Cum se calculează entalpia standard de formare. Probleme pentru secțiunea despre bazele termodinamicii cu soluții. Observarea entalpiei în timpul experimentului

Exemplul 1. Calculul entalpiilor de formare a substanțelor și efectelor termice ale proceselor chimice

1. Entalpia standard de formare a ozonului gazos este de 142,3 kJ/mol. Indicați în care dintre următoarele reacții efectul termic ΔH 0 arr va corespunde entalpiei standard de formare a O 3 (g):

a) 3O(g) = O 3(g); b) 1,502 (g) = O3 (g); c) O2 (g) + O (g) = O3 (g); d) 2O 2 (g) = O (g) + O 3 (g).

Scrieți ecuația termochimică pentru acest proces.

Soluţie. Prin definiție, ΔH 0 arată efectul termic al reacției de formare a 1 mol de substanță O 3 (g) prin sinteză directă din substanțe simple, stabil la 298K și o presiune de 101kPa. Cazul d) nu se potrivește această definiție, deoarece nu corespunde unei reacţii de sinteză. Cazul c) nu îndeplinește cerințele condițiilor standard, deoarece la 298K și o presiune de 101kPa, oxigenul nu poate fi în stare lichidă. Ar trebui exclus și cazul a) pentru că oxigenul atomic O(g) nu este o formă stabilă de existență a substanței simple oxigen. Astfel, numai reacția b) îndeplinește cerințele definiției. Ecuația termochimică ar arăta astfel:

O2 (g) + ½02 (g) = O3 (g); Probă AH0 [03 (g)] = 142,3 kJ/mol.

Răspuns: condiţiile problemei corespund ecuaţiei b); Probă AH0 [03 (g)] = 142,3 kJ/mol.

2. În timpul arderii calciului cu o greutate de 8 g, cantitatea de energie eliberată a fost de 127 kJ. Scrieți o ecuație termochimică pentru această reacție.

Soluţie. Mai întâi, să creăm o ecuație chimică pentru reacția de ardere a unui metal în oxigen: 2Ca + O 2 = 2CaO. Ecuația termochimică diferă de ecuația chimică prin aceea că indică stările agregate ale reactanților și produșilor, precum și efectul termic al procesului. Prin urmare, cazul nostru va corespunde unei ecuații termochimice de următoarea formă:

2Ca(t) + O2(g) = 2CaO(t), ΔH = X kJ.

În această ecuație, efectul termic dorit corespunde la 2 moli de calciu.

Și în funcție de condițiile problemei, în reacție au intrat 8 g de calciu, ceea ce corespunde cantității de substanță n Ca = m(Ca)/M(Ca); n Ca = 8g/40g/mol = 0,2 mol. Calculăm cantitatea de energie care va fi eliberată în timpul arderii a 2 mol de calciu, folosind proporția: 0,2 mol Ca - -127 kJ

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

Astfel, arderea a 2 moli de calciu metal eliberează 1270 kJ de energie.

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

3. Calculați entalpia standard de formare a benzenului C 6 H 6 (l), dacă entalpiile de ardere a hidrogenului, carbonului și benzenului sunt egale, respectiv (kJ/mol):

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

Soluţie. Să notăm ecuația reacției, al cărei efect termic trebuie determinat. Formarea benzenului din substanțe simple poate fi reprezentată prin următoarea ecuație termochimică:

6С(t) + 3Н 2 (g) = С 6 Н 6 (l), ΔH 0 arr [С 6 Н 6 (l)] = X kJ/mol .

Pentru a determina entalpia de formare a benzenului, să compunem ciclul Hess folosind următoarele probleme:

H2 (g) + ½02 (g) = H20 (l), AH01 = -285,84 kJ/mol; (1)

C(t) + O2 (g) = C02 (g), AH02 = -393,51 kJ/mol; (2)

C6H6 (l) + 15/2O2 (g) = 6C02 (g) + 3H20 (l), AH03 = -3267,70 kJ/mol. (3)

Pentru a obține ecuația dorită pentru formarea benzenului din substanțe simple, este suficient să adăugați ecuațiile (1) și (2) din ciclul Hess, înmulțindu-le cu coeficienții corespunzători 3 și 6 și să scădeți ecuația (3) din ele. :

3H2(g)+3/2O2(g)+6C(t)+6O2(g)-C6H6(l)-15/2O2(g) = 3H2O(l)+6CO2 (g)-6C02 (g)-3H20(l).

Să-l tăiem membri omogeneși mutați -C 6 H 6 (g) în partea dreaptă a egalității cu semnul opus. Obținem ecuația necesară: 6C(s) + 3H 2 (g) = C 6 H 6 (l).

Vom face acțiuni similare cu efecte termice:

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)] = 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.

Răspuns: ΔH0arr [C6H6(l)] = 49,12 kJ/mol.

4. Folosind valoarea entalpiilor standard de formare a participanților la procesul chimic, determinați cantitatea de energie eliberată atunci când monoxidul de carbon reduce 100 kg de dioxid de plumb la oxid cu formarea de dioxid de carbon.

Soluţie. Să scriem ecuația termochimică a reacției, al cărei efect termic trebuie determinat:

PbO2 (t) + CO (g) = PbO (t) + CO2 (g), ΔH0 = X kJ/mol.

Conform celui de-al 3-lea corolar al legii lui Hess, efectul termic al procesului este determinat de diferența dintre sumele entalpiilor de formare a produselor și reactivilor. Folosind datele din Tabelul 1 din Anexă, găsim valorile entalpiilor necesare (kJ/mol):

AH0arr = -276,86; AH0arr = -110,50; AH0arr = - 217,86;

AH0arr = -393,51.

Să creăm un ciclu Hess pentru a calcula efectul termic al reacției de reducere a dioxidului de plumb cu monoxid de carbon:

ΔH 0 = (ΔH 0 turație + ΔH 0 turație) – (ΔH 0 turație + ΔH 0 turație)

și, înlocuind valori cunoscute, hai să-l calculăm:

ΔH 0 = [(-217,86) kJ/mol + (-393,51) kJ/mol] – [(-276,86) kJ/mol + (-110,50) kJ/mol] = -224, 01 kJ/mol.

Calculele au arătat că atunci când 1 mol de PbO 2 este redus, se eliberează 224,01 kJ de energie. Să determinăm ce masă de dioxid de plumb îi corespunde această cantitate de substanță:

m(PbO2) = n M(PbO2) = 1 mol (207 + 2 16) g/mol = 239 g.

Acum să calculăm cantitatea de energie care va fi eliberată în timpul arderii a 100 kg de PbO 2 folosind proporția:

239·10 -3 kg ― -224,01 kJ

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

Răspuns: Când se reduc 100 kg de dioxid de plumb, se eliberează 93.728 kJ de energie.

5. Energia legăturii C–H în metan este de 435 kJ/mol, energia legăturii C–Cl în clormetan este de 350 kJ/mol. Știind că E Cl - Cl = 240 kJ/mol, iar E H - Cl = 430 kJ/mol, se calculează efectul termic (ΔH 0) al reacției: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl.

Soluţie. Entalpiile de formare a substanțelor chimice pot fi calculate din energiile legăturilor care se formează în aceste substanțe. De exemplu, într-o moleculă de metan se formează 4 legături covalente C–H, prin urmare,

AH0arr (CH4) = 4·, şi AH0arr (CH4) = 4.435 kJ/mol = 1740 kJ/mol. Vom efectua calcule similare pentru toate celelalte molecule:

ΔH 0 arr (Cl 2) = 3·[E Cl - Cl ] = 3·240 kJ/mol = 720 kJ/mol (vezi teoria formării legăturii dative, în molecula Cl 2 există o legătură triplă);

AH0arr (HCI) = E H - CI = 430 kJ/mol;

ΔH 0 arr (CH3Cl) = 3 + E C - Cl = 3·435 kJ/mol + 350 kJ/mol = 1655 kJ/mol.

Acum, conform celui de-al treilea corolar din legea lui Hess, să calculăm efectul termic al reacției dorite: ΔH 0 = [ΔH 0 arr (CH 3 Cl) + ΔH 0 arr (HCl)] - [ΔH 0 arr (CH 4) + AH0arr (CI2)] şi

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

Răspuns: efectul termic al procesului exotermic de clorurare a metanului cu formarea clormetanului este egal cu ΔH 0 = -375 kJ/mol.

Exemplul 2. Determinarea relației dintre energia internă și entalpia proceselor termodinamice

1. Modificarea energiei interne a sistemului Fe(s) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (s) este egală cu -334,0 kJ. Determinați efectul termic al acestei reacții în condiții standard.

Soluţie. Conform primei legi a termodinamicii, efectul termic al unei reacții chimice la temperatura constantaΔH T este legat de modificarea energiei interne a sistemului ΔU prin ecuația ΔH T = ΔU ± RTΔn. În această ecuație, modificarea cantității de substanță Δn este determinată doar de substanțele situate în faza cel mai puțin condensată, în cazul nostru - în faza gazoasă. Deoarece în produșii de reacție nu există substanțe gazoase, Δn = 0 – 1 mol (Cl 2) = -1 mol.

În condiţii standard T0 = 298 K, R = 8,31.10 -3 kJ/mol.K. Înlocuind acestea și valorile găsite în ecuația pentru ΔH 0 T, găsim efectul termic al reacției de sinteză a clorurii de fier (2):

ΔH 0 h.r. = -334 kJ – (8,31·10 -3 kJ/mol·K)·298 K·1 mol = -336,5 kJ.

Răspuns: ΔH 0 h.r. = -336,5 kJ.

2. Calculați modificarea energiei interne în timpul evaporării a 50 g de alcool etilic la punctul de fierbere, dacă căldura sa specifică de evaporare este de 857,7 J/g, iar volumul specific de abur la punctul de fierbere este 607·10 -3 l/ g. Volumul lichidului poate fi neglijat.

Soluţie. Procesul de evaporare (tranziția unei substanțe lichide în stare gazoasă) este fizic, are loc la presiune constantă și temperatură constantă (dacă substanța este pură din punct de vedere chimic). Pentru un astfel de proces (care are loc, de regulă, la presiune constantă), relația dintre modificarea ΔH P total și energia internă ΔU a sistemului termodinamic, conform primei legi a termodinamicii, respectă ecuația ΔH P = ΔU ± PΔV. Deoarece volumul sistemului crește, atunci ΔV > 0 și ecuația se simplifică: ΔH P = ΔU + PΔV.

Modificarea volumului sistemului ΔV va fi egală cu volumul de abur format, ținând cont de condițiile problemei. Dacă volumul specific al alcoolului gazos v la punctul de fierbere este de 607·10 -3 l/g, atunci modificarea volumului în timpul vaporizării a 50 g de alcool poate fi calculată cu ușurință folosind ecuația ΔV=v·m; ΔV = 607·10 -3 (l/g)·50(g) = 3035·10 -2 (l) = 30,35 l.

Efectul de entalpie ΔH 0 în timpul unei tranziții de fază în condiții standard este determinat de formula ΔH 0 =L·m, unde L este căldura specifică de vaporizare. Înlocuind valorile din condițiile problemei, vom face calculele corespunzătoare ΔH 0:

AH0 = 857,7 (J/g) 50 (g) = 42885 J = 42885 kPa l.

Transformând ecuația termodinamică pentru ΔH 0 relativ la ΔU 0 și rezolvând-o, obținem: ΔU 0 = ΔH 0 - PΔV; ΔU 0 = 42885 kPa l – 101 kPa 30,35 l = 39820 kPa l = 39820 J = 39,82 kJ.

Răspuns: energie interna sistem termodinamic crescut cu 39,82 kJ.

3 . Calculați efectul termic și modificarea energiei interne a sistemului de reacție în timpul reducerii oxidului de fier (2) cu hidrogen, dacă sunt cunoscute efectele termice ale următoarelor reacții: FeO(s) + CO(g) = Fe( s) + C02 (g), AH1 = - 13,18 kJ; (1)

CO (g) + ½02 (g) = C02 (g), AH2 = -283,00 kJ; (2)

H2 (g) + ½02 (g) = H20 (g), AH3 = -241,83 kJ (3).

Soluţie. Conform legii lui Hess, pentru a obține ecuația de reacție dorită, puteți efectua operații aritmetice cu ecuațiile date în problemă. Același lucru se poate face și cu efectele termice.

Prin urmare, pentru a obține ecuația

FeO(s) + H2(g) = Fe(s) + H2O(g), ΔH = X kJ,

trebuie să însumați ecuațiile (1) și (3) și să scădeți ecuația (2) din această sumă. Efectuăm aceeași acțiune cu efecte termice. Apoi, efectul termic al reacției de reducere a oxidului de fier (2) cu hidrogenul este determinat de formula:

ΔH = ΔH1 + ΔH3 - ΔH2.

Înlocuind valorile cunoscute în această formulă și făcând calcule, obținem:

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

Pentru a determina modificarea energiei interne a sistemului pentru un proces dat, aplicăm prima lege a termodinamicii ΔH = ΔU ± RTΔn. Calculul modificării cantității de substanță a produselor gazoase după (H 2 O) și înainte de reacția (H 2) arată că Δn = 0. Atunci ecuația care leagă ΔU și ΔH este simplificată: ΔH = ΔU. Aceasta înseamnă că procesul de reducere este endotermic, iar energia internă a sistemului crește cu 27,99 kJ.

Răspuns: ΔH = ΔU = 27,99 kJ.

4. Energia internă în timpul evaporării a 90 g de apă la 100 0 C a crescut cu 188,1 kJ. Volumul specific al vaporilor de apă este de 1,699 l/g, presiunea este de 1,01·10 5 Pa. Determinați căldura de vaporizare a apei (kJ/mol).

Soluţie. Pentru procesul de generare a aburului

H2O(l)<=>H20(g), AH = X kJ/mol,

relația dintre căldura de vaporizare ΔH și modificarea energiei interne ΔU a sistemului la presiune constantă (P = Const) este exprimată prin ecuația ΔH = ΔU ± PΔV, unde ΔV = V H2O(g) – V H2O(l ) > 0, deoarece V H2O(g) > V H2O(l). Ținând cont de această concluzie, se va simplifica ecuația: ΔH = ΔU + PΔV.

Cunoscând volumul specific al vaporilor de apă în condițiile date (v) și masa apei (m), aflăm: V H2O(g) = vm; V H2O(g) = 1,699(l/g) 90(g) = 152,91 l. Deoarece este cunoscută și densitatea apei lichide (ρ H2O(l) = 1·10 -3 g/l), găsim volumul apei lichide folosind formula

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

Luând în considerare aceste valori, modificarea volumului la evaporarea a 90 g de apă ΔV va fi:

ΔV = 152,91l – 0,09l = 152,82l.

Înlocuind valoarea găsită a lui ΔV, precum și condițiile date ale problemei, în expresia pentru ΔH, determinăm căldura de evaporare a 90 g de apă:

ΔH P = 188,1 kJ + 1,01 10 5 (10 -3 kPa) 152,82 (10 -3 m3) = 188,1 kJ + 15,43 kJ = 203,53 kJ.

Calculată pentru 1 mol de vapori format, această valoare va fi: ΔH = ΔH P M/m, unde M este Masă molară apă. Atunci ΔH = = 40,71 kJ/mol.

Răspuns: Căldura de vaporizare a apei la punctul ei de fierbere este de 40,71 kJ/mol.

5. Dizolvarea a 130 g de zinc metalic în acid sulfuric diluat la 20 0 C este însoțită de eliberarea a 286,2 kJ de energie. Hidrogenul gazos eliberat funcționează împotriva presiunii externe. Determinați modificarea energiei interne a acestui proces.

Soluţie. Pentru reactie chimica Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

relația dintre efectul termic al procesului (ΔH) și modificarea energiei interne a sistemului (ΔU) respectă ecuația primei legi a termodinamicii ΔH = ΔU ± RTΔn. Deoarece în acest proces se lucrează asupra mediului, înseamnă că energia internă a sistemului scade, adică.

ΔH = ΔU – RTΔn sau ΔU = ΔH + RTΔn.

În această ecuație, Δn corespunde cantității de substanță eliberată, hidrogen gazos n H 2, determinată de cantitatea de substanță care a reacționat cu acidul zinc metalic n Zn. Și apoi n H 2 = n Zn = m Zn /M Zn, unde m și M sunt masa și respectiv masa molară a zincului. După ce am făcut calculele, obținem:

nH2 = 130(g)/65(g/mol) = 2mol. Prin urmare, Δn = 2 mol.

Acum să calculăm modificarea energiei interne a procesului, amintindu-ne că în procesele exoterme ΔH< 0, т.е. ΔH = -286,2 кДж; Т = 273 + 20 = 293 К;

R = 8,31.10-3 kJ/mol.K. Și apoi:

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

Răspuns: În timpul reacției, energia internă a sistemului va scădea cu 281,3 kJ.

Exemplul 3. Calculul entropiei, relația acesteia cu entalpia unui proces chimic

si temperatura

1. Căldura specifică de evaporare a bromobenzenului la o temperatură de 156,8 0 C este de 241,0 J/g. Determinați modificarea entropiei faza de tranzitie la evaporarea a 1,25 mol de bromobenzen.

Soluţie. Modificarea entropiei în procesul de echilibru al tranziției unei substanțe de la o stare de agregare la alta este determinată în conformitate cu cea de-a doua lege a termodinamicii ca

ΔS = , unde ΔH este căldura de evaporare (sau entalpia procesului de tranziție de fază de la starea lichidă la starea gazoasă), T este temperatura tranziției de fază.

Pentru determinare efect termicși procesul ΔH, trebuie mai întâi să calculați masa molară a substanței de pornire bromobenzen C 6 H 5 Br, aceasta va fi egală cu: M (C 6 H 5 Br) = 6 12 + 5 1 + 1 80 = 157 (g /mol). Cunoscând cantitatea de substanță bromobenzenă n care participă la tranziția de fază, determinăm masa acesteia: m(C 6 H 5 Br) = M n;

m(C6H5Br) = 157 g/mol 1,25 mol = 196,25 g.

Pentru o anumită masă a unei substanțe, ținând cont de căldura specifică de evaporare (L), calculăm efectul termic al procesului folosind formula: ΔH = L m, ΔH = 241 (J/g) 196,25 (g) = 47296,25 J.

Temperatura de tranziție de fază T = t 0 C + 273 = 156,8 + 273 = 429,8 K.

Înlocuind valorile obținute în ecuația legii a 2-a a termodinamicii, obținem:

ΔS = = 110,04 .

Răspuns: la evaporarea a 1,25 mol de bromobenzen, entropia sistemului crește cu 110,04 J/K.

2. Determinați modificarea entropiei în condiții standard pentru următorul proces chimic: Al(k) + Cr 2 O 3 (k) → Cr(k) + Al 2 O 3 (k).

Soluţie. Conform celui de-al 3-lea corolar al legii lui Hess, modificarea entropiei unui proces chimic (ΔS) este definită ca diferența dintre sumele entropiilor produselor de reacție și ale reactivilor, ținând cont de coeficienții lor stoichiometrici în ecuația de reacție.

Ținând cont de această împrejurare, diagrama procesului trebuie redusă la o ecuație chimică prin plasarea coeficienților corespunzători. Atunci obținem:

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

Pentru această reacție, să creăm o ecuație pentru calcularea modificării entropiei în condiții standard: ΔS 0 = – .

Conform tabelului din Anexa nr. 7, vom stabili valorile entropiei (S 0) ale participanților la proces (J/mol K):

S0Al(k) = 28,32; S0Cr203 (k) = 81,10; S0Cr(k) = 23,76; S0Al203 (k) = 50,94.

Înlocuind valorile entropiei găsite în ecuația dorită și făcând calcule, obținem: ΔS 0 = (2·23,76 + 50,94) – (2·28,32 + 81,10) = -39,28 (J/mol· TO).

Să observăm că o valoare negativă a modificării entropiei (scăderea entropiei) indică imposibilitatea efectuării spontane a acestui proces în condiții standard.

Răspuns: AS0 = -39,28 J/mol.K. În condiții standard, un astfel de proces este imposibil.

Reacția de descompunere a azotatului de magneziu conform ecuației

2Mg(NO3)2 (s) = 2MgO(s) + 4NO2 (g) + O2 (g)

este însoțită de o creștere a entropiei sistemului cu 891 J/K și o modificare a entalpiei cu 510 kJ. Calculați entalpia standard de formare și entropia de formare a nitratului de magneziu. Determinați care factor - entalpia sau entropia - contribuie la apariția spontană a acestui proces.

Soluţie. Vom efectua calcule ale ΔH 0 arr și S 0 arr pe baza celui de-al 3-lea corolar din legea lui Hess, conform căruia:

a) ΔH 0 x.r. = 2.AH0arr + 4.AH0arr - 2.AH0arr;

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

b) ΔS 0 x.r. = 2·S0arr + 4·S0arr + S0arr - 2·S0arr; deci S 0 arr = S 0 arr + 2·S 0 arr + ½ S 0 arr - ½ ΔS 0 c.r.

Folosind datele din Tabelul Anexa nr. 1, găsim valorile entalpiilor de formare și entropiilor produșilor de reacție:

AH0arr = -601,24 kJ/mol; AH0arr = 33,50 kJ/mol; Proba S0 = 26,94 J/mol K; Proba S0 = 240,45 J/mol K; Proba S0 = 205,04 J/mol.K.

Înlocuind valorile găsite în ecuațiile a) și b), calculăm valorile necesare:

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

789,24 kJ;

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

După cum se știe, apariția spontană a unei reacții este facilitată de o scădere a factorului său de entalpie (ΔH 0 ch.r.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·ΔS 0 х.р. >0). Conform datelor condițiilor problemei, entropia crește în timpul procesului și, în consecință, produsul T·ΔS 0 ch.r. crește. , care contribuie la apariția lui spontană. Pe de altă parte, crește și entalpia reacției, ceea ce nu contribuie la spontaneitatea procesului în direcția înainte.

Răspuns: AH0arr = - 789,24 kJ; S0 arr = -164,87 J/K. Spontaneitatea procesului de descompunere a nitratului de magneziu este facilitată de factorul de entropie al acestei reacții.

4. La topirea a 100 g de cupru, entropia sistemului crește cu 1,28 J/K. calculati căldura specifică topirea cuprului la o temperatură de 1083 0 C.

Soluţie. Există o relație între căldura specifică (L, J/kg) și entalpia de fuziune (ΔH, J) L = ΔH/m. Relația dintre entalpia unui proces și modificarea entropiei acestuia este exprimată prin ecuația celei de-a doua legi a termodinamicii ΔH = Т·ΔS. Combinând cele două expresii, obținem:

Să substituim datele din enunțul problemei în relația găsită, să facem calculele adecvate și să obținem:

L= .

Răspuns: Căldura specifică de topire a cuprului este 17,4.

5 . Reacția de ardere a acetilenei se desfășoară conform ecuației

C2H2 (g) + 5/202 (g) = 2C02 (g) + H20 (l).

Calculați modificarea entropiei sistemului în condiții standard și explicați motivele scăderii acestuia.

Soluţie. Conform corolarului legii lui Hess, modificarea entropiei este definită ca diferența dintre sumele entropiilor produselor și reactanților procesului, ținând cont de coeficienții de reacție stoechiometrici. Apoi

ΔS 0 h.r. = – .

În Anexa Tabelul nr. 1 găsim valorile entropiilor necesare:

S0 eşantion C02 (g) = 213,65 J/mol K; S0 arr H20 (l) = 69,94 J/mol K; S0 probă C2H2 (g) = 219,45 J/mol K; S0 eșantion O2 (g) = 205,03 J/mol K.

Înlocuind aceste valori în ecuația pentru modificarea entropiei procesului și făcând calcule, obținem:

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

Scăderea entropiei procesului se explică prin creșterea ordinii sistemului, deoarece cantitatea de substanțe gazoase din produsele de reacție este de 2,7 ori mai mică decât în ​​reactanți (5,5/2).

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

Exemplul 4. Calculul modificării energiei Gibbs, determinând direcția

proces chimic

1. Reducerea magnetitului mineral natural Fe 3 O 4 cu monoxid de carbon (2) se realizează în condiții de producție conform reacției.

Fe3O4 (k) + CO (g) = 3FeO (k) + CO2 (g).

Determinați modificarea energiei Gibbs și trageți o concluzie despre posibilitatea apariției spontane a acestui proces în condiții standard.

Soluţie. Potențialul izobar-izotermic al unui sistem termodinamic sau energia Gibbs G reflectă forța motrice generală a procesului, adică. denotă acea parte din energia totală a sistemului (H) care poate fi complet și fără rest transformată în muncă utilă (procesul chimic însuși). Modificarea energiei Gibbs ΔG (la T = Const și P = Const) spre scăderea acesteia (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 h.r. = ∑ΔG arr (continuare) - ∑ΔG arr (reacționează).

Aplicând această expresie la ecuația pentru procesul de reducere a oxidului de fier dublu Fe 3 O 4 în condiții standard, obținem:

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

Folosind tabelul din Anexa nr. 1, setăm valorile ΔG 0 arr ale produselor de reacție și reactivilor:

AG0 probă FeO(k) = -244,3 kJ/mol; AG0 probă C02 (g) = -394,38 kJ/mol; AG0 probă Fe304 (k) = -1014,20 kJ/mol; ΔG 0 probă CO(g) = -137,27 kJ/mol.

Substituind valorile găsite în expresia pentru ΔG 0 x.r. și după ce facem calcule, obținem:

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

Calculele au arătat că ΔG 0 ch.r.> 0, aceasta înseamnă că acest proces nu poate avea loc în condiții standard.

Răspuns: în condiții standard, procesul de reducere spontană a dioxidului de fier cu monoxid de carbon (2) nu este fezabil, deoarece ΔG 0 h.r. > 0.

2. Explicați de ce reacția exotermă H 2 (g) + CO 2 (g) = CO (g) + H 2 O (l), ΔH 1 = -2,85 kJ/mol nu are loc în condiții standard; dar apare o reacție

2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g), AH2 = -113,74 kJ/mol.

Soluţie. Conform primei legi a termodinamicii, relația dintre entalpie și energia Gibbs a unui proces chimic este exprimată prin ecuația: ΔH = ΔG + TΔS. Prin urmare ΔG = ΔH – ТΔS. Să calculăm modificarea energiei Gibbs a ambelor procese, folosind datele din tabelul nr. 1 din apendicele pentru a calcula modificarea entropiei ΔS.

Pentru prima reacție obținem:

ΔS 0 h.r. (1) = S 0 eșantion CO (g) + S 0 eșantion H 2 O (l) - S 0 eșantion H 2 (g) - S 0 eșantion CO 2 (g) și

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

Pentru a doua reacție rezultatul va fi următorul:

ΔS 0 h.r. (2) = 2 S 0 eșantion NO 2 (g) - 2 S 0 eșantion NO (g) - S 0 eșantion O 2 (g) și

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

Acum să calculăm modificarea energiei Gibbs la T = 298K pentru aceste reacții:

ΔG 0 h.r. (1) = ΔH 1 - TΔS 0 ch.r.(1) și

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

ΔG 0 h.r. (2) = ΔH 2 - TΔS 0 ch.r.(2) și

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

După cum indică rezultatele calculului, ΔG 0 ch.r. (1) > 0 și, prin urmare, acest proces nu se va produce spontan, dar ΔG 0 ch.r. (2)< 0, что свидетельствует о самопроизвольности процесса при стандартных условиях.

Răspuns: în condiţii standard nu are loc reacţia de reducere a dioxidului de carbon cu hidrogenul, deoarece pentru ea ΔG 0 x.r. > 0, dar este posibilă reacția de oxidare a oxidului de azot (2) cu oxigenul, însoțită de o scădere a energiei Gibbs ΔG 0 ch.r. (2)< 0.

3. Determinați posibilitatea apariției spontane a procesului de aluminotermie

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

la 298K și 500K și starea standard a tuturor substanțelor. Setați temperatura minimă peste care procesul specificat are loc spontan.

Soluţie. Pentru a calcula ΔG 0 x.r. Folosim legea lui Hess:

ΔG 0 h.r. = [ΔG 0 probă Al 2 O 3 (k) + 2 ΔG 0 probă Fe (k)] – [ΔG 0 probă Fe 2 O 3 (k) + 2 ΔG 0 probă Al (k)].

În același timp, ținem cont de faptul că ΔG 0 eșantion Fe(k) = ΔG 0 eșantion Al(k) = 0, iar conform tabelului din Anexa nr. 7 ΔG 0 eșantion Al 2 O 3 (k) = - 1580,00 kJ/mol; ΔG0 probă Fe2O3 (k) = -740,98 kJ/mol. Înlocuind valorile găsite și făcând calcule, obținem:

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

Pentru a calcula ΔG 500 h.r. Să folosim prima lege a termodinamicii

ΔG 500 h.p. = ΔH 500 h.r. – ТΔS 500 h.r. În acest caz, în conformitate cu instrucțiunile condițiilor problemei (toate substanțele sunt în stare standard), folosim valorile tabulate ΔH 0 și ΔS 0 ale reactivilor și produselor la 298 K:

AH0 probă Al203 (k) = -1676,00 kJ/mol; AH0 probă Fe203 (k) = -822,16 kJ/mol; S0 probă Al203 (k) = 50,94 J/mol K; S0 probă Fe203 (k) = 89,96 J/mol K; Proba S0 Al(k) = 42,69 J/mol K; S 0 eșantion Fe(k) = 27,15 J/mol K.

Să substituim aceste valori în expresiile pentru ΔH 500 h.r. și ΔS 500 h.r. si hai sa facem calculele:

ΔH 500 h.r. = AH0 eşantion Al203 (k) - AH0 eşantion Fe203 (k); ΔH 500 h.r. = [-1676,00 – (-822,16)] kJ/mol = -853,84 kJ/mol.

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

Acum găsim ΔG 500 h.r. , exprimând ΔS 500 h.r. în kJ/mol K:

ΔG 500 h.p. = [-853,84 - 500·(-70,10·10 -3)] kJ/mol = -818,79 kJ/mol.

Pentru a găsi temperatura minimă peste care procesul are loc spontan, aplicăm condiția T = 0K sistemului și apoi ΔG 0 ch.r. = ΔН 0 h.r.< 0. Таким образом, даже при отрицательных значениях температуры (а такие значения практически недостижимы) реакция будет протекать самопроизвольно.

Pentru a seta limita superioară a temperaturii la care procesul încetează să mai fie spontan, aplicăm condiția condiției echilibru chimic: ΔG = 0 și ΔH = ТΔS, de unde Т = .

Să substituim valorile găsite ale ΔH 500 h.r. în expresia rezultată. și ΔS 500 h.r. și, făcând calcule, obținem: T = = 12180 K.

Astfel, numai la temperaturi foarte ridicate (T≥12180 K) procesul aluminotermic este imposibil.

Răspuns: la 298K si 500K procesul de reducere a oxidului de fier (3) cu aluminiu are loc spontan, deoarece ΔG 298 c.p.< 0 и ΔG 500 х.р.< 0. Самопроизвольность процесса обеспечивается уже при температуре 0К и прекращается при температуре выше 12180К.

4. Determinați variația standard de energie Gibbs a unei reacții

COCl2 (g)<=>CO (g) + Cl 2 (g), dacă 70% din fosgen luat la o presiune inițială de 100 kPa s-a descompus la o temperatură de 885 K.

Soluţie. Dacă înainte de începerea reacției presiunea parțială a COCl 2 (g) a fost egală cu P 0 = 100 kPa, 70% din gaz a fost consumat în timpul reacției, atunci în momentul în care s-a stabilit echilibrul, presiunea parțială a restului fosgenul P a fost egal cu COCI2 (g) = P0 0,3 = 30 kPa. Presiunile parțiale ale produselor de reacție la echilibru sunt egale cu fracția de fosgen consumat, ceea ce înseamnă că P este egal cu CO (g) = P este egal cu Cl 2 (g) = P 0 ·0,7 = 70 kPa.

Conform legii acțiunii în masă pentru un proces de echilibru

K egal = .

Să înlocuim valorile găsite ale presiunilor de echilibru parțial ale produselor și reactivilor în această ecuație și să calculăm valoarea constantei de echilibru:

K egal = = 163,3.

Acum, folosind ecuația izotermă van’t Hoff ΔG 0 = –RTlnKp, calculăm modificarea energiei Gibbs standard în echilibru la o temperatură dată:

ΔG 0 = (-8,31 885) J/mol ℓn163,3 = -37434 J/mol = –37,4 kJ/mol.

Răspuns: în stare de echilibru în condiții standard, modificarea energiei Gibbs a reacției ΔG 0 ch.r. = –37,4 kJ/mol.

Orice substanță conține o anumită cantitate de căldură. Această căldură se numește entalpie. Entalpia este o mărime care caracterizează energia unui sistem. În fizică și chimie, arată căldura de reacție. Este o alternativă la energia internă, iar această valoare este cel mai adesea indicată la presiune continuă, când sistemul are o anumită rezervă de energie.

Instrucțiuni

1. În procesele fizice și chimice, căldura este transferată de la un corp la altul. Acest lucru este permis, ca de obicei, la presiune și temperatură continuă. Presiunea atmosferică joacă în mod tradițional rolul de presiune continuă. Entalpia, ca și energia internă, este o funcție de stare.Energia internă este suma energiilor cinetice și potențiale ale fiecărui sistem. Este baza pentru ecuația entalpiei. Entalpia este suma energiei interne și a presiunii înmulțită cu volumul sistemului și este egală cu: H = U + pV, unde p este presiunea din sistem, V este volumul sistemului. Formula de mai sus este folosită pentru a calculați entalpia când sunt date toate cele trei valori: presiunea, volumul și energia internă. Cu toate acestea, în depărtare, entalpia nu este întotdeauna calculată în acest fel. În plus, există câteva alte metode de calculare a entalpiei.

2. Cunoscând energia liberă și entropia, este posibil să se calculeze entalpie. Energia liberă, sau energia Gibbs, este partea din entalpie a sistemului cheltuită la transformarea în lucru și este egală cu diferența dintre entalpie și temperatură înmulțită cu entropie: ?G=?H-T?S (?H, ?G, ?S – incremente de cantități) Entropia în această formulă este o măsură a dezordinei particulelor sistemului. Crește odată cu creșterea temperaturii T și a presiunii. Când?G<0 процесс идет самостоятельно, при?G>0 – nu funcționează.

3. În plus, entalpia este calculată și din ecuația reacției chimice. Dacă este dată o ecuație de reacție chimică de forma A+B=C, atunci entalpie poate fi determinată prin formula: dH=dU+?nRT, unde?n=nk-nн (nk și nн sunt numărul de moli de produse de reacție și de substanțe inițiale) Într-un proces izobaric, entropia este egală cu modificarea căldurii în sistemul: dq = dH.La presiune continuă, entalpia este egală cu :H=?CpdTIDacă factorii de entalpie și de entropie se echilibrează reciproc, creșterea de entalpie este egală cu produsul dintre creșterea temperaturii și a entropiei:?H=T?S

Pentru a calcula cantitate căldură primit sau eliberat de o substanță, este necesar să se detecteze masa acesteia, precum și metamorfoza temperaturii. Folosind tabelul capacităților termice specifice, găsiți această valoare pentru a acestui material, apoi calculați numărul de căldură folosind formula. Este posibil să se determine cantitatea de căldură degajată în timpul arderii combustibilului cunoscând masa și căldura specifică de ardere a acestuia. Aceeași situație cu topirea și evaporarea.

Vei avea nevoie

• Pentru a determina numărul de căldură, luați un calorimetru, termometru, cântare, tabele cu proprietățile termice ale substanțelor.

Instrucțiuni

1. Calculul cantității de căldură dată sau primită de corp Măsurați greutatea corpului pe o cântar în kilograme, apoi măsurați temperatura și încălziți-o, limitând contactul cât mai mult posibil Mediul extern, măsurând din nou temperatura. Pentru a face acest lucru, utilizați un vas izolat termic (calorimetru). De fapt, acest lucru se poate face astfel: luați orice corp la temperatura camerei, aceasta va fi valoarea sa inițială. După aceasta, turnați apă fierbinte în calorimetru și scufundați corpul acolo. După ceva timp (nu imediat, corpul trebuie să se încălzească), măsurați temperatura apei, aceasta va fi egală cu temperatura corpului. În tabelul capacității termice specifice, găsiți această valoare pentru materialul din care este realizată corpul studiat. Atunci cantitatea de căldură pe care a primit-o va fi egală cu produsul dintre capacitatea termică specifică și masa corpului și metamorfoza temperaturii acestuia (Q = c m (t2-t1)). Rezultatul va fi obținut în jouli. Temperatura poate fi măsurată în grade Celsius. Dacă numărul de căldură se dovedește a fi pozitiv, corpul se încălzește; dacă este negativ, se răcește.

2. Calculul numărului de căldură în timpul arderii combustibilului. Măsurați masa de combustibil care arde. Dacă combustibilul este lichid, măsurați volumul acestuia și înmulțiți cu densitatea luată într-un tabel special. După aceasta, în tabelul de referință, găsiți căldura specifică de ardere a acestui combustibil și înmulțiți-o cu masa lui. Rezultatul va fi cantitatea de căldură eliberată în timpul arderii combustibilului.

3. Calculul numărului de căldură în timpul topirii și vaporizării Se măsoară masa corpului care se topește și capacitatea termică specifică topirea pentru o substanță dată dintr-o masă specială. Înmulțiți aceste valori și obțineți numărul de căldură absorbit de organism în timpul topirii. Același număr de căldură este eliberat de organism în timpul cristalizării.Pentru a măsura numărul de căldură absorbit în timpul evaporării unui lichid, găsiți masa acestuia, precum și căldura specifică de vaporizare. Produsul acestor cantități va da numărul de căldură absorbit de un anumit lichid în timpul evaporării. În timpul condensării, va fi eliberată aceeași cantitate de căldură cum a fost absorbită în timpul evaporării.

Video pe tema

Termic Efect Sistemul termodinamic apare ca urmare a apariției unei reacții chimice în el, cu toate acestea, nu este una dintre coliziunile sale. Această valoare poate fi determinată numai dacă sunt îndeplinite anumite condiții.

Instrucțiuni

1. Reprezentare termică Efectși este strâns legată de reprezentarea entalpiei unui sistem termodinamic. Aceasta este energia termică care poate fi transformată în căldură atunci când se atinge o anumită temperatură și presiune. Această valoare caracterizează starea de echilibru a sistemului.

2. Orice reacție chimică este invariabil însoțită de eliberarea sau absorbția unei anumite cantități de căldură. ÎN în acest caz, prin reacție înțelegem influența reactivilor asupra produselor sistemului. În acest caz, termică Efect, cea care este asociată cu o modificare a entalpiei sistemului, iar produsele acestuia iau temperatura notificată de reactanți.

3. În condiții termice perfecte Efect depinde numai de natura reacției chimice. Acestea sunt date în care se presupune că sistemul nu efectuează nicio altă lucrare decât munca de tensiune, iar temperaturile produselor sale și ale reactivilor care acționează sunt egale.

4. Există două tipuri de reacții chimice: izocor (la volum continuu) și izobar (la presiune continuă). Formula termica Efectși arată astfel: dQ = dU + PdV, unde U este energia sistemului, P este presiunea, V este volumul.

5. Într-un proces izocor, termenul PdV devine zero deoarece volumul nu se modifică, ceea ce înseamnă că sistemul nu se întinde, deci dQ = dU. Într-un proces izobaric, presiunea este continuă și volumul crește, ceea ce înseamnă că sistemul efectuează lucrări de întindere. În consecință, la calculul termic Efect iar la modificarea energiei sistemului propriu-zis se adaugă energia cheltuită pentru realizarea acestei lucrări: dQ = dU + PdV.

6. PdV este o mărime continuă, prin urmare poate fi inclusă sub semnul diferenţial, deci dQ = d(U + PV). Suma U + PV reflectă pe deplin starea sistemului termodinamic și corespunde, de asemenea, stării de entalpie. Astfel, entalpia este energia consumată atunci când un sistem este întins.

7. Mai ales cel termic Efect 2 tipuri de reacții – formarea compușilor și arderea. Căldura de ardere sau de formare este o valoare tabelară, deci termică EfectÎn cazul general, reacțiile pot fi calculate prin însumarea căldurilor tuturor substanțelor implicate în el.

Video pe tema

Proprietățile aburului sunt determinate de parametrii săi, adică de cantități care caracterizează starea aburului (presiune, temperatură, grad de uscare, entalpie, conținut de căldură etc.). Energie termalăîi este furnizat folosind vapori de apă, care este un purtător de energie termică (lichid de răcire).

Abur saturat

Daca incalziti apa intr-un vas deschis, temperatura acesteia va creste treptat pana ajunge la aproximativ 100 0 C; după aceasta, creșterea în continuare a temperaturii se oprește și apa începe să fiarbă, adică trecerea sa rapidă într-o stare de vapori. Temperatura apei în timpul fierberii rămâne aceeași, precum și temperatura aburului rezultat deasupra apei; este exact 100 0 C la presiunea atmosferică normală egală cu presiunea unei coloane de mercur de 760 mm înălțime. Prin modificarea artificială a presiunii, este posibilă modificarea punctului de fierbere într-un interval foarte larg; Când presiunea crește, punctul de fierbere crește; când presiunea scade, aceasta scade.

Deci, la o presiune de 0,02 ata (0,02 de la presiune atmosferică) apa fierbe la 17,2 0 C, iar la o presiune de 10 ata la 179 0 C.

Temperatura aburului deasupra apei din care este produs (Fig. 1), este întotdeauna egală cu temperatura acestei ape. Se numește aburul produs deasupra apei abur saturat.

O anumită temperatură a aburului saturat corespunde întotdeauna unei anumite presiuni și invers, o anumită presiune corespunde întotdeauna unei temperaturi strict definite.

Prin supraîncălzirea aburului proaspăt, îi conferim căldură suplimentară, adică creștem entalpia inițială. Aceasta duce la o creștere a pierderilor de căldură utilizate și la o creștere a eficienței economice. instalatii care functioneaza pe abur supraincalzit. În plus, atunci când se deplasează pe liniile de abur, aburul supraîncălzit nu se condensează în apă, deoarece condensul poate începe doar din momentul în care temperatura aburului supraîncălzit scade suficient pentru a intra într-o stare saturată. Absența condensului aburului proaspăt este deosebit de importantă pentru turbine cu abur, apa acumulată în linia de abur și antrenată de abur în turbină poate distruge cu ușurință paletele turbinei.

Avantajele aburului supraîncălzit sunt atât de semnificative, iar rentabilitatea utilizării acestuia este atât de mare încât instalațiile moderne cu turbine funcționează aproape exclusiv cu abur supraîncălzit.

Articolul oferă un fragment dintr-o masă de abur saturat și supraîncălzit. Folosind acest tabel, valorile corespunzătoare ale parametrilor stării sale sunt determinate din valoarea presiunii aburului.

Presiunea aburului	Temperatura de saturație	Volum specific	Densitate		Entalpia aburului	Căldura de vaporizare (condens)

Coloana 1: Presiunea vaporilor (p)

Tabelul arată valoare absolută presiunea aburului în bar. Acest fapt trebuie reținut. Când despre care vorbim Despre presiune, de regulă, se vorbește despre excesul de presiune, care este indicat de un manometru. Cu toate acestea, inginerii de proces folosesc presiunea absolută în calculele lor. În practică, această diferență duce adesea la neînțelegeri și de obicei cu consecințe neplăcute.

Odată cu introducerea sistemului SI, s-a acceptat că numai presiunea absolută ar trebui utilizată în calcule. Toate instrumentele de măsurare a presiunii echipamente tehnologice(cu excepția barometrelor) arată în principal excesul de presiune, ne referim la presiune absolută. Condițiile atmosferice normale (la nivelul mării) înseamnă o presiune barometrică de 1 bar. Presiunea manometrică este de obicei indicată în barg.

Coloana 2: Temperatura aburului saturat (ts)

Tabelul, împreună cu presiunea, arată temperatura corespunzătoare a aburului saturat. Temperatura la presiunea corespunzătoare determină punctul de fierbere al apei și astfel temperatura aburului saturat. Valorile temperaturii din această coloană determină și temperatura de condensare a aburului.

La o presiune de 8 bar, temperatura aburului saturat este de 170°C. Condensul format din abur la o presiune de 5 bari are o temperatură corespunzătoare de 152 °C.

Coloana 3: volum specific (v”)

Volumul specific este indicat în m3/kg. Odată cu creșterea presiunii de vapori, volumul specific scade. La o presiune de 1 bar, volumul specific de abur este de 1,694 m3/kg. Sau cu alte cuvinte, 1 dm3 (1 litru sau 1 kg) de apă în timpul evaporării crește în volum de 1694 de ori față de originalul stare lichida. La o presiune de 10 bar, volumul specific este de 0,194 m3/kg, care este de 194 de ori mai mare decât cel al apei. Valorile specifice ale volumului sunt utilizate la calcularea diametrelor conductelor de abur și condens.

Coloana 4: Greutate specifică (ρ=rho)

Greutatea specifică (numită și densitate) este dată în kJ/kg. Arată câte kilograme de abur sunt conținute în 1 m3 de volum. Pe măsură ce presiunea crește, greutatea specifică crește. La o presiune de 6 bar, aburul cu un volum de 1m3 are o greutate de 3,17 kg. La 10 bar - deja 5,15 kg și la 25 bar - mai mult de 12,5 kg.

Coloana 5: Entalpia de saturație (h’)

Entalpia apei clocotite este dată în kJ/kg. Valorile din această coloană arată câtă energie termică este necesară pentru a aduce 1 kg de apă la fierbere la o anumită presiune sau câtă energie termică este conținută în condensul care s-a condensat din 1 kg de abur la aceeași presiune. La o presiune de 1 bar, entalpia specifică a apei clocotite este de 417,5 kJ/kg, la 10 bar – 762,6 kJ/kg, iar la 40 bar – 1087 kJ/kg. Odată cu creșterea presiunii aburului, entalpia apei crește, iar ponderea acesteia în entalpia totală a aburului crește constant. Aceasta înseamnă că cu cât presiunea aburului este mai mare, cu atât mai multă energie termică rămâne în condens.

Coloana 6: Entalpia totală (h”)

Entalpia este dată în kJ/kg. Această coloană a tabelului arată valorile entalpiei aburului. Tabelul arată că entalpia crește până la o presiune de 31 bar și scade odată cu o creștere suplimentară a presiunii. La o presiune de 25 bari valoarea entalpiei este de 2801 kJ/kg. Pentru comparație, valoarea entalpiei la 75 bar este de 2767 kJ/kg.

Coloana 7: Energia termică de vaporizare (condensare) (r)

Entalpia de vaporizare (condensare) este indicată în kJ/kg. Această coloană arată cantitatea de energie termică necesară pentru a evapora complet 1 kg de apă clocotită la presiunea corespunzătoare. Și invers - cantitatea de energie termică care este eliberată în timpul procesului de condensare completă a aburului (saturat) la o anumită presiune.

La o presiune de 1 bar r = 2258 kJ/kg, la 12 bar r = 1984 kJ/kg și la 80 bar r = doar 1443 kJ/kg. Pe măsură ce presiunea crește, cantitatea de energie termică de vaporizare sau condensare scade.

Regulă:

Pe măsură ce presiunea aburului crește, cantitatea de energie termică necesară pentru a evapora complet apa clocotită scade. Și în procesul de condensare a aburului saturat la presiunea corespunzătoare, se eliberează mai puțină energie termică.

În timpul reacțiilor chimice, căldura este absorbită sau eliberată în mediu. Acest schimb de căldură între o reacție chimică și mediul înconjurător se numește entalpie sau H. Cu toate acestea, este imposibil să se măsoare entalpia direct, așa că este obișnuit să se calculeze modificarea temperaturii. mediu inconjurator(notat cu ∆H). ∆H arată că în timpul unei reacții chimice, căldura este eliberată în mediu (reacție exotermă) sau căldură este absorbită (reacție endotermă). Entalpia se calculează după cum urmează: ∆H = m x s x ∆T, unde m este masa reactanților, s este capacitatea termică a produsului de reacție, ∆T este modificarea temperaturii ca rezultat al reacției.

Pași

Rezolvarea problemelor de entalpie

Identificați reactanții și produșii reacției. Orice reacție chimică are reactanți și produși de reacție. Produs de reacție este creat ca urmare a interacţiunii reactivilor. Cu alte cuvinte, reactanții sunt ingredientele din rețetă, iar produsul reacției este fel de mâncare gata. Pentru a găsi ∆H al unei reacții, trebuie să cunoașteți reactanții și produșii reacției.

• De exemplu, este necesar să se găsească entalpia reacției de formare a apei din hidrogen și oxigen: 2H 2 (hidrogen) + O 2 (oxigen) → 2H 2 O (apă). În această reacție H 2Și O2- reactivi, și H2O- produs de reacție.

1. Determinați masa totală a reactivilor. Apoi, trebuie să calculați masa reactanților. Dacă nu le puteți cântări, atunci calculați greutatea moleculară pentru a găsi cea reală. Greutatea moleculară este o constantă care poate fi găsită în tabelul periodic Tabel periodic sau în alte tabele de molecule și compuși. Înmulțiți masa fiecărui reactant cu numărul de moli.

   • În exemplul nostru, reactanții hidrogen și oxigen au greutăți moleculare 2 g și, respectiv, 32 g. Deoarece folosim 2 moli de hidrogen (coeficientul din reacția chimică înainte de hidrogenul H2) și 1 mol de oxigen (absența unui coeficient înainte de O2 înseamnă 1 mol), masa totală a reactanților se calculează după cum urmează:
     2 × (2 g) + 1 × (32 g) = 4 g + 32 g = 36 g

2. Determinați capacitatea termică a produsului. Apoi, determinați capacitatea termică a produsului de reacție. Fiecare moleculă are o anumită capacitate termică, care este constantă. Găsiți această constantă în tabelele din manualul dvs. de chimie. Există mai multe unități pentru măsurarea capacității termice; în calculele noastre vom folosi J/g°C.

   • Rețineți că, dacă aveți mai mulți produși de reacție, va trebui să calculați capacitatea de căldură a fiecăruia și apoi să le adăugați pentru a obține entalpia întregii reacții.
   • În exemplul nostru, produsul de reacție este apa, care are o capacitate de căldură 4,2 J/g°C.

3. Găsiți modificarea temperaturii. Acum vom găsi ∆T - diferența de temperatură înainte și după reacție. Din temperatura inițială (T1), scade temperatura finală (T2). Scara Kelvin (K) este folosită cel mai adesea în probleme de chimie (deși scara Celsius (°C) va da același rezultat).

   • În exemplul nostru, să presupunem că temperatura de reacție inițială a fost de 185 K, iar după reacție a devenit 95 K, ceea ce înseamnă că ∆T se calculează după cum urmează:
     ∆T = T2 – T1 = 95 K - 185 K = -90 K

4. Aflați entalpia folosind formula ∆H = m X s x ∆T. Dacă m este masa reactanților, s este capacitatea termică a produsului de reacție și ∆T este modificarea temperaturii, atunci se poate calcula entalpia reacției. Înlocuiți valorile în formula ∆H = m X s x ∆T și obținem entalpia. Rezultatul este calculat în Jouli (J).

   • În exemplul nostru, entalpia este calculată după cum urmează:
     ∆H = (36 g) × (4,2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 J

5. Determinați dacă energia este eliberată sau absorbită în timpul reacției în cauză. Unul dintre cele mai comune motive pentru a calcula ∆H în practică este acela de a afla dacă o reacție va fi exotermă (eliberând căldură și reducându-și propria energie) sau endotermă (absorbție de căldură din mediu și creșterea propriei energie). Dacă valoarea ∆H este pozitivă, atunci reacția este endotermă. Dacă este negativă, atunci reacția este exotermă. Cu cât valoarea absolută a ∆H este mai mare, cu atât mai multă energie este eliberată sau absorbită. Fii atent dacă intenționezi să conduci experienta practica: În timpul reacțiilor cu entalpie mare, poate apărea o eliberare mare de energie și dacă se produce rapid, poate duce la o explozie.

   • În exemplul nostru, rezultatul final a fost -13608 J. Înainte de valoarea entalpiei semn negativ, ceea ce înseamnă că reacția exotermic. Gazele fierbinți (sub formă de abur) H 2 și O 2 trebuie să elibereze ceva căldură pentru a forma o moleculă de apă, adică reacția pentru formarea H 2 O este exotermă.

   Estimarea entalpiei

   1. Calculați energiile de legătură pentru a estima entalpia. Aproape toate reacțiile chimice duc la ruperea unor legături și formarea altora. Energia ca urmare a reacției nu apare de nicăieri și nu este distrusă: este energia care este necesară pentru a rupe sau a forma aceste legături. Prin urmare, modificarea entalpiei întregii reacții poate fi estimată destul de precis prin însumarea energiilor acestor legături.

      Utilizați entalpia de formare pentru a estima entalpia. Entalpia de formare permite calcularea ∆H prin calcularea reacțiilor de formare a reactanților și a produselor. Dacă se cunoaște entalpia de formare a produselor de reacție și a reactanților, atunci puteți estima entalpia în ansamblu prin adăugare, ca în cazul energiei discutate mai sus.

   2. Nu uitați de semnele din fața valorilor entalpiei. Când calculați entalpia de formare, întoarceți formula pentru determinarea entalpiei de reacție a produsului, iar semnul entalpiei ar trebui să se schimbe. Cu alte cuvinte, dacă inversați formula, semnul entalpiei ar trebui să se schimbe la opus.

      • În exemplu, rețineți că reacția de formare pentru produsul C2H5OH este scrisă invers. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0,5O 2 adică C 2 H 5 OH se descompune și nu este sintetizat. Prin urmare, semnul entalpiei într-o astfel de reacție este pozitiv, 228 kJ/mol, deși entalpia de formare a C 2 H 5 OH este -228 kJ/mol.

   Observarea entalpiei în timpul experimentului

   1. Luați un recipient curat și turnați apă în el. Nu este greu să vezi principiile entalpiei în acțiune - doar fă un experiment simplu. Este important ca rezultatul experimentului să nu fie afectat de contaminanți străini, astfel încât recipientul trebuie spălat și sterilizat. Oamenii de știință folosesc recipiente speciale închise numite calorimetre pentru a măsura entalpia, dar un pahar de sticlă sau un balon se descurcă bine. Umpleți recipientul cu curat apă de la robinet temperatura camerei. Este recomandabil să efectuați experimentul într-o cameră răcoroasă.

      • Pentru experiment, este recomandabil să folosiți un recipient mic. Vom lua în considerare entalpia reacției apei cu Alka-Seltzer, prin urmare, decât mai putina apa este utilizat, cu atât va fi mai evidentă schimbarea temperaturii.