Υπολογισμός ενθαλπίας σε σταθερή πίεση. Μέθοδοι υπολογισμού της τυπικής ενθαλπίας μιας χημικής αντίδρασης
Η θερμοχημεία μελετά τις θερμικές επιδράσεις των χημικών αντιδράσεων. Σε πολλές περιπτώσεις, αυτές οι αντιδράσεις συμβαίνουν σε σταθερό όγκο ή σταθερή πίεση. Από τον πρώτο νόμο της θερμοδυναμικής προκύπτει ότι κάτω από αυτές τις συνθήκες η θερμότητα είναι συνάρτηση της κατάστασης. Σε σταθερό όγκο, η θερμότητα είναι ίση με τη μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας:
και σε σταθερή πίεση - η αλλαγή στην ενθαλπία:
Αυτές οι ισότητες, όταν εφαρμόζονται σε χημικές αντιδράσεις, αποτελούν την ουσία Ο νόμος του Hess:
Η θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης που λαμβάνει χώρα σε σταθερή πίεση ή σταθερό όγκο δεν εξαρτάται από την πορεία της αντίδρασης, αλλά καθορίζεται μόνο από την κατάσταση των αντιδρώντων και των προϊόντων της αντίδρασης.
Με άλλα λόγια, η θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης είναι ίση με τη μεταβολή της συνάρτησης κατάστασης.
Στη θερμοχημεία, σε αντίθεση με άλλες εφαρμογές της θερμοδυναμικής, η θερμότητα θεωρείται θετική εάν απελευθερώνεται στο περιβάλλον, δηλ. Αν H < 0 или U
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение H(που ονομάζεται απλώς «ενθαλπία της αντίδρασης») ή Uαντιδράσεις.
Αν η αντίδραση γίνει σε διάλυμα ή σε στερεά φάση, όπου η μεταβολή του όγκου είναι αμελητέα, τότε
H = U + (pV) U. (3.3)
Αν στην αντίδραση συμμετέχουν ιδανικά αέρια, τότε σε σταθερή θερμοκρασία
H = U + (pV) = U+n. RT, (3.4)
όπου n είναι η μεταβολή του αριθμού των γραμμομορίων αερίων στην αντίδραση.
Προκειμένου να διευκολυνθεί η σύγκριση των ενθαλπιών διαφορετικών αντιδράσεων, χρησιμοποιείται η έννοια της «τυποποιημένης κατάστασης». Η τυπική κατάσταση είναι η κατάσταση μιας καθαρής ουσίας σε πίεση 1 bar (= 10 5 Pa) και δεδομένη θερμοκρασία. Για τα αέρια, αυτή είναι μια υποθετική κατάσταση σε πίεση 1 bar, που έχει τις ιδιότητες ενός απείρως εξευγενισμένου αερίου. Ενθαλπία αντίδρασης μεταξύ ουσιών σε πρότυπες καταστάσεις σε θερμοκρασία Τ, δηλώνουν ( rσημαίνει «αντίδραση»). Οι θερμοχημικές εξισώσεις υποδεικνύουν όχι μόνο τους τύπους των ουσιών, αλλά και τις αθροιστικές τους καταστάσεις ή τις κρυσταλλικές τροποποιήσεις.
Σημαντικές συνέπειες προκύπτουν από τον νόμο του Hess, ο οποίος καθιστά δυνατό τον υπολογισμό των ενθαλπιών των χημικών αντιδράσεων.
Συμπέρασμα 1.
ίση με τη διαφορά μεταξύ των τυπικών ενθαλπιών σχηματισμού προϊόντων αντίδρασης και αντιδραστηρίων (λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές):
Τυπική ενθαλπία (θερμότητα) σχηματισμού μιας ουσίας (φάσημαίνει "σχηματισμός") σε μια δεδομένη θερμοκρασία είναι η ενθαλπία της αντίδρασης σχηματισμού ενός mol αυτής της ουσίας από στοιχεία, τα οποία βρίσκονται στην πιο σταθερή τυπική κατάσταση. Σύμφωνα με αυτόν τον ορισμό, η ενθαλπία σχηματισμού των πιο σταθερών απλών ουσιών στην τυπική κατάσταση είναι 0 σε οποιαδήποτε θερμοκρασία. Στα βιβλία αναφοράς δίνονται τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού ουσιών σε θερμοκρασία 298 Κ.
Η έννοια της «ενθαλπίας σχηματισμού» χρησιμοποιείται όχι μόνο για συνηθισμένες ουσίες, αλλά και για ιόντα σε διάλυμα. Στην περίπτωση αυτή, το ιόν Η+ λαμβάνεται ως σημείο αναφοράς, για το οποίο η τυπική ενθαλπία σχηματισμού σε υδατικό διάλυμα θεωρείται μηδέν: 
Συμπέρασμα 2. Τυπική ενθαλπία μιας χημικής αντίδρασης
ίση με τη διαφορά μεταξύ των ενθαλπιών καύσης των αντιδρώντων και των προϊόντων αντίδρασης (λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές):
(ντοσημαίνει «καύση»). Η τυπική ενθαλπία (θερμότητα) καύσης μιας ουσίας είναι η ενθαλπία της αντίδρασης πλήρους οξείδωσης ενός mole μιας ουσίας. Αυτή η συνέπεια χρησιμοποιείται συνήθως για τον υπολογισμό των θερμικών επιδράσεων των οργανικών αντιδράσεων.
Συμπέρασμα 3. Η ενθαλπία μιας χημικής αντίδρασης ισούται με τη διαφορά στις ενέργειες των χημικών δεσμών που σπάνε και σχηματίζονται.
Ενέργεια επικοινωνίας Α-Β ονομάστε την ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει ένας δεσμός και να διαχωριστούν τα σωματίδια που προκύπτουν σε άπειρη απόσταση:
AB (g) A (g) + B (g) .
Η επικοινωνιακή ενέργεια είναι πάντα θετική.
Τα περισσότερα θερμοχημικά δεδομένα στα βιβλία αναφοράς δίνονται σε θερμοκρασία 298 K. Για τον υπολογισμό των θερμικών επιδράσεων σε άλλες θερμοκρασίες, χρησιμοποιήστε εξίσωση Kirchhoff:
(διαφορική μορφή) (3.7)
(ολοκληρωμένη μορφή) (3.8)
Οπου Γ σελ- τη διαφορά μεταξύ της ισοβαρικής θερμικής ικανότητας των προϊόντων αντίδρασης και των αρχικών ουσιών. Αν η διαφορά Τ 2 - ΤΤο 1 είναι μικρό, τότε μπορείτε να το αποδεχτείτε Γ σελ= συνθ. Εάν υπάρχει μεγάλη διαφορά θερμοκρασίας, είναι απαραίτητο να χρησιμοποιήσετε την εξάρτηση από τη θερμοκρασία Γ σελ(Τ) τύπος:
που είναι οι συντελεστές ένα, σι, ντοκαι τα λοιπά. για μεμονωμένες ουσίες λαμβάνονται από το βιβλίο αναφοράς και το σύμβολο υποδεικνύει τη διαφορά μεταξύ των προϊόντων και των αντιδραστηρίων (λαμβάνοντας υπόψη τους συντελεστές).
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ
Παράδειγμα 3-1.Οι τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού υγρού και αερίου νερού στους 298 Κ είναι -285,8 και -241,8 kJ/mol, αντίστοιχα. Υπολογίστε την ενθαλπία της εξάτμισης του νερού σε αυτή τη θερμοκρασία.
Λύση. Οι ενθαλπίες σχηματισμού αντιστοιχούν στις ακόλουθες αντιδράσεις:
H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (l), H 1 0 = -285.8;
H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (g), H 2 0 = -241.8.
Η δεύτερη αντίδραση μπορεί να πραγματοποιηθεί σε δύο στάδια: πρώτα, κάψτε το υδρογόνο για να σχηματιστεί υγρό νερό σύμφωνα με την πρώτη αντίδραση και στη συνέχεια εξατμίστε το νερό:
H 2 O (l) = H 2 O (g), H 0 isp = ?
Στη συνέχεια, σύμφωνα με το νόμο του Hess,
H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,
που H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.
Απάντηση. 44,0 kJ/mol.
Παράδειγμα 3-2.Υπολογίστε την ενθαλπία της αντίδρασης
6C (g) + 6H (g) = C 6 H 6 (g)
α) από ενθαλπίες σχηματισμού· β) με δεσμευτικές ενέργειες, με την υπόθεση ότι οι διπλοί δεσμοί στο μόριο C 6 H 6 είναι σταθεροί.
Λύση. α) Ενθαλπίες σχηματισμού (σε kJ/mol) βρίσκονται στο βιβλίο αναφοράς (για παράδειγμα, P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5η έκδοση, σελ. C9-C15): fH 0 (C 6 H 6 (g)) = 82,93, fH 0 (C (g)) = 716,68, fH 0 (Η (g)) = 217,97. Η ενθαλπία της αντίδρασης είναι:
r H 0 = 82,93 - 6,716,68 - 6,217,97 = -5525 kJ/mol.
β) Σε αυτή την αντίδραση, οι χημικοί δεσμοί δεν σπάνε, αλλά μόνο σχηματίζονται. Στην προσέγγιση των σταθερών διπλών δεσμών, το μόριο C 6 H 6 περιέχει 6 δεσμούς C-H, 3 δεσμούς C-C και 3 δεσμούς C=C. Ενέργειες δεσμών (σε kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5η έκδοση, σελ. Γ7): μι(C-H) = 412, μι(C-C) = 348, μι(C=C) = 612. Η ενθαλπία της αντίδρασης είναι:
r H 0 = -(6,412 + 3,348 + 3,612) = -5352 kJ/mol.
Η διαφορά με το ακριβές αποτέλεσμα -5525 kJ/mol οφείλεται στο γεγονός ότι στο μόριο του βενζολίου δεν υπάρχουν απλοί δεσμοί C-C και διπλοί δεσμοί C=C, αλλά υπάρχουν 6 αρωματικοί δεσμοί C C.
Απάντηση. α) -5525 kJ/mol; β) -5352 kJ/mol.
Παράδειγμα 3-3.Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς, υπολογίστε την ενθαλπία της αντίδρασης
3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
Λύση. Η συντομευμένη ιοντική εξίσωση για την αντίδραση είναι:
3Cu (s) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) = 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).
Σύμφωνα με το νόμο του Hess, η ενθαλπία της αντίδρασης είναι ίση με:
r H 0 = 4fH 0 (H 2 O (l)) + 2 fH 0 (ΟΧΙ (g)) + 3 fH 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 fH 0 (NO 3 - (υδ.))
(οι ενθαλπίες σχηματισμού του χαλκού και του ιόντος Η+ είναι ίσες, εξ ορισμού, 0). Αντικαθιστώντας τις τιμές των ενθαλπιών σχηματισμού (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5η έκδοση, σελ. C9-C15), βρίσκουμε:
r H 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ
(με βάση τρεις μολύβια χαλκού).
Απάντηση. -358,4 kJ.
Παράδειγμα 3-4.Υπολογίστε την ενθαλπία καύσης του μεθανίου στους 1000 K, αν δίνεται η ενθαλπία σχηματισμού στους 298 K: fH 0 (CH 4) = -17,9 kcal/mol, fH 0 (CO 2) = -94,1 kcal/mol, fH 0 (Η2Ο (g)) = -57,8 kcal/mol. Οι θερμοχωρητικότητες των αερίων (σε cal/(mol. K)) στην περιοχή από 298 έως 1000 K είναι ίσες με:
Cp (CH4) = 3,422 + 0,0178. Τ, Γ σελ(Ο2) = 6,095 + 0,0033. Τ,
C p (CO 2) = 6,396 + 0,0102. Τ, Γ σελ(Η2Ο (g)) = 7,188 + 0,0024. Τ.
Λύση. Ενθαλπία αντίδρασης καύσης μεθανίου
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
στα 298 K ισούται με:
94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.
Ας βρούμε τη διαφορά στις θερμικές ικανότητες σε συνάρτηση με τη θερμοκρασία:
Γ σελ = Γ σελ(CO2) + 2 Γ σελ(H 2 O (g)) - Γ σελ(CH 4) - 2 Γ σελ(Ο2) =
= 5.16 - 0.0094Τ(cal/(mol K)).
Η ενθαλπία της αντίδρασης στα 1000 K υπολογίζεται χρησιμοποιώντας την εξίσωση Kirchhoff:
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 cal/mol.
Απάντηση. -192,5 kcal/mol.
ΚΑΘΗΚΟΝΤΑ
3-1. Πόση θερμότητα απαιτείται για τη μεταφορά 500 g Al (mp 658 o C, H 0 pl = 92,4 cal/g), λαμβάνονται σε θερμοκρασία δωματίου, σε τετηγμένη κατάσταση, εάν Γ σελ(Al TV) = 0,183 + 1,096 10 -4 Τ cal/(g K);
3-2. Η τυπική ενθαλπία της αντίδρασης CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) που εμφανίζεται σε ανοιχτό δοχείο σε θερμοκρασία 1000 K είναι 169 kJ/mol. Ποια είναι η θερμότητα αυτής της αντίδρασης, που συμβαίνει στην ίδια θερμοκρασία, αλλά σε ένα κλειστό δοχείο;
3-3. Υπολογίστε την τυπική εσωτερική ενέργεια σχηματισμού υγρού βενζολίου στους 298 K αν η τυπική ενθαλπία σχηματισμού του είναι 49,0 kJ/mol.
3-4. Υπολογίστε την ενθαλπία σχηματισμού του N 2 O 5 (g) στο Τ= 298 K με βάση τα ακόλουθα δεδομένα:
2NO(g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), H 1 0 = -114,2 kJ/mol,
4NO 2 (g) + O 2 (g) = 2N 2 O 5 (g), H 2 0 = -110,2 kJ/mol,
N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.
3-5. Οι ενθαλπίες καύσης -γλυκόζης, φρουκτόζης και σακχαρόζης στους 25 o C είναι ίσες με -2802,
-2810 και -5644 kJ/mol, αντίστοιχα. Υπολογίστε τη θερμότητα υδρόλυσης της σακχαρόζης.
3-6. Προσδιορίστε την ενθαλπία σχηματισμού διβορανίου B 2 H 6 (g) στο Τ= 298 K από τα ακόλουθα δεδομένα:
B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) = B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), H 1 0 = -2035,6 kJ/mol,
2B(tv) + 3/2 O 2 (g) = B 2 O 3 (tv), H 2 0 = -1273,5 kJ/mol,
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 3 0 = -241,8 kJ/mol.
3-7. Υπολογίστε τη θερμότητα σχηματισμού του θειικού ψευδαργύρου από απλές ουσίες στο Τ= 298 K με βάση τα ακόλουθα δεδομένα.
Οποιαδήποτε ουσία περιέχει μια ορισμένη ποσότητα θερμότητας. Αυτή η θερμότητα ονομάζεται ενθαλπία. Η ενθαλπία είναι μια ποσότητα που χαρακτηρίζει την ενέργεια ενός συστήματος. Στη φυσική και τη χημεία, δείχνει τη θερμότητα της αντίδρασης. Είναι μια εναλλακτική στην εσωτερική ενέργεια και αυτή η τιμή υποδεικνύεται συχνότερα σε συνεχή πίεση, όταν το σύστημα έχει ένα ορισμένο απόθεμα ενέργειας.
Οδηγίες
1. Στις φυσικές και χημικές διεργασίες, η θερμότητα μεταφέρεται από το ένα σώμα στο άλλο. Αυτό επιτρέπεται, ως συνήθως, σε συνεχή πίεση και θερμοκρασία. Η ατμοσφαιρική πίεση παραδοσιακά παίζει το ρόλο της συνεχούς πίεσης. Η ενθαλπία, όπως και η εσωτερική ενέργεια, είναι συνάρτηση της κατάστασης Η εσωτερική ενέργεια είναι το άθροισμα της κινητικής και της δυνητικής ενέργειας κάθε συστήματος. Είναι η βάση για την εξίσωση της ενθαλπίας. Η ενθαλπία είναι το άθροισμα της εσωτερικής ενέργειας και της πίεσης πολλαπλασιαζόμενο με τον όγκο του συστήματος και ισούται με: H = U + pV, όπου p είναι η πίεση στο σύστημα, V είναι ο όγκος του συστήματος. Ο παραπάνω τύπος χρησιμοποιείται για Υπολογίστε την ενθαλπία όταν δίνονται και οι τρεις τιμές: πίεση, όγκος και εσωτερική ενέργεια. Ωστόσο, στην απόσταση η ενθαλπία δεν υπολογίζεται πάντα με αυτόν τον τρόπο. Εκτός από αυτό, υπάρχουν πολλές άλλες μέθοδοι για τον υπολογισμό της ενθαλπίας.
2. Γνωρίζοντας την ελεύθερη ενέργεια και την εντροπία, είναι δυνατός ο υπολογισμός ενθαλπία. Η ελεύθερη ενέργεια, ή ενέργεια Gibbs, είναι το μέρος της ενθαλπίας του συστήματος που δαπανάται για τη μετατροπή σε έργο και είναι ίσο με τη διαφορά μεταξύ ενθαλπίας και θερμοκρασίας πολλαπλασιαζόμενη με την εντροπία: ?G=?H-T?S (?H, ?G, ?S – προσαυξήσεις ποσοτήτων) Η εντροπία σε αυτόν τον τύπο είναι ένα μέτρο της αταξίας των σωματιδίων του συστήματος. Αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας Τ και της πίεσης. Πότε; Γ<0 процесс идет самостоятельно, при?G>0 - δεν λειτουργεί.
3. Επιπλέον, η ενθαλπία υπολογίζεται επίσης από την εξίσωση της χημικής αντίδρασης. Αν δοθεί εξίσωση χημικής αντίδρασης της μορφής A+B=C, τότε ενθαλπίαμπορεί να προσδιοριστεί από τον τύπο: dH=dU+?nRT, όπου;n=nk-nн (nk και nν είναι ο αριθμός των γραμμομορίων των προϊόντων αντίδρασης και των αρχικών ουσιών) Σε μια ισοβαρική διεργασία, η εντροπία είναι ίση με τη μεταβολή της θερμότητας σε το σύστημα: dq = dH Σε συνεχή πίεση, η ενθαλπία είναι ίση με :H=?CpdTIΕάν οι παράγοντες ενθαλπίας και εντροπίας ισορροπούν μεταξύ τους, η αύξηση της ενθαλπίας είναι ίση με το γινόμενο της αύξησης της θερμοκρασίας και της εντροπίας:?H=T?S
Για να υπολογίσουμε ποσότητα θερμότηταπου λαμβάνεται ή εκπέμπεται από μια ουσία, είναι απαραίτητο να ανιχνευθεί η μάζα της, καθώς και η μεταμόρφωση της θερμοκρασίας. Χρησιμοποιώντας τον πίνακα ειδικών θερμοχωρητικοτήτων, βρείτε αυτήν την τιμή για ένα δεδομένο υλικό και, στη συνέχεια, υπολογίστε τον αριθμό της θερμότητας χρησιμοποιώντας τον τύπο. Είναι δυνατό να προσδιοριστεί η ποσότητα της θερμότητας που απελευθερώνεται κατά την καύση του καυσίμου γνωρίζοντας τη μάζα και την ειδική θερμότητα καύσης του. Η ίδια κατάσταση με την τήξη και την εξάτμιση.
Θα χρειαστείτε
- Για να προσδιορίσετε τον αριθμό θερμότητας, πάρτε ένα θερμιδόμετρο, θερμόμετρο, κλίμακες, πίνακες θερμικών ιδιοτήτων των ουσιών.
Οδηγίες
1. Υπολογισμός της ποσότητας θερμότητας που δίνει ή λαμβάνει το σώμα Μετρήστε τη μάζα του σώματος σε μια κλίμακα σε κιλά, στη συνέχεια μετρήστε τη θερμοκρασία και θερμαίνετε τη, περιορίζοντας όσο το δυνατόν περισσότερο την επαφή με το εξωτερικό περιβάλλον, μετρώντας ξανά τη θερμοκρασία. Για να το κάνετε αυτό, χρησιμοποιήστε ένα θερμομονωμένο δοχείο (θερμιδόμετρο). Στην πραγματικότητα, αυτό μπορεί να γίνει με αυτόν τον τρόπο: πάρτε οποιοδήποτε σώμα σε θερμοκρασία δωματίου, αυτή θα είναι η αρχική του τιμή. Μετά από αυτό, ρίξτε ζεστό νερό στο θερμιδόμετρο και βυθίστε το σώμα εκεί. Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα (όχι αμέσως, το σώμα πρέπει να ζεσταθεί), μετρήστε τη θερμοκρασία του νερού, θα είναι ίση με τη θερμοκρασία του σώματος. Στον πίνακα ειδικής θερμοχωρητικότητας, βρείτε αυτήν την τιμή για το υλικό από το οποίο είναι κατασκευασμένο το υπό μελέτη σώμα. Τότε η ποσότητα θερμότητας που έλαβε θα είναι ίση με το γινόμενο της ειδικής θερμοχωρητικότητας και της μάζας του σώματος και της μεταμόρφωσης της θερμοκρασίας του (Q = c m (t2-t1)). Το αποτέλεσμα θα ληφθεί σε joules. Η θερμοκρασία μπορεί να μετρηθεί σε βαθμούς Κελσίου. Εάν ο αριθμός θερμότητας αποδειχθεί θετικός, το σώμα θερμαίνεται, εάν είναι αρνητικό, κρυώνει.
2. Υπολογισμός του αριθμού θερμότητας κατά την καύση καυσίμου. Μετρήστε τη μάζα του καυσίμου που καίγεται. Εάν το καύσιμο είναι υγρό, μετρήστε τον όγκο του και πολλαπλασιάστε με την πυκνότητα που λαμβάνεται σε ειδικό πίνακα. Μετά από αυτό, στον πίνακα αναφοράς, βρείτε την ειδική θερμότητα καύσης αυτού του καυσίμου και πολλαπλασιάστε την με τη μάζα του. Το αποτέλεσμα θα είναι η ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται κατά την καύση του καυσίμου.
3. Υπολογισμός του αριθμού θερμότητας κατά την τήξη και την εξάτμιση Μετρήστε τη μάζα του σώματος τήξης και την ειδική θερμική ικανότητα τήξης για μια δεδομένη ουσία από έναν ειδικό πίνακα. Πολλαπλασιάστε αυτές τις τιμές και λάβετε τον αριθμό της θερμότητας που απορροφάται από το σώμα κατά τη διάρκεια της τήξης. Ίδιος αριθμός θερμότητας απελευθερώνεται από το σώμα κατά την κρυστάλλωση Για να μετρήσετε τον αριθμό της θερμότητας που απορροφάται κατά την εξάτμιση ενός υγρού, βρείτε τη μάζα του, καθώς και την ειδική θερμότητα της εξάτμισης. Το γινόμενο αυτών των ποσοτήτων θα δώσει τον αριθμό της θερμότητας που απορροφάται από ένα δεδομένο υγρό κατά την εξάτμιση. Κατά τη συμπύκνωση, θα απελευθερωθεί η ίδια ποσότητα θερμότητας που απορροφήθηκε κατά την εξάτμιση.
Βίντεο σχετικά με το θέμα
Θερμικός ΑποτέλεσμαΤο θερμοδυναμικό σύστημα προκύπτει ως αποτέλεσμα της εμφάνισης μιας χημικής αντίδρασης σε αυτό, ωστόσο, δεν είναι μία από τις συγκρούσεις του. Αυτή η τιμή μπορεί να προσδιοριστεί μόνο εάν πληρούνται ορισμένες προϋποθέσεις.
Οδηγίες
1. Θερμική αναπαράσταση Αποτέλεσμακαι σχετίζεται στενά με την αναπαράσταση της ενθαλπίας ενός θερμοδυναμικού συστήματος. Αυτή είναι η θερμική ενέργεια που μπορεί να μετατραπεί σε θερμότητα όταν επιτευχθεί μια συγκεκριμένη θερμοκρασία και πίεση. Αυτή η τιμή χαρακτηρίζει την κατάσταση ισορροπίας του συστήματος.
2. Οποιαδήποτε χημική αντίδραση συνοδεύεται πάντα από την απελευθέρωση ή την απορρόφηση ορισμένης ποσότητας θερμότητας. Στην περίπτωση αυτή, η αντίδραση σημαίνει την επίδραση των αντιδραστηρίων στα προϊόντα του συστήματος. Σε αυτή την περίπτωση, θερμικό Αποτέλεσμα, αυτό που σχετίζεται με αλλαγή της ενθαλπίας του συστήματος και τα προϊόντα του παίρνουν τη θερμοκρασία που δηλώνουν τα αντιδρώντα.
3. Υπό τέλειες θερμικές συνθήκες Αποτέλεσμαεξαρτάται μόνο από τη φύση της χημικής αντίδρασης. Αυτά είναι δεδομένα στα οποία υποτίθεται ότι το σύστημα δεν κάνει καμία άλλη εργασία εκτός από το έργο της τάσης και ότι οι θερμοκρασίες των προϊόντων του και των αντιδραστηρίων που δρουν είναι ίσες.
4. Υπάρχουν δύο τύποι χημικών αντιδράσεων: ισοχορικές (σε συνεχή όγκο) και ισοβαρικές (σε συνεχή πίεση). Θερμική φόρμουλα Αποτέλεσμακαι μοιάζει με αυτό: dQ = dU + PdV, όπου U είναι η ενέργεια του συστήματος, P είναι πίεση, V είναι όγκος.
5. Σε μια ισοχορική διαδικασία, ο όρος PdV γίνεται μηδέν επειδή ο όγκος δεν αλλάζει, πράγμα που σημαίνει ότι το σύστημα δεν τεντώνεται, επομένως dQ = dU. Σε μια ισοβαρή διαδικασία, η πίεση είναι συνεχής και ο όγκος αυξάνεται, πράγμα που σημαίνει ότι το σύστημα εκτελεί εργασίες τάνυσης. Κατά συνέπεια, κατά τον υπολογισμό της θερμικής Αποτέλεσμακαι στην αλλαγή της ενέργειας του ίδιου του συστήματος προστίθεται η ενέργεια που δαπανάται για την εκτέλεση αυτής της εργασίας: dQ = dU + PdV.
6. Το PdV είναι ένα συνεχές μέγεθος, επομένως μπορεί να συμπεριληφθεί κάτω από το διαφορικό πρόσημο, επομένως dQ = d(U + PV). Το άθροισμα U + PV αντικατοπτρίζει πλήρως την κατάσταση του θερμοδυναμικού συστήματος και αντιστοιχεί επίσης στην κατάσταση της ενθαλπίας. Έτσι, η ενθαλπία είναι η ενέργεια που δαπανάται όταν ένα σύστημα τεντώνεται.
7. Ειδικά συχνά το θερμικό Αποτέλεσμα 2 είδη αντιδράσεων – σχηματισμός ενώσεων και καύση. Η θερμότητα της καύσης ή του σχηματισμού είναι μια τιμή πίνακα, επομένως θερμική ΑποτέλεσμαΣτη γενική περίπτωση, οι αντιδράσεις μπορούν να υπολογιστούν αθροίζοντας τις θερμότητες όλων των ουσιών που εμπλέκονται σε αυτές.
Βίντεο σχετικά με το θέμα
Οι θερμοδυναμικές μέθοδοι δεν μπορούν να βρουν τις απόλυτες τιμές των ενθαλπιών και των εσωτερικών ενεργειών, αλλά μόνο οι αλλαγές τους μπορούν να προσδιοριστούν. Ταυτόχρονα, στους θερμοδυναμικούς υπολογισμούς συστημάτων που αντιδρούν χημικά, είναι βολικό να χρησιμοποιείται ένα μόνο σύστημα αναφοράς. Στην περίπτωση αυτή, δεδομένου ότι η ενθαλπία και η εσωτερική ενέργεια σχετίζονται με τη σχέση , αρκεί να εισαχθεί ένα σύστημα αναφοράς για μία μόνο ενθαλπία. Επιπλέον, για να συγκριθούν και να συστηματοποιηθούν οι θερμικές επιδράσεις των χημικών αντιδράσεων, οι οποίες εξαρτώνται από τη φυσική κατάσταση των αντιδρώντων ουσιών και από τις συνθήκες για την εμφάνιση χημικών αντιδράσεων, εισάγεται η έννοια της τυπικής κατάστασης της ύλης. Όπως συνέστησε η Επιτροπή Θερμοδυναμικής της Διεθνούς Ένωσης Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας (IUPAC) το 1975, η τυπική κατάσταση ορίστηκε ως εξής:
«Η τυπική κατάσταση για τα αέρια είναι η κατάσταση ενός υποθετικού ιδανικού αερίου σε πίεση 1 φυσικής ατμόσφαιρας (101325 Pa). Για υγρά και στερεά, η τυπική κατάσταση είναι η κατάσταση ενός καθαρού υγρού ή, αντίστοιχα, μιας καθαρής κρυσταλλικής ουσίας σε πίεση 1 φυσικής ατμόσφαιρας. Για ουσίες σε διαλύματα, η τυπική κατάσταση θεωρείται ότι είναι μια υποθετική κατάσταση στην οποία η ενθαλπία ενός γραμμομοριακού διαλύματος (1 mol μιας ουσίας σε 1 kg διαλύτη) θα ήταν ίση με την ενθαλπία του διαλύματος σε άπειρη αραίωση. Οι ιδιότητες των ουσιών σε πρότυπες καταστάσεις υποδεικνύονται με τον εκθέτη 0." (Καθαρή ουσία είναι μια ουσία που αποτελείται από πανομοιότυπα δομικά σωματίδια (άτομα, μόρια κ.λπ.)).
Αυτός ο ορισμός αναφέρεται στις υποθετικές καταστάσεις ενός αερίου και μιας διαλυμένης ουσίας, αφού σε πραγματικές συνθήκες οι καταστάσεις των αερίων διαφέρουν σε μεγαλύτερο ή μικρότερο βαθμό από την ιδανική και οι καταστάσεις των διαλυμάτων διαφέρουν από την ιδανική λύση. Επομένως, όταν χρησιμοποιούνται οι θερμοδυναμικές ιδιότητες των ουσιών σε τυπικές καταστάσεις για πραγματικές συνθήκες, εισάγονται διορθώσεις για την απόκλιση αυτών των ιδιοτήτων από τις πραγματικές. Εάν αυτές οι αποκλίσεις είναι μικρές, τότε δεν χρειάζεται να γίνουν διορθώσεις.
Στα βιβλία αναφοράς, οι θερμοδυναμικές ποσότητες δίνονται συνήθως υπό τυπικές συνθήκες: πίεση R 0 =101325Pa και θερμοκρασία Τ 0 =0K ή Τ 0 =298,15 K (25 0 C). Κατά τη δημιουργία πινάκων συνολικών ενθαλπιών ουσιών, η τυπική τους κατάσταση στη θερμοκρασία λήφθηκε επίσης ως το σημείο εκκίνησης για τις ενθαλπίες Τ 0 =0K ή Τ 0 =298,15K.
Σε ουσίες, να εισαι ΚΑΘΑΡΗχημικά στοιχεία στην πιο σταθερή φάσηκατάσταση σε R 0 = 101325 Pa και η θερμοκρασία αναφοράς ενθαλπίας T 0 λαμβάνουν την τιμή ενθαλπία ίση με μηδέν: . (Για παράδειγμα, για ουσίες σε αέρια κατάσταση: O 2, N 2, H 2, Cl 2, F 2, κ.λπ., για το C (γραφίτης) και τα μέταλλα (στερεοί κρύσταλλοι)).
Για χημικές ενώσεις(CO 2 , H 2 O, κ.λπ.) και για ουσίες που, ως καθαρά χημικά στοιχεία, δεν βρίσκονται στην πιο σταθερή κατάσταση(Ο, Ν, κ.λπ.) ενθαλπίαστο R 0 =101325Pa και Τ 0 όχι ίσο με μηδέν: .
Ενθαλπίαχημικές ενώσεις σε R 0 και Τ 0 υποτίθεται ίσο με το θερμικό αποτέλεσμα του σχηματισμούτα από καθαρά χημικά στοιχεία κάτω από αυτές τις παραμέτρους, δηλ. . Άρα, στο T 0 = 0 K: και στο T 0 = 298,15 K: .
Ενθαλπία οποιασδήποτε ουσίας σε θερμοκρασία Τθα είναι ίση με την ποσότητα θερμότητας που πρέπει να παρέχεται σε μια ισοβαρή διεργασία έτσι ώστε από καθαρά χημικά στοιχεία σε θερμοκρασία Τ 0 λάβετε μια δεδομένη ουσία και τη θερμάνετε από τη θερμοκρασία Τ 0 σε θερμοκρασία Τ, δηλ. ο τύπος για τον υπολογισμό της ενθαλπίας οποιασδήποτε ουσίας είναι:
, ή με μια πιο συμπαγή σημειογραφία έχουμε:
,
όπου ο εκθέτης "o" σημαίνει ότι η ουσία βρίσκεται στην τυπική κατάσταση στο R 0 =101325Pa; - ενθαλπία σχηματισμού ουσίας σε θερμοκρασία Τ 0 από καθαρά χημικά στοιχεία. = – περίσσεια ενθαλπίας που σχετίζεται με τη θερμοχωρητικότητα της ουσίας, - ολική ενθαλπία, λαμβάνοντας υπόψη την ενθαλπία σχηματισμού της ουσίας.
Για Τ 0 = 0:
,
Για Τ= 298,15 K:
Σχέδιο για τον υπολογισμό της ενθαλπίας σε θερμοκρασία Τμπορεί να παρουσιαστεί στη φόρμα.
Εργασία 1.Υπολογίστε την τυπική ενθαλπία και την τυπική εντροπία μιας χημικής αντίδρασης. Προσδιορίστε σε ποια κατεύθυνση στους 298°K (άμεση ή αντίστροφη) θα συμβεί η αντίδραση Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g). Υπολογίστε τη θερμοκρασία στην οποία και οι δύο κατευθύνσεις της αντίδρασης είναι εξίσου πιθανές.
ΔHρ-tions = Σ∆H 0 cont – Σ∆H 0 out. Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς για τυπικές ενθαλπίες ουσιών, βρίσκουμε:
ΔHp-tion = (2·ΔH 0 Fe+3·ΔH 0 H 2 O)- (ΔH 0 Fe 2 O 3 +3·ΔH 0 H 2) = 2·0 + 3·(- 241,82) – (-822,16 ) - 3·0 = 96,7 kJ.
ΔSρ-tion=ΣS 0 cont – ΣS 0 out. Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς για τυπικές εντροπίες ουσιών, βρίσκουμε:
ΔSρ-ιώσεις = (2·S 0 Fe + 3·S 0 H2O) - (S 0 Fe 2 O 3 + 3·S 0 H 2) = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 - 3·131 = 137,44 J /K = 0,13744 kJ/K.
ΔG = ΔH – TΔS = 96,7 – 298 ·0,13744 = 55,75 kJ.
Σε T=298°K, ΔG > 0 – η αντίδραση δεν συμβαίνει αυθόρμητα, δηλ. η αντίδραση θα προχωρήσει προς την αντίθετη κατεύθυνση.
ΔH – TΔS = 0, μετά ΔH = TΔS και T= ΔH/ΔS= 96,7/0,13744 = 703,58 K.
Στο T = 703,58 K, η αντίδραση θα προχωρήσει εξίσου πιθανά τόσο προς την εμπρός όσο και προς την αντίστροφη κατεύθυνση.
Εργασία 2.Υπολογίστε την ενέργεια Gibbs και προσδιορίστε την πιθανότητα να συμβεί η αντίδραση σε θερμοκρασίες 1000 και 3000 K. Cr 2 O 3 (s) + 3C (s) = 2Cr (s) + 3CO (g).
Υπολογίζουμε την ενέργεια Gibbs σύμφωνα με την έκφραση:
Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς για τυπικές ενθαλπίες ουσιών, βρίσκουμε:
ΔHp-tion = (2 ΔH 0 Cr + 3 ΔH 0 CO) - (ΔH 0 Cr 2 O 3 + 3 ΔH 0 C) = 2 0 + 3 (- 110,6) – (-1141) - 3·0 = 809,2 kJ .
Ομοίως, χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς για τυπικές εντροπίες ουσιών, βρίσκουμε:
ΔSρ-tion= (2·S 0 Cr + 3·S 0 CO) - (S 0 Cr 2 O 3 +3·S 0 C)=23,6+3·197,7– 81,2 - 3·5 ,7 = 542 J/ K = 0,542 kJ/K.
Ας βρούμε την ενέργεια Gibbs στα 1000 K:
ΔG 1000 = ΔH – TΔS= 809,2 – 1000 0,542 = 267,2 kJ
ΔG1000 >
Ας βρούμε την ενέργεια Gibbs στα 3000 K:
ΔG 3000 = ΔH – TΔS = 809,2 – 3000 0,542 = - 816,8 kJ
ΔG3000 ˂0, επομένως, η αντίδραση προχωρά αυθόρμητα.
Εργασία 3.Πώς μπορούμε να εξηγήσουμε ότι υπό τυπικές συνθήκες, μια εξώθερμη αντίδραση είναι αδύνατη: CO 2 (g) + H 2 (g) ↔ CO (g) + H 2 O (l); Υπολογίστε το ΔG για αυτή την αντίδραση. Σε ποιες θερμοκρασίες γίνεται αυθόρμητη αυτή η αντίδραση;
Ας υπολογίσουμε το ΔG αυτής της αντίδρασης:
ΔG = ΔH – TΔS
Για να γίνει αυτό, προσδιορίζουμε πρώτα τα ΔΗ και ΔS της αντίδρασης:
ΔHρ-tions = ΣΔH 0 cont – ΣΔH 0 out και ΔSρ-tions=ΣS 0 cont – ΣS 0 out.
Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς για τυπικές ενθαλπίες και εντροπίες ουσιών, βρίσκουμε:
ΔHρ-tion= (ΔH 0 H 2 O(l) + ΔH 0 CO) - (ΔH 0 CO 2 + ΔH 0 H 2) = -110,5 + (-285,8) – (393,5) - 0 = -2,8 kJ.
ΔSρ-tion= S 0 H 2 O(l) + S 0 CO - S 0 CO 2 - S 0 H 2 = 197,5 + 70,1 - 213,7 - 130,52 = -76,6 J/K = 0,0766 kJ/K.
Ας βρούμε την ενέργεια Gibbs υπό τυπικές συνθήκες
ΔGp-tion= ΔH – TΔS= -2,8 + 298 · 0,0766=20 kJ
ΔG> 0, επομένως, η αντίδραση δεν συμβαίνει αυθόρμητα.
Ας βρούμε σε ποιες θερμοκρασίες αυτή η αντίδραση γίνεται αυθόρμητη: T = ΔH/ΔS = -2,8/(-0,0766) = 36,6 K.
Εργασία 4.Έχοντας υπολογίσει τα ΔG και ΔS με βάση τα δεδομένα του πίνακα, προσδιορίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης: 2NO (g) + Cl 2 (g) ↔ 2NOCl (g). Με τι θα αντιδράσει πιο έντονα το αέριο υδροχλώριο (ανά 1 mol): αλουμίνιο ή κασσίτερο; Δώστε την απάντησή σας υπολογίζοντας το ΔG 0 και των δύο αντιδράσεων. Τα προϊόντα της αντίδρασης είναι στερεό άλας και αέριο υδρογόνο.
Ας υπολογίσουμε το ΔG 0 για την αντίδραση αλληλεπίδρασης αερίου υδροχλωρίου (ανά 1 mol) με αλουμίνιο:
2Al(t) + 6HCl (g) = 2AlCl 3 (t) + 3H 2
ΔG 0 r-tion = ΣΔG 0 cont - ΣΔG 0 out
ΔG 0 r-tion 1 = (2 ΔG 0 AlCl 3 + 3 ΔG 0 H 2) - (2 ΔG 0 Al + 6 ΔG 0 HCl)
ΔG 0 r-tion 1 = 2·(-636,8) + 3·0- 2·0- 6·(-95,27) = -701,98 kJ
Στην αντίδραση συμμετέχουν 2 moles Al, τότε ΔGρ-tion 1 1 mole Al ισούται με ΔG 0 р-TION 1 = -701,98 / 2 = -350,99 kJ.
Ας υπολογίσουμε το ΔG 0 για την αντίδραση αερίου υδροχλωρίου (ανά 1 mol) με κασσίτερο:
Sn(s) + 2HCl (g) = SnCl 2 (s) + H2
ΔG 0 r-tion 2 =(ΔG 0 SnCl2(s) + ΔG 0 H2) - (ΔG 0 Sn + ΔG 0 HCl)
ΔG 0 r-tion 2 = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 kJ/mol
Και οι δύο αντιδράσεις έχουν ΔG0˂0, επομένως προχωρούν αυθόρμητα προς τα εμπρός, αλλά το αέριο υδροχλώριο θα αλληλεπιδράσει πιο έντονα με το αλουμίνιο, επειδή ΔG 0 r-tion 1 ˂ ΔG 0 r-tion 2
Εργασία 5.Χωρίς να καταφύγετε σε υπολογισμούς, καθορίστε ποια σημάδια (>0,<0, ≈0) имеют ΔG, ΔH и ΔS для протекающей в прямом направлении реакции: 4НBr (г) + O 2 (г) ↔2H 2 O(г) +2Br 2 (г).
Σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, η μεταβολή της ενέργειας Gibbs σχετίζεται με την ενθαλπία και την εντροπία με την έκφραση:
ΔG = ΔH – TΔS.
Η εντροπία είναι ένα μέτρο της αταξίας ενός συστήματος. Όσο μεγαλύτερη είναι η διαταραχή στο σύστημα (περισσότερες αέριες ουσίες), τόσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της εντροπίας. Σε αυτή την αντίδραση, ο αριθμός των γραμμομορίων αερίων στη δεξιά πλευρά είναι 5 και στην αριστερή είναι 4, που σημαίνει ότι η εντροπία του συστήματος μειώνεται ΔS˂0.
Σύμφωνα με τις συνθήκες του προβλήματος, η αντίδραση προχωρά προς την κατεύθυνση προς τα εμπρός, επομένως, ΔG˂0.
Υπό κανονικές συνθήκες TΔS ˂˂ ΔH, επομένως, σε αυτή την περίπτωση το ΔH˂0 είναι μια εξώθερμη αντίδραση.
Εδώ θα βρείτε παραδείγματα προβλημάτων για τον υπολογισμό θερμοδυναμικών παραμέτρων όπως ενθαλπία, εντροπία, . Προσδιορισμός της πιθανότητας αυθόρμητης εμφάνισης της διεργασίας, καθώς και σύνταξη θερμοχημικών εξισώσεων.
Προβλήματα για την ενότητα Βασικές αρχές της θερμοδυναμικής με λύσεις
Πρόβλημα 1. Υπολογίστε την τυπική ενθαλπία και την τυπική εντροπία μιας χημικής αντίδρασης. Προσδιορίστε σε ποια κατεύθυνση στους 298 °K (άμεση ή αντίστροφη) θα προχωρήσει η αντίδραση. Υπολογίστε τη θερμοκρασία στην οποία και οι δύο κατευθύνσεις της αντίδρασης είναι εξίσου πιθανές.
Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g)
Δ Hσυνοικίες = ΣH 0 απατώ– ΣH 0 αναφ kJ/mol
Χρήση δεδομένων αναφοράς τυπικές ενθαλπίεςουσίες, βρίσκουμε:
Δ Hσυνοικίες= 2· Δ H 0 Fe +3 Δ H 0 H2O— Δ H 0 Fe2 O3 - 3 Δ H 0 H2 = 2 0 + 3 (- 241,82) – (-822,16) – 3 0 = 96,7 kJ/mol
Δ μικρόσυνοικίες=Σ μικρό 0 απατώ– Σ μικρό 0 αναφ J/(mol K)
Χρήση δεδομένων αναφοράς τυπικές εντροπίεςουσίες, βρίσκουμε:
Δ μικρόσυνοικίες= 2· Δ μικρό 0 Fe + 3 Δ μικρό 0 H2O— Δ μικρό 0 Fe2 O3 - 3 Δ μικρό 0 H2 = 2 27,15 + 3 188,7 – 89,96 – 3 131 = 137,44 J/(mol K)
ΔG = Δ H – TΔS= 96,7 – 298 137,44 /1000 = 55,75 kJ/mol
Σε T=298°K, ΔG> 0 – η αντίδραση δεν συμβαίνει αυθόρμητα, δηλ. η αντίδραση θα προχωρήσει προς την αντίθετη κατεύθυνση.
ΔG = Δ H – TΔS= 0, Επειτα
Τ= — (ΔG – Δ H) / ΔS= — (0-96,7)/0,137 = 705,83 Κ
Στο T = 705,83 K, η αντίδραση θα προχωρήσει εξίσου πιθανά τόσο προς την εμπρός όσο και προς την αντίστροφη κατεύθυνση.
Εργασία 2. Υπολογίστε την ενέργεια Gibbs και προσδιορίστε την πιθανότητα να συμβεί η αντίδραση σε θερμοκρασίες 1000 και 3000 Κ.
Η εξίσωση αντίδρασης για την καύση υγρού δισουλφιδίου του άνθρακα είναι η εξής:
CS 2 (l) + 3O 2 = CO 2 + 2SO 2
Υπολογίζουμε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης αντικαθιστώντας τα δεδομένα αναφοράς για τις τυπικές ενθαλπίες των ουσιών στην έκφραση:
Δ Hσυνοικίες = ΣH 0 απατώ– ΣH 0 αναφ kJ/mol
Δ Hσυνοικίες= 2· Δ H 0 SO2+ Δ H 0 CO2- Δ H 0 CS2 - 3 Δ H 0 O2 = 2·(-296,9) + 3·(- 393,5) – 87 – 3·0 = -1075,1 kJ/mol
Εκείνοι. κατά την καύση 1 τυφλοπόντικα απελευθερώνεται δισουλφίδιο του άνθρακα 1075,1 kJ θερμότητα
και κατά την καύση Χ κρεατοελιές απελευθερώνεται δισουλφίδιο του άνθρακα 700 kJ θερμότητα
Θα βρούμε Χ:
Χ= 700 1/1075,1 = 0,65 mol
Έτσι, εάν 700 kJ θερμότητας απελευθερωθούν ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, τότε 0,65 mol CS 2 θα αντιδράσουν
Πρόβλημα 4. Υπολογίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης αναγωγής του οξειδίου του σιδήρου (II) με το υδρογόνο με βάση τις ακόλουθες θερμοχημικές εξισώσεις:
1. FeO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO 2 (g); ΔΗ 1 = -18,20 kJ;
2. CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g) ΔH 2 = -283,0 kJ;
3. H 2 (g) + ½ O 2 (g) = H 2 O (g) ΔH 3 = -241,83 kJ.
Η αντίδραση αναγωγής του οξειδίου του σιδήρου (II) με το υδρογόνο έχει την ακόλουθη μορφή:
4. FeO (k) + H 2 (g) = Fe (k) + H 2 O (g)
Για τον υπολογισμό της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης είναι απαραίτητο να εφαρμοστεί, δηλ. Η αντίδραση 4. μπορεί να ληφθεί προσθέτοντας τις αντιδράσεις 1. και 2. και αφαιρώντας την αντίδραση 1.:
Δ Hσυνοικίες= Δ H 1 + Δ H 3 – Δ H 2 = -18,2 – 241,3 + 283 = 23 kJ
Ετσι, θερμική επίδραση της αντίδρασηςαναγωγή του οξειδίου του σιδήρου (II) με υδρογόνο ισούται με
Δ Hσυνοικίες= 23 kJ
Πρόβλημα 5. Η αντίδραση καύσης του βενζολίου εκφράζεται με τη θερμοχημική εξίσωση:
C 6 H 6 (l) + 7½ O 2 (g) = 6 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) – 3135,6 kJ.
Υπολογίστε τη θερμότητα σχηματισμού υγρού βενζολίου. Προσδιορίστε τη θερμογόνο δύναμη του υγρού βενζολίου, με την προϋπόθεση ότι οι τυπικές συνθήκες συμπίπτουν με τις κανονικές.
Η θερμική επίδραση της αντίδρασης είναι:
Δ Hσυνοικίες = ΣH 0 απατώ– ΣH 0 αναφ kJ/mol
Στην περίπτωσή μας Δ Hσυνοικίες= – 3135,6 kJ, ας βρούμε τη θερμότητα σχηματισμού υγρού βενζολίου:
Δ Hσυνοικίες= 6· Δ H 0 Με O2 + 3 Δ H 0 H2O— Δ H 0 C6 H6 – 7,5 Δ H 0 Ο2
-Δ H 0 C6 H6 = Δ Hσυνοικίες- 3·(-241,84) + 6·(- 393,51) – 7,5·0 = - 3135,6 - 3·(-241,84) + 6·(- 393,51) – 7, 5 0 = - 49,02 kJ/mol
Δ H 0 C6 H6 = 49,02 kJ/mol
Θερμιδική αξίαΤο υγρό βενζόλιο υπολογίζεται με τον τύπο:
QΤ= Δ Hσυνοικίες· 1000/Μ
Μ(βενζόλιο) = 78 g/mol
QΤ= – 3135,6 1000 / 78 = – 4,02 10 4 kJ/kg
Θερμιδική αξίαυγρό βενζόλιο Q Τ = - 4,02 10 4 kJ/kg
Πρόβλημα 6. Η αντίδραση οξείδωσης της αιθυλικής αλκοόλης εκφράζεται με την εξίσωση:
C 2 H 5 OH (l) + 3,0 O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l).
Προσδιορίστε τη θερμότητα σχηματισμού του C 2 H 5 OH (l), γνωρίζοντας το ΔΗ ch.r. = - 1366,87 kJ. Να γράψετε τη θερμοχημική εξίσωση. Προσδιορίστε τη γραμμομοριακή θερμότητα εξάτμισης C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g), εάν είναι γνωστή η θερμότητα σχηματισμού του C 2 H 5 OH (g), ίση με –235,31 kJ mol -1.
Με βάση τα δεδομένα που δίνονται γράφουμε θερμοχημική εξίσωση:
C 2 H 5 OH (l) + 3O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l) + 1366,87 kJ
Θερμική επίδραση αντιδράσειςίσο με:
Δ Hσυνοικίες = ΣH 0 απατώ– ΣH 0 αναφ kJ/mol
Στην περίπτωσή μας Δ Hσυνοικίες= – 1366,87 kJ.
Χρήση δεδομένων αναφοράς θερμότητες σχηματισμού ουσιών, ας βρούμε τη θερμότητα σχηματισμού του C 2 H 5 OH (l):
Δ Hσυνοικίες= 2· Δ H 0 Με O2 + 3 Δ H 0 H2O— Δ H 0 C2 H5 OH(l) – 3 Δ H 0 Ο2
– 1366,87 =2·(-393,51) + 3·(-285,84)— Δ H 0 C2 H5 OH – 3 0
Δ H 0 Γ2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol
Δ H 0 C2H5OH(g) = Δ H 0 C2H5OH(l) + Δ H 0 εξάτμιση
Δ H 0 εξάτμιση = Δ H 0 C2 H5 OH(g) — Δ H 0 C2 H5 OH(l)
Δ H 0 εξάτμιση= - 235,31 + 277,36 = 42,36 kJ/mol
Προσδιορίσαμε ότι η θερμότητα σχηματισμού του C 2 H 5 OH (l) είναι ίση με
Δ H 0 Γ2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol
και η μοριακή θερμότητα της εξάτμισης C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) είναι ίση με
Δ H 0 εξάτμιση= 42,36 kJ/mol
Πρόβλημα 7. Πώς μπορούμε να εξηγήσουμε ότι υπό τυπικές συνθήκες μια εξώθερμη αντίδραση είναι αδύνατη:
CO 2 (g) + H 2 (g) ↔ CO (g) + H 2 O (l) ?
Υπολογίστε το ΔG για αυτή την αντίδραση. Σε ποιες θερμοκρασίες γίνεται αυθόρμητη αυτή η αντίδραση;
Ας υπολογίσουμε ΔGαυτή η αντίδραση:
ΔG = Δ H – TΔS
Για να γίνει αυτό, πρώτα ορίζουμε Δ HΚαι ΔS αντιδράσεις:
Δ Hσυνοικίες = ΣH 0 απατώ– ΣH 0 αναφ kJ/mol
Χρήση δεδομένων αναφοράς τυπικές ενθαλπίεςουσίες, βρίσκουμε:
Δ Hσυνοικίες= Δ H 0 H2 O(l) + Δ H 0 CO— Δ H 0 CO2 — Δ H 0 H2 = -110,5 + (-285,8) – (393,5) – 0 = -2,8 kJ/mol
Δ μικρόσυνοικίες=Σ μικρό 0 απατώ– Σ μικρό 0 αναφ J/(mol K)
Ομοίως, χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς τυπικές εντροπίεςουσίες, βρίσκουμε:
Δ μικρόσυνοικίες= Δ μικρό 0 H2 O(l) + Δ μικρό 0 CO— Δ μικρό 0 CO2 — Δ μικρό 0 H2 = 197,5 + 70,1 - 213,7 - 130,52 = -76,6 J/(mol K)
Θα βρούμε Ενέργεια Gibbsυπό τυπικές συνθήκες
ΔGσυνοικίες= Δ H – TΔS= -2,8 + 298 76,6 /1000 = 20 kJ/mol> 0,
επομένως η αντίδραση είναι αυθόρμητη δεν λειτουργεί.
Ας βρούμε σε ποιες θερμοκρασίες γίνεται αυτή η αντίδραση αυθόρμητος.
Σε κατάσταση ισορροπίας ΔGσυνοικίες = 0 , Επειτα
Τ = Δ H/ ΔS = -2,8/(-76,6 1000) = 36,6 Κ
Εργασία 8. Έχοντας υπολογίσει τα ΔG και ΔS με βάση τα δεδομένα του πίνακα, προσδιορίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης:
2 NO (g) + Cl 2 (g) ↔ 2 NOCl (g).
Σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, η αλλαγή Ενέργεια Gibbs
ΔG = Δ H – TΔS
Με βάση τα στοιχεία του πίνακα υπολογίζουμε ΔG και ΔS
ΔG 0 συνοικίες= Σ ΔG 0 κέντρο — Σ ΔG 0 αναφ
ΔGσυνοικίες= 2· ΔG 0 NOCl(ΣΟΛ) — 2· ΔG 0 ΟΧΙ(ΣΟΛ) — ΔG 0 Cl2 (g)
ΔGσυνοικίες= 2· 66,37 — 2· 89,69 – 0 = — 40,64 kJ/mol
ΔGσυνοικίες < 0 , Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση είναι αυθόρμητη.
Δ μικρόσυνοικίες=Σ μικρό 0 απατώ– Σ μικρό 0 αναφ J/(mol K)
Δ μικρόσυνοικίες = 2· ΔS 0 NOCl(ΣΟΛ) — 2· ΔS 0 ΟΧΙ(ΣΟΛ) — ΔS 0 Cl2 (g)
Δ μικρόσυνοικίες = 2· 261,6 — 2· 210,62 – 223,0 = -121,04 J/(mol K)
Θα βρούμε Δ H :
Δ H = ΔG + TΔS
Δ H = - 40,64 + 298 (-121,04/1000) = - 76,7 kJ/mol
Θερμική επίδραση της αντίδρασης Δ H = — 76,7 kJ/mol
Πρόβλημα 9. Με τι θα αλληλεπιδράσει εντονότερα το αέριο υδροχλώριο (ανά 1 mol): το αλουμίνιο ή ο κασσίτερος; Δώστε την απάντησή σας υπολογίζοντας το ΔG 0 και των δύο αντιδράσεων. Τα προϊόντα της αντίδρασης είναι στερεό άλας και αέριο υδρογόνο.
Ας υπολογίσουμε ΔG 0για την αντίδραση αλληλεπίδρασης αερίου υδροχλωρίου (ανά 1 mol) με αλουμίνιο
2Al(t) + 6HCl (g) = 2AlCl 3 (t) + 3H 2
ΔG 0 συνοικίες= Σ ΔG 0 κέντρο — Σ ΔG 0 αναφ kJ/mol
ΔG 0 περιφέρειες 1= 2· ΔG 0 AlCl 3 (t) + 3 ΔG 0 H 2 — 2· ΔG 0 Al (t) - 6ΔG 0 HCl(ΣΟΛ)
ΔG 0 περιφέρειες 1= 2· (-636,8) + 3·0 — 20 - 6(-95,27) = -701,98 kJ/mol
Στη συνέχεια, στην αντίδραση συμμετέχουν 2 mol Al(t). ΔGπεριφέρειες 1 1 mole Al(t) ισούται με
ΔG 0 περιφέρεια 1 = -701,98 / 2 = -350,99 kJ/mol
Ας υπολογίσουμε ΔG 0για την αντίδραση αλληλεπίδρασης αερίου υδροχλωρίου (ανά 1 mol) με κασσίτερο:
Sn(s) + 2HCl (g) = SnCl 2 (s) + H2
ΔG 0 περιφέρειες2 =ΔG 0 SnCl 2 (t) + ΔG 0 H 2 — ΔG 0 Sn(t) — 2·ΔG 0 HCl(ΣΟΛ)
ΔG 0 περιφέρεια 2 = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 kJ/mol
Και οι δύο αντιδράσεις έχουν ΔG 0 <0 , Ως εκ τούτου, ρέουν αυθόρμητα προς τα εμπρός, αλλά το αέριο υδροχλώριο θα αλληλεπιδράσει πιο έντονα με το αλουμίνιο, επειδή
ΔG 0 περιφέρεια 1˂ ΔG 0 περιφέρεια 2
Πρόβλημα 10. Χωρίς να καταφύγετε σε υπολογισμούς, προσδιορίστε ποια σημάδια (>0,<0, ≅0) имеют ΔG, ΔH и ΔS для протекающей в прямом направлении реакции:
4 HBr (g) + O 2 (g) ↔ 2 H 2 O (g) + 2 Br 2 (g)
Πώς θα επηρεάσει μια αύξηση της θερμοκρασίας την κατεύθυνση μιας χημικής αντίδρασης;
Σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση Αλλαγή ενέργειας Gibbsσχετίζεται με την ενθαλπία και την εντροπία με την έκφραση:
ΔG = Δ H – TΔS