándolas por los coeficientes correspondientes 3 y 6, y restándoles la ecuación (3). :

3H 2 (g) + 3 / 2O 2 (g) + 6C (t) + 6O 2 (g) -C 6 H 6 (l) -15 / 2O 2 (g) \u003d 3H 2 O (l) + 6CO 2 (g) -6CO 2 (g) -3H 2 O (g).

Reducimos los términos homogéneos y trasladamos -C 6 H 6 (g) al lado derecho de la igualdad con signo opuesto. Obtenemos la ecuación deseada: 6C (t) + 3H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).

Haremos acciones similares con efectos térmicos:

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

ΔH 0 arr [C 6 H 6 (l)] \u003d 3 (-285.84) kJ / mol + 6 (-393.51) kJ / mol - (-3267.70) kJ / mol \u003d

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

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

4. Usando el valor de las entalpías estándar de formación de los participantes en el proceso químico, determine la cantidad de energía liberada cuando 100 kg de dióxido de plomo son reducidos a óxido por monóxido de carbono con la formación de dióxido de carbono.

Solución. Escribamos la ecuación de reacción termoquímica, cuyo efecto térmico debe determinarse:

PbO 2 (t) + CO (g) \u003d PbO (t) + CO 2 (g), ΔH 0 \u003d X kJ/mol.

Según el 3er corolario de la ley de Hess, el efecto térmico del proceso está determinado por la diferencia entre las sumas de las entalpías de formación de productos y reactivos. Utilizando los datos de la Tabla 1 del Apéndice, encontramos los valores de las entalpías deseadas (kJ/mol):

∆H0 arr = -276,86; ∆H0 arr = -110,50; ∆H0 arr = - 217,86;

∆H0 arr = -393,51.

Compongamos un ciclo de Hess para calcular el efecto térmico de la reducción de dióxido de plomo con monóxido de carbono:

ΔH 0 \u003d (ΔH 0 arr + ΔH 0 arr) - (ΔH 0 arr + ΔH 0 arr)

y, sustituyendo los valores conocidos, calcularlo:

ΔH 0 \u003d [(- 217.86) kJ / mol + (-393.51) kJ / mol] - [(-276.86) kJ / mol + (-110.50) kJ / mol] \u003d -224, 01 kJ/mol.

Los cálculos han demostrado que se liberan 224,01 kJ de energía durante la reducción de 1 mol de PbO 2 . Determinemos qué masa de dióxido de plomo corresponde a esta cantidad de sustancia:

m (PbO 2) \u003d n M (PbO 2) \u003d 1 mol (207 + 2 16) g / mol \u003d 239 g.

Ahora calculamos la cantidad de energía que se liberará durante la combustión de 100 kg de PbO 2 usando la proporción:

239 10 -3 kg - -224,01 kJ

100kg- X kJ, X= = -93728 kJ.

Responder: al reducir 100 kg de dióxido de plomo se liberan 93728 kJ de energía.

5. La energía del enlace C-H en el metano es de 435 kJ/mol, la energía del enlace C-Cl en el clorometano es de 350 kJ/mol. Sabiendo que E Cl - Cl \u003d 240 kJ / mol, y E H - Cl \u003d 430 kJ / mol, calcule el efecto térmico (ΔH 0) de la reacción: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl.

Solución. Las entalpías de formación de sustancias químicas se pueden calcular a partir de las energías de enlace que se forman en estas sustancias. Por ejemplo, se forman 4 enlaces covalentes C–H en una molécula de metano, por lo tanto,

ΔH 0 arr (CH 4) \u003d 4 , y ΔH 0 arr (CH 4) \u003d 4 435 kJ / mol \u003d 1740 kJ / mol. Realizaremos cálculos similares para todas las demás moléculas:

ΔH 0 arr (Cl 2) \u003d 3 [E Cl - Cl] \u003d 3 240 kJ / mol \u003d 720 kJ / mol (ver la teoría de la formación de un enlace dativo, en la molécula de Cl 2 - un triple enlace );

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

ΔH 0 arr (CH 3 Cl) \u003d 3 + E C - Cl \u003d 3 435 kJ / mol + 350 kJ / mol \u003d 1655 kJ / mol.

Ahora, de acuerdo con la tercera consecuencia de la ley de Hess, calculamos el efecto térmico de la reacción deseada: ΔH 0 \u003d [ΔH 0 arr (CH 3 Cl) + ΔH 0 arr (HCl)] - [ΔH 0 arr (CH 4) + ΔH 0 arr (Сl 2)] y

ΔH 0 \u003d (1655 + 430) - (1740 + 720) kJ / mol \u003d -375 kJ / mol.

Responder: el efecto térmico del proceso exotérmico de cloración del metano con formación de clorometano es ΔH 0 = -375 kJ/mol.

Ejemplo 2. Determinación de la relación entre energía interna y entalpía de procesos termodinámicos

1. El cambio en la energía interna del sistema Fe(t) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (t) es -334.0 kJ. Determine el efecto térmico de esta reacción en condiciones estándar.

Solución. De acuerdo con la primera ley de la termodinámica, el efecto calorífico de una reacción química a una temperatura constante ΔH T está asociado con un cambio en la energía interna del sistema ΔU por la ecuación ΔH T = ΔU ± RTΔn. En esta ecuación, el cambio en la cantidad de sustancia Δn está determinado únicamente por las sustancias que se encuentran en la fase menos condensada, en nuestro caso, en la fase gaseosa. Como no hay sustancias gaseosas en los productos de reacción, entonces Δn \u003d 0 - 1 mol (Cl 2) \u003d -1 mol.

En condiciones estándar, T 0 \u003d 298 K, R \u003d 8.31 10 -3 kJ / mol K. Sustituyendo estos y los valores encontrados en la ecuación de ΔH 0 T, encontramos el efecto térmico de la reacción para la síntesis de cloruro de hierro (2):

ΔH 0 x.r. \u003d -334 kJ - (8.31 10 -3 kJ / mol K) 298 K 1 mol \u003d -336.5 kJ.

Responder: ΔH 0 x.r. = -336,5 kJ.

2. Calcule el cambio de energía interna durante la evaporación de 50 g de etanol a la temperatura de ebullición, si su calor específico de evaporación es 857.7 J/g, y el volumen específico de vapor a la temperatura de ebullición es 607 10 -3 l/g. El volumen del líquido se puede despreciar.

Solución. El proceso de evaporación (transición de una sustancia líquida a un estado gaseoso) es físico, ocurre a presión y temperatura constantes (si la sustancia es químicamente pura). Para tal proceso (que ocurre, por regla general, a presión constante), la relación entre el cambio en la energía total ΔH P y ΔU interna del sistema termodinámico, de acuerdo con la primera ley de la termodinámica, obedece a la ecuación ΔH P = ΔU ± PΔV. Dado que el volumen del sistema aumenta en este caso, ΔV > 0 y la ecuación se simplifica: ΔH P = ΔU + PΔV.

El cambio en el volumen del sistema ΔV será igual al volumen del vapor formado, teniendo en cuenta las condiciones del problema. Si el volumen específico de alcohol gaseoso v en el punto de ebullición es igual a 607·10 -3 l/g, entonces el cambio de volumen durante la vaporización de 50 g de alcohol se puede calcular fácilmente mediante la ecuación ΔV=v·m; ΔV \u003d 607 10 -3 (l / g) 50 (g) \u003d 3035 10 -2 (l) \u003d 30,35 l.

El efecto de entalpía ΔH 0 durante la transición de fase en condiciones estándar está determinado por la fórmula ΔH 0 =L·m, donde L es el calor específico de vaporización. Sustituyendo los valores de la condición del problema, haremos los cálculos correspondientes ΔH 0:

ΔH 0 \u003d 857.7 (J / g) 50 (g) \u003d 42885 J \u003d 42885 kPa l.

Transformando la ecuación termodinámica para ΔH 0 relativa a ΔU 0 y resolviéndola, obtenemos: ΔU 0 = ΔH 0 - PΔV; ΔU 0 = 42885kPa l - 101kPa 30,35l = 39820kPa l = 39820J = 39,82kJ.

Responder: la energía interna del sistema termodinámico ha aumentado en 39,82 kJ.

3 . Calcular el efecto térmico y el cambio en la energía interna del sistema de reacción durante la reducción del óxido de hierro (2) con hidrógeno, si se conocen los efectos térmicos de las siguientes reacciones: FeO(t) + CO(g) = Fe(t) ) + CO2 (g), ΔH1 = -13,18 kJ; (una)

CO (g) + ½O 2 (g) \u003d CO 2 (g), ΔH 2 \u003d -283.00 kJ; (2)

H 2 (g) + ½O 2 (g) \u003d H 2 O (g), ΔH 3 \u003d -241.83 kJ (3).

Solución. De acuerdo con la ley de Hess, para obtener la ecuación de reacción deseada, se pueden realizar operaciones aritméticas con las ecuaciones dadas en el problema. Lo mismo se puede hacer con los efectos térmicos.

Por lo tanto, para obtener la ecuación

FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g), ΔH \u003d X kJ,

necesita sumar las ecuaciones (1) y (3) y restar la ecuación (2) de esta suma. Realizamos la misma acción con efectos térmicos. Luego, el efecto térmico de la reacción de reducción del óxido de hierro (2) con hidrógeno se determina mediante la fórmula:

∆H = ∆H 1 + ∆H 3 - ∆H 2 .

Sustituyendo los valores conocidos en esta fórmula y haciendo cálculos, obtenemos:

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

Para determinar el cambio en la energía interna del sistema para un proceso dado, aplicamos la primera ley de la termodinámica ΔH = ΔU ± RTΔn. El cálculo del cambio en la cantidad de sustancia de los productos gaseosos después (H 2 O) y antes de las reacciones (H 2) muestra que Δn = 0. Entonces la ecuación que relaciona ΔU y ΔH se simplifica: ΔH = ΔU. Esto significa que el proceso de reducción es endotérmico y la energía interna del sistema aumenta en 27,99 kJ.

Responder: ΔH = ΔU = 27,99 kJ.

4. La energía interna durante la evaporación de 90 g de agua a 100 0 C aumentó en 188,1 kJ. El volumen específico del vapor de agua es de 1,699 l/g, la presión es de 1,01 · 10 5 Pa. Determine el calor de vaporización del agua (kJ/mol).

Solución. Para el proceso de vaporización

H2O (l)<=>H 2 O (g), ΔH = X kJ/mol,

la relación entre el calor de vaporización ΔH y el cambio de energía interna ΔU del sistema a presión constante (Р = Const) se expresa mediante la ecuación ΔH = ΔU ± PΔV, donde ΔV = V Н2О(g) – V Н2О(l ) > 0, porque V H2O (g) > V H2O (l). Dada esta conclusión, la ecuación se simplificará: ΔH = ΔU + PΔV.

Conociendo el volumen específico de vapor de agua en las condiciones dadas (v) y la masa de agua (m), encontramos: V H2O (g) = vm; V H2O (g) \u003d 1.699 (l / g) 90 (g) \u003d 152.91 l. Como también se conoce la densidad del agua líquida (ρ Н2О(l) = 1 10 -3 g/l), encontramos el volumen de agua líquida usando la fórmula

V H2O (l) \u003d ρm y V H2O (l) \u003d 1 10 -3 (g / l) 90 (g) \u003d 0,09 l.

Teniendo en cuenta estos valores, el cambio de volumen durante la evaporación de 90 g de agua ΔV será:

ΔV \u003d 152.91l - 0.09l \u003d 152.82l.

Sustituyendo el valor encontrado ΔV, así como estas condiciones del problema en la expresión de ΔH, determinamos el calor de evaporación de 90 g de agua:

ΔH P \u003d 188,1 kJ + 1,01 10 5 (10 -3 kPa) 152,82 (10 -3 m 3) \u003d 188,1 kJ + 15,43 kJ \u003d 203,53 kJ.

Basado en 1 mol del vapor resultante, este valor será: ΔH = ΔH P ·M/m, donde M es la masa molar del agua. Entonces ∆H = = 40,71 kJ/mol.

Responder: El calor de vaporización del agua en su punto de ebullición es de 40,71 kJ/mol.

5. La disolución de 130 g de zinc metálico en ácido sulfúrico diluido a 20 0 C se acompaña de la liberación de 286,2 kJ de energía. El hidrógeno gaseoso liberado en este proceso trabaja contra la presión externa. Determine el cambio en la energía interna de este proceso.

Solución. Para la reacción química Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

la relación entre el efecto térmico del proceso (ΔH) y el cambio en la energía interna del sistema (ΔU) obedece a la ecuación de la primera ley de la termodinámica ΔH = ΔU ± RTΔn. Dado que en este proceso se realiza trabajo sobre el medio ambiente, significa que la energía interna del sistema disminuye, es decir

∆H = ∆U - RT∆n o ∆U = ∆H + RT∆n.

En esta ecuación, Δn corresponde a la cantidad de sustancia del hidrógeno gaseoso liberado nH 2 , determinada por la cantidad de sustancia que reaccionó con el ácido de zinc metálico n Zn. Y luego n H 2 \u003d n Zn \u003d m Zn / M Zn, donde m y M son la masa y la masa molar del zinc, respectivamente. Después de hacer los cálculos, obtenemos:

n H 2 \u003d 130 (g) / 65 (g / mol) \u003d 2 mol. Por lo tanto, Δn = 2 mol.

Ahora calculamos el cambio en la energía interna del proceso, recordando que en los procesos exotérmicos ΔH< 0, т.е. ΔH = -286,2 кДж; Т = 273 + 20 = 293 К;

R = 8,31 · 10 -3 kJ/mol K. Y luego:

ΔU \u003d -286,2 kJ + 8,31 10 -3 (kJ / mol K) 293 K 2 mol \u003d -281,3 kJ.

Responder: durante la reacción, la energía interna del sistema disminuirá en 281,3 kJ.

Ejemplo 3. Cálculo de la entropía, su relación con la entalpía de un proceso químico

y temperatura

1. El calor específico de evaporación del bromobenceno a una temperatura de 156,8 0 C es 241,0 J/g. Determine el cambio en la entropía de la transición de fase durante la evaporación de 1,25 mol de bromobenceno.

Solución. El cambio de entropía en el proceso de equilibrio de la transición de una sustancia de un estado de agregación a otro se determina de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica como

ΔS = , donde ΔH es el calor de vaporización (o la entalpía de la transición de fase del estado líquido al estado gaseoso), Т es la temperatura de transición de fase.

Para determinar el efecto térmico del proceso ΔH, primero debe calcular la masa molar del material de partida bromobenceno C 6 H 5 Br, será igual a: M (C 6 H 5 Br) \u003d 6 12 + 5 1 + 1 80 \u003d 157 (g / mol ). Conociendo la cantidad de sustancia bromobenceno n involucrada en la transición de fase, determinamos su masa: m(C 6 H 5 Br) = M n;

m (C 6 H 5 Br) \u003d 157 g / mol 1,25 mol \u003d 196,25 g.

Para una masa dada de sustancia, teniendo en cuenta el calor específico de evaporación (L), calculamos el efecto calorífico del proceso según la fórmula: ΔH = L m, ΔH = 241 (J/g) 196,25 (g) = 47296.25 j.

Temperatura de transición de fase T \u003d t 0 C + 273 \u003d 156,8 + 273 \u003d 429,8 K.

Sustituyendo los valores obtenidos en la ecuación de la 2ª ley de la termodinámica, obtenemos:

∆S = = 110,04 .

Responder: tras la evaporación de 1,25 mol de bromobenceno, la entropía del sistema aumenta en 110,04 J/K.

2. Determine el cambio de entropía en condiciones estándar para el siguiente proceso químico: Al (c) + Cr 2 O 3 (c) → Cr (c) + Al 2 O 3 (c).

Solución. Según el 3er corolario de la ley de Hess, el cambio en la entropía de un proceso químico (ΔS) se define como la diferencia entre las sumas de las entropías de los productos de reacción y los reactivos, teniendo en cuenta sus coeficientes estequiométricos en la ecuación de reacción .

Dada esta circunstancia, el esquema del proceso debe reducirse a una ecuación química colocando los coeficientes adecuados. Entonces obtenemos:

2Al (c) + Cr 2 O 3 (c) \u003d 2Cr (c) + Al 2 O 3 (c).

Para esta reacción, compondremos una ecuación para calcular el cambio de entropía en condiciones estándar: ΔS 0 = - .

De acuerdo con la tabla del Apéndice No. 7, establecemos los valores de entropía (S 0) de los participantes en el proceso (J / mol K):

S0Al(k) = 28,32; S0Cr2O3 (c) = 81,10; S0Cr(k) = 23,76; S 0 Al 2 O 3 (c) = 50,94.

Sustituyendo los valores de entropía encontrados en la ecuación deseada y haciendo los cálculos, obtenemos: ΔS 0 = (2 23.76 + 50.94) - (2 28.32 + 81.10) = -39.28 (J / mol TO).

Nótese que el valor negativo del cambio de entropía (disminución de la entropía) indica la imposibilidad de llevar a cabo este proceso espontáneamente en condiciones estándar.

Responder: ΔS 0 \u003d -39.28 J / mol K. Bajo condiciones estándar, tal proceso es imposible.

La reacción de descomposición del nitrato de magnesio según la ecuación.

2Mg (NO 3) 2 (t) \u003d 2MgO (t) + 4NO 2 (g) + O 2 (g)

va acompañado de un aumento de la entropía del sistema de 891 J/K y un cambio de entalpía de 510 kJ. Calcule la entalpía estándar de formación y la entropía de formación de nitrato de magnesio. Determine cuál de los factores, entalpía o entropía, contribuye al flujo espontáneo de este proceso.

Solución. Calcularemos ΔH 0 arr y S 0 arr en base al 3er corolario de la ley de Hess, según el cual:

a) ΔH 0 x.r. \u003d 2 ΔH 0 arr + 4 ΔH 0 arr - 2 ΔH 0 arr;

por lo tanto, ΔH 0 arr = ΔH 0 arr + 2 ΔH 0 arr -½ΔH 0 x.r.

b) ΔS 0 x.r. \u003d 2 S 0 arr + 4 S 0 arr + S 0 arr - 2 S 0 arr; por lo tanto S 0 arr = S 0 arr + 2 S 0 arr + ½ S 0 arr - ½ ΔS 0 x.r.

Usando los datos en la tabla del Apéndice No. 1, encontramos los valores de las entalpías de formación y las entropías de los productos de reacción:

ΔH 0 arr \u003d -601.24 kJ / mol; ∆H0arr = 33,50 kJ/mol; S 0 arr \u003d 26.94 J / mol K; S 0 arr \u003d 240.45 J / mol K; S 0 arr \u003d 205.04 J / mol K.

Sustituyendo los valores encontrados en las ecuaciones a) y b), calculamos los valores requeridos:

ΔH 0 arr \u003d 1 mol (-601,24 kJ / mol) + 2 mol 33,50 kJ / mol -½ (510 kJ) \u003d

789,24 kJ;

S 0 arr \u003d 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 \u003d -164,87 J / K.

Como es sabido, el flujo espontáneo de la reacción se ve facilitado por una disminución de su factor de entalpía (ΔH 0 x.r.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·ΔS 0 х.р. >0). De acuerdo con las condiciones dadas del problema, la entropía durante el proceso aumenta y, en consecuencia, el producto Т·ΔS 0 x.r. , lo que contribuye a su flujo espontáneo. Por otro lado, la entalpía de la reacción también aumenta, lo que no contribuye a la espontaneidad del proceso en la dirección de avance.

Responder: \Delta H _{0} arr = - 789,24 kJ; S 0 arr \u003d -164.87 J / K. El factor de entropía de esta reacción contribuye a la espontaneidad del proceso de descomposición del nitrato de magnesio.

4. Cuando se funden 100 g de cobre, la entropía del sistema aumenta en 1,28 J/K. Calcule el calor específico de fusión del cobre a una temperatura de 1083 0 C.

Solución. Entre el calor específico (L, J/kg) y la entalpía de fusión (ΔH, J) existe una relación L = ΔH/m. La relación entre la entalpía del proceso y el cambio en su entropía se expresa mediante la ecuación de la segunda ley de la termodinámica ΔH = Т·ΔS. Combinando las dos expresiones, obtenemos:

Sustituyamos los datos de la condición del problema en la relación encontrada, realicemos los cálculos correspondientes y obtengamos:

L= .

Responder: el calor específico de fusión del cobre es 17,4.

5 . La reacción de combustión del acetileno procede de acuerdo con la ecuación

C 2 H 2 (g) + 5 / 2O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g) + H 2 O (g).

Calcule el cambio en la entropía del sistema bajo condiciones estándar y explique las razones de su disminución.

Solución. Según el corolario de la ley de Hess, el cambio de entropía se define como la diferencia entre las sumas de las entropías de los productos y reactivos del proceso, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos de la reacción. Luego

ΔS 0 x.r. = - .

En la tabla del Apéndice N° 1 encontramos los valores de las entropías requeridas:

S 0 arr CO 2 (g) \u003d 213.65 J / mol K; S 0 arr H 2 O (l) \u003d 69.94 J / mol K; S 0 arr C 2 H 2 (g) \u003d 219.45 J / mol K; S 0 arr O 2 (g) \u003d 205.03 J / mol K.

Sustituyendo estos valores en la ecuación del cambio de entropía del proceso, y haciendo los cálculos, obtenemos:

ΔS 0 x.r. \u003d (2 213.65 + 69.94 - 219.45 - (5/2) 205.03) J / mol K \u003d -234.79 J / mol K.

La disminución de la entropía del proceso se explica por un aumento en el ordenamiento del sistema, ya que la cantidad de sustancia gaseosa en los productos de reacción es 2,7 veces menor que en los reactivos (5,5/2).

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

Ejemplo 4. Cálculo del cambio de energía de Gibbs, determinación de la dirección

proceso quimico

1. La restauración del mineral natural magnetita Fe 3 O 4 con monóxido de carbono (2) se realiza en condiciones de producción según la reacción

Fe 3 O 4 (c) + CO (g) \u003d 3FeO (c) + CO 2 (g).

Determine el cambio en la energía de Gibbs y saque una conclusión sobre la posibilidad de un flujo espontáneo de este proceso en condiciones estándar.

Solución. El potencial isobárico-isotérmico de un sistema termodinámico o la energía de Gibbs G refleja la fuerza impulsora general del proceso, es decir denota esa parte de la energía total del sistema (H), que puede convertirse completamente y sin dejar rastro en trabajo útil (el proceso químico real). Cambio en la energía de Gibbs ΔG (en T = Const y P = Const) en la dirección de su disminución (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. \u003d ∑ΔG arr (prod) - ∑ΔG arr (reag).

Aplicando esta expresión a la ecuación de reducción del óxido de hierro doble Fe 3 O 4 en condiciones estándar, obtenemos:

ΔG 0 frío \u003d [ 3 ΔG 0 arr FeO (c) + ΔG 0 arr CO 2 (g)] - [ΔG 0 arr Fe 3 O 4 (c) + ΔG 0 arr CO (g)].

Usando la tabla del Apéndice No. 1, establecemos los valores de ΔG 0 arr de los productos de reacción y reactivos:

ΔG0 arr FeO(c) = -244,3 kJ/mol; ΔG 0 arr CO 2 (g) = -394,38 kJ/mol; ΔG 0 arr Fe 3 O 4 (k) \u003d -1014.20 kJ / mol; ΔG 0 arr CO (g) \u003d -137.27 kJ / mol.

Sustituyendo los valores encontrados en la expresión de ΔG 0 x.r. y haciendo los calculos obtenemos:

ΔG 0 frío = - [(-1014,20) + (-137,27)] = 24,19 (kJ/mol).

Los cálculos mostraron que ΔG 0 x.r.> 0, lo que significa que este proceso no puede continuar en condiciones estándar.

Responder: en condiciones estándar, el proceso de reducción espontánea de dióxido de hierro con monóxido de carbono (2) no es factible, porque ΔG 0 frío > 0.

2. Explique por qué la reacción exotérmica H 2 (g) + CO 2 (g) \u003d CO (g) + H 2 O (l), ΔH 1 \u003d -2.85 kJ / mol, no procede en condiciones estándar; pero la reacción

2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g), ΔH 2 \u003d -113,74 kJ / mol.

Solución. Según la primera ley de la termodinámica, la relación entre la entalpía y la energía de Gibbs de un proceso químico se expresa mediante la ecuación: ΔH = ΔG + TΔS. Por lo tanto, ΔG = ΔH – ТΔS. Calculamos el cambio en la energía de Gibbs de ambos procesos, utilizando los datos de la tabla del Apéndice No. 1 para calcular el cambio en la entropía ΔS.

Para la primera reacción obtenemos:

ΔS 0 x.r. (1) \u003d S 0 arr CO (g) + S 0 arr H 2 O (l) - S 0 arr H 2 (g) - S 0 arr CO 2 (g) y

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

Para la segunda reacción, el resultado será el siguiente:

ΔS 0 x.r. (2) \u003d 2 S 0 arr NO 2 (g) - 2 S 0 arr NO (g) - S 0 arr O 2 (g) y

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

Ahora calculamos el cambio en la energía de Gibbs en T = 298K para estas reacciones:

ΔG 0 frío (1) \u003d ΔH 1 - TΔS 0 xr (1) y

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

ΔG 0 frío (2) \u003d ΔH 2 - TΔS 0 xr (2) y

ΔG 0 frío (2) = -113,74 kJ/mol - 298K (-144,51 10 -3 kJ/mol K) = -70,68 kJ/mol.

Según los resultados del cálculo, ΔG 0 x.r. (1) > 0 y, por lo tanto, este proceso no procederá espontáneamente, pero ΔG 0 x.r. (2)< 0, что свидетельствует о самопроизвольности процесса при стандартных условиях.

Responder: en condiciones estándar, la reacción de reducción de dióxido de carbono con hidrógeno no procede, porque para ello ΔG 0 x.r. > 0, pero es posible la reacción de oxidación del óxido nítrico (2) con el oxígeno, acompañada de una disminución de la energía de Gibbs ΔG 0 x.r. (2)< 0.

3. Determinar la posibilidad de flujo espontáneo del proceso de aluminotermia.

Fe 2 O 3 (c) + 2Al (c) \u003d Al 2 O 3 (c) + 2Fe (c)

a 298K y 500K y el estado estándar de todas las sustancias. Establezca la temperatura mínima por encima de la cual el proceso especificado procede espontáneamente.

Solución. Para calcular ΔG 0 x.r. Usamos la ley de Hess:

ΔG 0 frío \u003d [ΔG 0 arr Al 2 O 3 (c) + 2 ΔG 0 arr Fe (c)] - [ΔG 0 arr Fe 2 O 3 (c) +2 ΔG 0 arr Al (c)].

En este caso se tiene en cuenta que ΔG 0 arr Fe(c) = ΔG 0 arr Al(c) = 0, y de acuerdo a la tabla del Apéndice No. 7 ΔG 0 arr Al 2 O 3 (c) = -1580.00 kJ/mol; ΔG 0 arr Fe 2 O 3 (k) = -740,98 kJ / mol. Sustituyendo los valores encontrados y haciendo cálculos, obtenemos:

ΔG 0 frío \u003d [-1580.00 - (-740.98)] kJ / mol \u003d -839.02 kJ / mol.

Para calcular ΔG 500 x.r. usar la primera ley de la termodinámica

ΔG 500 x.r. = ΔH 500 x.r. – ТΔS 500 x.r. Al mismo tiempo, de acuerdo con la indicación de la condición del problema (todas las sustancias se encuentran en el estado estándar), utilizamos los valores tabulares de ΔH 0 y ΔS 0 de reactivos y productos a 298K:

ΔH 0 arr Al 2 O 3 (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) \u003d 50.94 J / mol K; S 0 arr Fe 2 O 3 (k) \u003d 89.96 J / mol K; S0arr Al(k) = 42,69 J/mol K; S 0 arr Fe(k) = 27,15 J/mol K.

Sustituyamos estos valores en las expresiones para ΔH 500 x.r. y ΔS 500 x.r. y hacer los calculos:

ΔH 500 x.r. \u003d ΔH 0 arr Al 2 O 3 (c) - ΔH 0 arr Fe 2 O 3 (c); ΔH 500 x.r. \u003d [-1676.00 - (-822.16)] kJ / mol \u003d -853.84 kJ / mol.

ΔS 500 x.r. = - ; ΔS 500 x.r. \u003d (50.94 + 2 27.15) - (89.96 + 2 42.69) J / mol K \u003d -70.10 J / mol K.

Ahora encontramos ΔG 500 x.r. , expresando ΔS 500 x.r. en kJ/mol K:

ΔG 500 x.r. \u003d [-853.84 - 500 (-70.10 10 -3)] kJ / mol \u003d -818.79 kJ / mol.

Para encontrar la temperatura mínima por encima de la cual el proceso avanza espontáneamente, aplicamos la condición T = 0K al sistema, y ​​luego ΔG 0 x.r. \u003d ΔH 0 x.r.< 0. Таким образом, даже при отрицательных значениях температуры (а такие значения практически недостижимы) реакция будет протекать самопроизвольно.

Para establecer el límite superior de temperatura en el que el proceso deja de ser espontáneo, aplicamos la condición del estado de equilibrio químico: ΔG = 0 y ΔH = ТΔS, por lo tanto Т = .

Sustituyamos los valores encontrados ΔH 500 x.r. en la expresión obtenida. y ΔS 500 x.r. y, habiendo hecho los cálculos, obtenemos: T = = 12180 K.

Por lo tanto, solo a una temperatura muy alta (T≥12180 K) el proceso de aluminotermia es imposible.

Responder: a 298K y 500K, el proceso de reducción del óxido de hierro (3) con aluminio procede espontáneamente, porque ΔG 298 x.r.< 0 и ΔG 500 х.р.< 0. Самопроизвольность процесса обеспечивается уже при температуре 0К и прекращается при температуре выше 12180К.

4. Determine el cambio estándar en la energía de Gibbs de la reacción.

COCl2 (g)<=>CO (g) + Cl 2 (g), si a una temperatura de 885K se descompone el 70% del fosgeno, tomado a una presión inicial de 100 kPa.

Solución. Si, antes del comienzo de la reacción, la presión parcial de COCl 2 (g) era igual a P 0 \u003d 100 kPa, el 70% del gas se consumió durante la reacción, entonces, en el momento del equilibrio, la presión parcial de el fosgeno restante P es igual a COCl 2 (g) \u003d P 0 0.3 = 30 kPa. Las presiones parciales de los productos de reacción en el estado de equilibrio son iguales a la fracción de fosgeno consumida, lo que significa que P es igual a CO (g) \u003d P es igual a Cl 2 (g) \u003d P 0 0.7 \u003d 70 kPa.

Según la ley de acción de masas para un proceso en equilibrio

K es igual a = .

Sustituyamos los valores encontrados de las presiones de equilibrio parciales de productos y reactivos en esta ecuación y calculemos el valor de la constante de equilibrio:

K es igual a = = 163,3.

Ahora, usando la ecuación de la isoterma de van't Hoff ΔG 0 = –RTlnKp, calculamos el cambio en la energía estándar de Gibbs en el estado de equilibrio a una temperatura dada:

ΔG 0 \u003d (-8.31 885) J / mol ℓn163.3 \u003d -37434 J / mol \u003d -37.4 kJ / mol.

Responder: en estado de equilibrio en condiciones estándar, el cambio en la energía de Gibbs de la reacción ΔG 0 x.r. = -37.4 kJ / mol.

Toda sustancia contiene cierta cantidad de calor. Este calor se llama entalpía. La entalpía es una cantidad que caracteriza la energía de un sistema. En física y química, muestra el calor de una reacción. Es una alternativa a la energía interna, y este valor se indica con mayor frecuencia a presión continua, cuando el sistema tiene una cierta reserva de energía.

Instrucción

1. En los procesos físicos y químicos, el calor se transfiere de un cuerpo a otro. Esto es permisible, como de costumbre, a presión y temperatura continuas. La presión atmosférica juega tradicionalmente el papel de presión continua. La entalpía, al igual que la energía interna, es una función de estado, la energía interna es la suma de las energías cinética y potencial de cada sistema. Es la base de la ecuación de entalpía. La entalpía es la suma de la energía interna y la presión multiplicada por el volumen del sistema y es igual a: H=U+pV, donde p es la presión en el sistema, V es el volumen del sistema. La fórmula anterior se usa para calcular la entalpía cuando se dan las tres cantidades: presión, volumen y energía interna. Sin embargo, lejos, la entalpía no siempre se calcula de esta manera. Además, existen varios métodos más para calcular la entalpía.

2. Conociendo la energía libre y la entropía, es posible calcular entalpía. La energía libre, o energía de Gibbs, es una parte de la entalpía del sistema gastada en la transformación en trabajo, y es igual a la diferencia entre la entalpía y la temperatura multiplicada por la entropía: G \u003d La entropía en esta fórmula es una medida del desorden de las partículas del sistema. Aumenta al aumentar la temperatura T y la presión. ¿Cuándo?<0 процесс идет самостоятельно, при?G>0 - no funciona.

3. Además, la entalpía también se calcula a partir de la ecuación de reacción química. Si se da una ecuación de una reacción química de la forma A+B=C, entonces entalpía se puede determinar mediante la fórmula: dH \u003d dU +? nRT, donde n \u003d nk-nн (nk y nн son el número de moles de productos de reacción y sustancias iniciales) En un proceso isobárico, la entropía es igual al cambio en calor en el sistema: dq \u003d dH. A presión continua, la entalpía es: H=?СpdTISi los factores de entalpía y entropía se equilibran entre sí, el incremento de entalpía es igual al producto de la temperatura y el incremento de entropía:? H= T?S

Calcular número calor recibida o cedida por una sustancia, es necesario detectar su masa, así como la metamorfosis de la temperatura. De acuerdo con la tabla de capacidades de calor específico, encuentre este valor para un material dado y luego calcule el número de calor usando la fórmula. Es posible determinar la cantidad de calor liberado durante la combustión del combustible conociendo su masa y calor específico de combustión. La misma situación con la fusión y la evaporación.

Necesitará

• Para determinar la cantidad de calor, tome un calorímetro, termómetro, escalas, tablas de propiedades térmicas de las sustancias.

Instrucción

1. Cálculo de la cantidad de calor dado o recibido por el cuerpo Mida el peso corporal en la balanza en kilogramos, luego mida la temperatura y caliéntela, limitando al máximo el contacto con el ambiente externo, midiendo nuevamente la temperatura. Para hacer esto, use un recipiente con aislamiento térmico (calorímetro). De hecho, está permitido hacer esto: tome cualquier cuerpo a temperatura ambiente, este será su valor inicial. Después de eso, vierta agua ardiendo en el calorímetro y sumerja el cuerpo allí. Después de un tiempo (no inmediatamente, el cuerpo debe calentarse), mida la temperatura del agua, será igual a la temperatura corporal. En la tabla de calor específico, encuentre este valor para el material del que está hecho el cuerpo en estudio. Entonces la cantidad de calor que recibió será igual al producto de la capacidad calorífica específica por la masa del cuerpo y la metamorfosis de su temperatura (Q=c m (t2-t1)). El resultado será en julios. La temperatura se puede medir en grados Celsius. Si el número de calor resulta ser positivo, el cuerpo se calienta, si es negativo, se enfría.

2. Cálculo del número de calor durante la combustión del combustible. Medir la masa de combustible que se quema. Si el combustible es líquido, mida su volumen y multiplíquelo por la densidad tomada en una tabla especial. Después de eso, en la tabla de referencia, encuentre el calor específico de combustión de este combustible y multiplíquelo por su masa. El resultado será la cantidad de calor liberado durante la combustión del combustible.

3. Cálculo del número de calor durante la fusión y la vaporización Mida la masa del cuerpo de fusión y el calor específico de fusión para una sustancia dada de una tabla especial. Multiplique estos valores y obtenga la cantidad de calor absorbido por el cuerpo durante la fusión. El cuerpo emite el mismo número de calor durante la cristalización.Para medir la cantidad de calor absorbido durante la evaporación de un líquido, encuentre su masa, así como el calor específico de vaporización. El producto de estas cantidades dará el número de calor absorbido por un líquido dado durante la evaporación. Durante la condensación, se liberará exactamente la misma cantidad de calor que se absorbió durante la evaporación.

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Térmico el efecto El sistema termodinámico surge como resultado de la ocurrencia de una reacción química en él, sin embargo, no es una de sus colaciones. Este valor sólo se puede determinar bajo ciertas condiciones.

Instrucción

1. Representación de térmica el efecto pero está estrechamente relacionado con la representación de la entalpía de un sistema termodinámico. Esta es energía térmica que se puede convertir en calor cuando se alcanza una determinada temperatura y presión. Este valor caracteriza el estado del equilibrio del sistema.

2. Cualquier reacción química está invariablemente acompañada por la liberación o absorción de una cierta cantidad de calor. En este caso, la reacción significa el efecto de los reactivos sobre los productos del sistema. Esto crea una temperatura el efecto, la que está asociada a un cambio en la entalpía del sistema, y ​​sus productos toman la temperatura notificada por los reactivos.

3. En perfectas condiciones, térmico el efecto depende de la naturaleza de la reacción química. Estos son datos bajo los cuales se supone que el sistema no realiza más trabajo que el trabajo de tensión, y las temperaturas de sus productos y reactivos son iguales.

4. Hay dos tipos de reacciones químicas: isocóricas (a volumen continuo) e isobáricas (a presión continua). fórmula térmica el efecto y se ve así: dQ = dU + PdV, donde U es la energía del sistema, P es la presión, V es el volumen.

5. En un proceso isocórico, el término PdV desaparece, porque el volumen no cambia, lo que significa que el sistema no se expande, por lo tanto, dQ = dU. En un proceso isobárico, la presión es continua y el volumen aumenta, lo que significa que el sistema está realizando trabajo en tensión. En consecuencia, al calcular la temperatura el efecto y al cambio de energía del propio sistema se suma la energía gastada en realizar este trabajo: dQ = dU + PdV.

6. PdV es una cantidad continua, por lo que se puede poner bajo el signo del diferencial, por lo que dQ = d(U + PV). La suma U + PV refleja completamente el estado del sistema termodinámico y también corresponde al estado de entalpía. Por lo tanto, la entalpía es la energía gastada cuando se estira el sistema.

7. Especialmente a menudo calculan la temperatura el efecto 2 tipos de reacciones: la formación de compuestos y la combustión. El calor de combustión o formación es un valor tabular, por lo tanto, el calor el efecto Las reacciones en el caso general se pueden calcular sumando los calores de todas las sustancias que participan en él.

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Las propiedades del vapor están determinadas por sus parámetros, es decir, cantidades que caracterizan el estado del vapor (presión, temperatura, grado de sequedad, entalpía, contenido de calor, etc.). Se le suministra energía térmica con la ayuda de vapor de agua, que es un portador de energía térmica (portador de calor).

Vapor saturado

Si calienta agua en un recipiente abierto, su temperatura aumentará gradualmente hasta que llegue a unos 100 0 C; después de eso, se detiene un nuevo aumento de temperatura y el agua comienza a hervir, es decir, su rápida transición a un estado de vapor. La temperatura del agua durante la ebullición permanece igual, así como la temperatura del vapor producido sobre el agua; es igual a exactamente 100 0 C a la presión atmosférica normal, igual a la presión de una columna de mercurio de 760 mm de altura. Al cambiar artificialmente la presión, es posible cambiar el punto de ebullición en un rango muy amplio; A medida que aumenta la presión, aumenta el punto de ebullición; a medida que disminuye la presión, disminuye.

Entonces, a una presión de 0,02 ata (0,02 de la presión atmosférica), el agua hierve a 17,2 0 C, y a una presión de 10 a 179 0 C.

La temperatura del vapor sobre el agua de la que se obtiene. (Figura 1), es siempre igual a la temperatura de esta agua. El vapor generado sobre el agua se llama vapor saturado.

Una cierta temperatura del vapor saturado siempre corresponde a una cierta presión y viceversa, una temperatura estrictamente definida siempre corresponde a una cierta presión.

Al sobrecalentar el vapor fresco, le impartimos calor adicional, es decir, aumentamos la entalpía inicial. Esto conduce a un aumento en la pérdida de calor utilizada y un aumento en la eficiencia económica. instalaciones que funcionan con vapor sobrecalentado. Además, el vapor sobrecalentado no se condensa en agua cuando se mueve en tuberías de vapor, ya que la condensación puede comenzar solo desde el momento en que la temperatura del vapor sobrecalentado desciende tanto que pasa a un estado saturado. La ausencia de condensación de vapor fresco es especialmente importante para las turbinas de vapor, el agua acumulada en la línea de vapor y arrastrada por el vapor hacia la turbina puede destruir fácilmente los álabes de la turbina.

Las ventajas del vapor sobrecalentado son tan importantes y la rentabilidad de su uso es tan grande que las plantas de turbinas modernas funcionan casi exclusivamente con vapor sobrecalentado.

El artículo contiene un fragmento de la tabla de vapor saturado y sobrecalentado. Con la ayuda de esta tabla, según el valor de la presión del vapor, se determinan los valores correspondientes de los parámetros de su estado.

Presion de vapor	Temperatura de saturación	Volumen específico	Densidad		entalpía de vapor	Calor de vaporización (condensación)

Columna 1: Presión de vapor (p)

La tabla muestra el valor absoluto de la presión del vapor en bar. Este hecho debe tenerse en cuenta. Cuando se trata de presión, por regla general, se habla del exceso de presión que muestra el manómetro. Sin embargo, los ingenieros de procesos utilizan la presión absoluta en sus cálculos. En la práctica, esta diferencia a menudo conduce a malentendidos y suele resultar contraproducente.

Con la introducción del sistema SI, se aceptó que solo se debe usar la presión absoluta en los cálculos. Todos los manómetros de los equipos de proceso (excepto los barómetros) básicamente muestran la presión manométrica, es decir, la presión absoluta. Las condiciones atmosféricas normales (a nivel del mar) suponen una presión barométrica de 1 bar. La presión manométrica generalmente se indica en barg.

Columna 2: Temperatura del vapor saturado (ts)

En la tabla, junto con la presión, se da la temperatura del vapor saturado correspondiente. La temperatura a la presión adecuada determina el punto de ebullición del agua y, por tanto, la temperatura del vapor saturado. Los valores de temperatura en esta columna también determinan la temperatura de condensación del vapor.

A una presión de 8 bar, la temperatura del vapor saturado es de 170°C. El condensado formado a partir de vapor a una presión de 5 bar tiene una temperatura correspondiente de 152°C.

Columna 3: Volumen específico (v”)

El volumen específico se da en m3/kg. A medida que aumenta la presión de vapor, el volumen específico disminuye. A una presión de 1 bar, el volumen específico de vapor es de 1,694 m3/kg. O en otras palabras, 1 dm3 (1 litro o 1 kg) de agua durante la evaporación aumenta en volumen 1694 veces en comparación con el estado líquido inicial. A una presión de 10 bar, el volumen específico es de 0,194 m3/kg, que es 194 veces el del agua. El valor del volumen específico se utiliza para calcular los diámetros de las tuberías de vapor y condensado.

Columna 4: Gravedad Específica (ρ=po)

La gravedad específica (también llamada densidad) se da en kJ/kg. Muestra cuántos kilogramos de vapor hay en 1 m3 de volumen. A medida que aumenta la presión, aumenta la gravedad específica. A una presión de 6 bar, el vapor con un volumen de 1 m3 tiene un peso de 3,17 kg. A 10 bar - ya 5,15 kg ya 25 bar - más de 12,5 kg.

Columna 5: Entalpía de saturación (h')

La entalpía del agua hirviendo se expresa en kJ/kg. Los valores en esta columna muestran cuánta energía térmica se necesita para llevar 1 kg de agua a cierta presión a un estado de ebullición, o cuánta energía térmica está contenida en el condensado, que se condensa a partir de 1 kg de vapor al mismo tiempo. presión. A una presión de 1 bar, la entalpía específica del agua hirviendo es de 417,5 kJ/kg, a 10 bar es de 762,6 kJ/kg y a 40 bar es de 1087 kJ/kg. Con el aumento de la presión del vapor, la entalpía del agua aumenta y su participación en la entalpía total del vapor crece constantemente. Esto significa que cuanto mayor es la presión de vapor, más energía térmica permanece en el condensado.

Columna 6: Entalpía total (h”)

La entalpía se da en kJ/kg. Esta columna de la tabla muestra los valores de entalpía de vapor. La tabla muestra que la entalpía aumenta hasta una presión de 31 bar y disminuye con un aumento adicional de la presión. A una presión de 25 bar, el valor de la entalpía es de 2801 kJ/kg. A modo de comparación, el valor de entalpía a 75 bar es 2767 kJ/kg.

Columna 7: Energía térmica de vaporización (condensación) (r)

La entalpía de vaporización (condensación) se da en kJ/kg. Esta columna da la cantidad de energía térmica necesaria para evaporar completamente 1 kg de agua hirviendo a la presión adecuada. Y viceversa: la cantidad de energía térmica que se libera en el proceso de condensación completa de vapor (saturado) a cierta presión.

A 1 bar r = 2258 kJ/kg, a 12 bar r = 1984 kJ/kg ya 80 bar r = solo 1443 kJ/kg. Con el aumento de la presión, la cantidad de energía térmica de vaporización o condensación disminuye.

Regla:

Con el aumento de la presión del vapor, disminuye la cantidad de energía térmica requerida para evaporar completamente el agua hirviendo. Y en el proceso de condensación de vapor saturado a la presión adecuada, se libera menos energía térmica.

Durante las reacciones químicas, el calor se absorbe o se libera al medio ambiente. Este intercambio de calor entre una reacción química y el medio ambiente se llama entalpía, o H. Sin embargo, es imposible medir la entalpía directamente, por lo que se acostumbra calcular el cambio en la temperatura ambiente (indicado como ∆H). ∆H indica que durante una reacción química, se libera calor al ambiente (reacción exotérmica) o se absorbe calor (reacción endotérmica). La entalpía se calcula de la siguiente manera: ∆H = metro x s x ∆T, donde m es la masa de reactivos, s es la capacidad calorífica del producto de reacción, ∆T es el cambio de temperatura como resultado de la reacción.

Pasos

Resolución de problemas de entalpía

Identificar los reactivos y productos de la reacción. Cualquier reacción química tiene reactivos y productos de reacción. producto de reacción creado como resultado de la interacción de los reactivos. En otras palabras, los reactivos son los ingredientes de la receta y el producto de reacción es el plato terminado. Para encontrar el ∆H de una reacción, es necesario conocer los reactivos y los productos de la reacción.

• Por ejemplo, es necesario encontrar la entalpía de la reacción de formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno: 2H 2 (hidrógeno) + O 2 (oxígeno) → 2H 2 O (agua). En esta reacción H2 Y O2- reactivos, y H2O es el producto de reacción.

1. Determine la masa total de los reactivos. A continuación, debe calcular la masa de reactivos. Si no puede pesarlos, calcule el peso molecular para encontrar el peso real. La masa molecular es una constante que se puede encontrar en la tabla periódica de Mendeleev u otras tablas de moléculas y compuestos. Multiplique la masa de cada reactivo por el número de moles.

   • En nuestro ejemplo, los reactivos hidrógeno y oxígeno tienen pesos moleculares de 2 gy 32 g, respectivamente. Dado que estamos usando 2 mol de hidrógeno (el coeficiente en la reacción química frente a H 2 hidrógeno) y 1 mol de oxígeno (la ausencia del coeficiente frente a O 2 significa 1 mol), entonces la masa total de los reactivos se calcula de la siguiente manera:
     2 × (2 g) + 1 × (32 g) = 4 g + 32 g = 36 gramos

2. Determine la capacidad calorífica del producto. A continuación, determine la capacidad calorífica del producto de reacción. Cada molécula tiene una capacidad calorífica específica, que es constante. Encuentra esta constante en las tablas de un libro de texto de química. Hay varias unidades para medir la capacidad calorífica; en nuestros cálculos usaremos J/g°C.

   • Tenga en cuenta que si hay múltiples productos de reacción, deberá calcular la capacidad calorífica de cada uno y luego sumarlos para obtener la entalpía de toda la reacción.
   • En nuestro ejemplo, el producto de la reacción es agua, que tiene un calor específico 4,2 J/g°C.

3. Encuentre el cambio de temperatura. Ahora encontraremos ∆T - la diferencia de temperatura antes y después de la reacción. De la temperatura inicial (T1) reste la temperatura final (T2). La mayoría de las veces, la escala Kelvin (K) se usa en problemas de química (aunque la escala Celsius (°C) dará el mismo resultado).

   • En nuestro ejemplo, supongamos que la temperatura inicial de la reacción fue de 185 K, y después de la reacción se convirtió en 95 K, por lo que ∆T se calcula de la siguiente manera:
     ∆T = T2 – T1 = 95 K - 185 K = -90K

4. Encuentra la entalpía usando la fórmula ∆H = metro X s x ∆T. Si m es la masa de los reactivos, s es la capacidad calorífica del producto de reacción y ∆T es el cambio de temperatura, entonces se puede calcular la entalpía de la reacción. Sustituye los valores en la fórmula ∆H = metro X s x ∆T y obtenga la entalpía. El resultado se calcula en Joules (J).

   • En nuestro ejemplo, la entalpía se calcula de la siguiente manera:
     ∆H = (36 g) × (4,2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608J

5. Determine si la energía se libera o se absorbe durante la reacción en consideración. Una de las razones más comunes por las que uno necesita calcular ∆H en la práctica es saber si la reacción será exotérmica (liberando calor y reduciendo la propia energía) o endotérmica (absorbiendo calor del entorno y aumentando la propia energía). Si el valor de ∆H es positivo, entonces la reacción es endotérmica. Si es negativo, entonces la reacción es exotérmica. Cuanto mayor sea el valor absoluto de ∆H, más energía se liberará o absorberá. Tenga cuidado si va a realizar un experimento práctico: durante las reacciones con un alto valor de entalpía, puede ocurrir una gran liberación de energía y, si se produce rápidamente, puede provocar una explosión.

   • En nuestro ejemplo, el resultado final resultó ser -13608 J. Hay un signo negativo delante del valor de la entalpía, lo que significa que la reacción exotérmico. Los gases calientes (en forma de vapor) H 2 y O 2 deben desprender algo de calor para formar una molécula de agua, es decir, la reacción de formación de H 2 O es exotérmica.

   Estimación de entalpía

   1. Calcule la energía de enlace para estimar la entalpía. Casi todas las reacciones químicas conducen a la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros. La energía de la reacción no aparece de la nada y no se destruye: es la energía que se requiere para romper o formar estos enlaces. Por lo tanto, el cambio en la entalpía de toda la reacción se puede estimar con bastante precisión sumando las energías de estos enlaces.

      Use la entalpía de formación para estimar la entalpía. La entalpía de formación permite calcular ∆H calculando las reacciones de formación de reactivos y productos. Si se conoce la entalpía de formación de los productos de reacción y los reactivos, entonces puede estimar la entalpía como un todo por adición, como en el caso de la energía discutido anteriormente.

   2. No olvide los signos antes de los valores de entalpía. Al calcular la entalpía de formación, se invierte la fórmula para determinar la entalpía de reacción de un producto y el signo de la entalpía debe cambiar. En otras palabras, si inviertes la fórmula, entonces el signo de la entalpía debería cambiar al opuesto.

      • En el ejemplo, observe que la reacción de formación del producto C 2 H 5 OH está escrita al revés. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2, es decir, C 2 H 5 OH se descompone, no se sintetiza. Por tanto, el signo anterior a la entalpía en tal reacción es positivo, 228 kJ/mol, aunque la entalpía de formación de C 2 H 5 OH es -228 kJ/mol.

   Observación de la entalpía durante el experimento.

   1. Tome un recipiente limpio y vierta agua en él. No es difícil ver los principios de la entalpía en acción; basta con realizar un experimento simple. Es necesario que el resultado del experimento no se vea afectado por contaminantes extraños, por lo que se debe lavar y esterilizar el recipiente. Los científicos usan recipientes cerrados especiales llamados calorímetros para medir la entalpía, pero un vaso de precipitados o matraz de vidrio está bien para usted. Llene el recipiente con agua limpia del grifo a temperatura ambiente. Es recomendable realizar el experimento en una habitación fresca.

      • Para el experimento, es conveniente utilizar un recipiente pequeño. Observaremos la entalpía de la reacción del agua con Alka-Seltzer, por lo que cuanto menos agua se use, más evidente será el cambio de temperatura.