Sabit basınçta entalpinin hesaplanması. Bir kimyasal reaksiyonun standart entalpisini hesaplama yöntemleri
Termokimya, kimyasal reaksiyonların termal etkilerini inceler. Çoğu durumda bu reaksiyonlar sabit hacimde veya sabit basınçta meydana gelir. Termodinamiğin birinci yasasından, bu koşullar altında ısının bir hal fonksiyonu olduğu sonucu çıkar. Sabit hacimde ısı iç enerjideki değişime eşittir:
ve sabit basınçta - entalpideki değişim:
Bu eşitlikler kimyasal tepkimelere uygulandığında özü oluşturur. Hess yasası:
Sabit basınçta veya sabit hacimde meydana gelen bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi, reaksiyon yoluna bağlı değildir, yalnızca reaktanların ve reaksiyon ürünlerinin durumuna göre belirlenir.
Başka bir deyişle, bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi durum fonksiyonundaki değişime eşittir.
Termokimyada, termodinamiğin diğer uygulamalarından farklı olarak, ısı çevreye salınırsa pozitif kabul edilir. Eğer H < 0 или sen
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение H(buna kısaca "reaksiyonun entalpisi" denir) veya sen reaksiyonlar.
Reaksiyon hacimdeki değişimin ihmal edilebilir olduğu çözeltide veya katı fazda meydana gelirse, o zaman
H = sen + (pV) sen. (3.3)
Reaksiyona ideal gazlar katılıyorsa, o zaman sabit sıcaklıkta
H = sen + (pV) = sen+n. RT, (3.4)
burada n, reaksiyondaki gazların mol sayısındaki değişikliktir.
Farklı reaksiyonların entalpilerinin karşılaştırılmasını kolaylaştırmak için “standart durum” kavramı kullanılır. Standart durum, saf bir maddenin 1 bar (= 10 5 Pa) basınç ve belirli bir sıcaklıktaki durumudur.. Gazlar için bu, 1 bar basınçta, sonsuz derecede seyreltilmiş bir gazın özelliklerine sahip olan varsayımsal bir durumdur. Sıcaklıkta standart hallerdeki maddeler arasındaki reaksiyonun entalpisi T, belirtmek ( R"tepki" anlamına gelir). Termokimyasal denklemler yalnızca maddelerin formüllerini değil aynı zamanda bunların toplam durumlarını veya kristal modifikasyonlarını da gösterir.
Kimyasal reaksiyonların entalpilerini hesaplamayı mümkün kılan Hess yasasından önemli sonuçlar çıkmaktadır.
Sonuç 1.
reaksiyon ürünlerinin ve reaktiflerin standart oluşum entalpileri arasındaki farka eşittir (stokiyometrik katsayılar dikkate alınarak):
Bir maddenin standart oluşum entalpisi (ısısı) (F belirli bir sıcaklıkta "oluşum" anlamına gelir), bu maddenin bir molünün oluşumunun reaksiyonunun entalpisidir elementlerden, en kararlı standart durumda olan. Bu tanıma göre standart haldeki en kararlı basit maddelerin oluşum entalpisi herhangi bir sıcaklıkta 0'dır. 298 K sıcaklıkta maddelerin standart oluşum entalpileri referans kitaplarında verilmiştir.
"Oluşum entalpisi" kavramı yalnızca sıradan maddeler için değil aynı zamanda çözeltideki iyonlar için de kullanılır. Bu durumda H+ iyonu referans noktası olarak alınır ve sulu bir çözeltideki standart oluşum entalpisinin sıfır olduğu varsayılır: 
Sonuç 2. Bir kimyasal reaksiyonun standart entalpisi
reaktanların ve reaksiyon ürünlerinin yanma entalpileri arasındaki farka eşittir (stokiyometrik katsayılar dikkate alınarak):
(C"yanma" anlamına gelir). Bir maddenin standart yanma entalpisi (ısısı), bir maddenin bir molünün tamamen oksidasyonunun reaksiyonunun entalpisidir. Bu sonuç genellikle organik reaksiyonların termal etkilerini hesaplamak için kullanılır.
Sonuç 3. Bir kimyasal reaksiyonun entalpisi, kırılan ve oluşan kimyasal bağların enerjileri arasındaki farka eşittir.
İletişim enerjisi A-B, bir bağı kırmak ve ortaya çıkan parçacıkları sonsuz bir mesafeye ayırmak için gereken enerjiyi adlandırır:
AB (g) Bir (g) + B (g) .
İletişim enerjisi her zaman pozitiftir.
Referans kitaplarındaki termokimyasal verilerin çoğu 298 K sıcaklıkta verilmektedir. Diğer sıcaklıklarda termal etkileri hesaplamak için şunu kullanın: Kirchhoff denklemi:
(diferansiyel form) (3.7)
(integral form) (3.8)
Nerede Cp- reaksiyon ürünlerinin ve başlangıç maddelerinin izobarik ısı kapasiteleri arasındaki fark. Eğer fark T 2 - T 1 küçükse kabul edebilirsin Cp= sabit Büyük bir sıcaklık farkı varsa, sıcaklık bağımlılığının kullanılması gerekir. Cp(T) tip:
katsayılar nerede A, B, C vesaire. bireysel maddeler için bunlar referans kitabından alınır ve işaret, ürünler ve reaktifler arasındaki farkı gösterir (katsayılar dikkate alınarak).
ÖRNEKLER
Örnek 3-1. 298 K'de sıvı ve gaz halindeki suyun standart oluşum entalpileri sırasıyla -285,8 ve -241,8 kJ/mol'dür. Bu sıcaklıkta suyun buharlaşma entalpisini hesaplayınız.
Çözüm. Oluşum entalpileri aşağıdaki reaksiyonlara karşılık gelir:
H2(g) + S02(g) = H20(l), H 1 0 = -285.8;
H 2 (g) + S02 (g) = H 2 O (g), H 2 0 = -241.8.
İkinci reaksiyon iki aşamada gerçekleştirilebilir: ilk olarak, birinci reaksiyona göre sıvı su oluşturmak için hidrojen yakılır ve ardından su buharlaştırılır:
H 2 O (l) = H 2 O (g), H 0 isp = ?
O halde Hess kanununa göre,
H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,
Neresi H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.
Cevap. 44,0 kJ/mol.
Örnek 3-2. Reaksiyonun entalpisini hesaplayın
6C (g) + 6H (g) = C6H6 (g)
a) oluşum entalpilerine göre; b) C6H6 molekülündeki çift bağların sabit olduğu varsayımı altında bağlanma enerjileri ile.
Çözüm. a) Oluşum entalpileri (kJ/mol cinsinden) referans kitabında bulunmaktadır (örneğin, P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5. baskı, s. C9-C15): fH 0 (C6H6(g)) = 82,93, fH 0(C(g)) = 716,68, fH 0(H(g)) = 217,97. Reaksiyonun entalpisi:
r H 0 = 82,93 - 6,716,68 - 6,217,97 = -5525 kJ/mol.
b) Bu reaksiyonda kimyasal bağlar kopmaz, sadece oluşur. Sabit çift bağların yaklaşımında C6H6 molekülü 6 C-H bağı, 3 C-C bağı ve 3 C=C bağı içerir. Bağ enerjileri (kJ/mol cinsinden) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5. baskı, s. C7): e(C-H) = 412, e(C-C) = 348, e(C=C) = 612. Reaksiyonun entalpisi:
r H 0 = -(6,412 + 3,348 + 3,612) = -5352 kJ/mol.
Kesin sonuç -5525 kJ/mol arasındaki fark, benzen molekülünde tekli C-C bağları ve çift C=C bağlarının bulunmaması, ancak 6 aromatik C C bağının bulunmasından kaynaklanmaktadır.
Cevap. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.
Örnek 3-3. Referans verilerini kullanarak reaksiyonun entalpisini hesaplayın
3Cu (tv) + 8HNO 3(sulu) = 3Cu(NO 3) 2(sulu) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
Çözüm. Reaksiyonun kısaltılmış iyonik denklemi şöyledir:
3Cu (k) + 8H + (sulu) + 2N03 - (sulu) = 3Cu 2+ (sulu) + 2NO (g) + 4H20 (l).
Hess yasasına göre reaksiyonun entalpisi şuna eşittir:
r H 0 = 4fH 0 (H20 (l)) + 2 fH 0 (HAYIR (g)) + 3 fH 0 (Cu 2+ (sulu)) - 2 fH 0 (HAYIR 3 - (sulu))
(bakır ve H+ iyonunun oluşum entalpileri tanım gereği 0'a eşittir). Oluşum entalpilerinin değerlerini değiştirerek (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5. baskı, s. C9-C15), şunu buluruz:
r H 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ
(üç mol bakıra dayanarak).
Cevap. -358,4 kJ.
Örnek 3-4. 298 K'deki oluşum entalpisi verilirse, metanın 1000 K'deki yanma entalpisini hesaplayın: fH 0 (CH4) = -17,9 kcal/mol, fH 0 (CO2) = -94,1 kcal/mol, fH 0 (H20 (g)) = -57,8 kcal/mol. 298 ila 1000 K aralığındaki gazların ısı kapasiteleri (kal/(mol. K) cinsinden) şuna eşittir:
Cp(CH4) = 3,422 + 0,0178. T, Cp(O2) = 6,095 + 0,0033. T,
Cp (C02) = 6,396 + 0,0102. T, Cp(H20 (g)) = 7,188 + 0,0024. T.
Çözüm. Metanın yanma reaksiyonunun entalpisi
CH4 (g) + 2O2 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)
298 K'da şuna eşittir:
94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.
Sıcaklığın bir fonksiyonu olarak ısı kapasitelerindeki farkı bulalım:
Cp = Cp(CO2) + 2 Cp(H20(g)) - Cp(CH 4) - 2 Cp(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(kal/(mol K)).
1000 K'deki reaksiyonun entalpisi Kirchhoff denklemi kullanılarak hesaplanır:
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 cal/mol.
Cevap. -192,5 kcal/mol.
GÖREVLER
3-1. 500 g Al'ı aktarmak için ne kadar ısı gerekir (mp 658 o C, H 0 pl = 92,4 cal/g), oda sıcaklığında erimiş halde alınır, eğer Cp(Al TV) = 0,183 + 1,096 10 -4 T cal/(g K)?
3-2. Açık bir kapta 1000 K sıcaklıkta meydana gelen CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) reaksiyonunun standart toplu ısısı 169 kJ/mol'dür. Aynı sıcaklıkta fakat kapalı bir kapta meydana gelen bu reaksiyonun ısısı nedir?
3-3. Sıvı benzenin standart oluşum entalpisi 49,0 kJ/mol ise, 298 K'de sıvı benzenin standart iç oluşumunu hesaplayın.
3-4. N 2 O 5 (g)'nin oluşum entalpisini hesaplayın T= 298 K aşağıdaki verilere göre:
2NO(g) + O2 (g) = 2NO2 (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,
N2(g) + Ö2(g) = 2NO(g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.
3-5. -Glikoz, -fruktoz ve sakkarozun 25 o C'de yanma entalpileri -2802'ye eşittir,
Sırasıyla -2810 ve -5644 kJ/mol. Sakkarozun hidroliz ısısını hesaplayınız.
3-6. diboran B 2 H 6 (g)'nin oluşum entalpisini belirleyin. T= 298 K aşağıdaki verilerden:
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 Ö 2 (g) = B 2 Ö 3 (tv), H 2 0 = -1273,5 kJ/mol,
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 30 = -241,8 kJ/mol.
3-7. Basit maddelerden çinko sülfatın oluşma ısısını hesaplayın T= 298 K, aşağıdaki verilere göre.
Her madde belli miktarda ısı içerir. Bu ısıya entalpi denir. Entalpi, bir sistemin enerjisini karakterize eden bir niceliktir. Fizik ve kimyada reaksiyon ısısını gösterir. İç enerjiye bir alternatiftir ve bu değer çoğunlukla sistemin belirli bir enerji rezervine sahip olduğu sürekli basınçta gösterilir.
Talimatlar
1. Fiziksel ve kimyasal işlemlerde ısı bir vücuttan diğerine aktarılır. Buna her zamanki gibi sürekli basınç ve sıcaklıkta izin verilir. Atmosfer basıncı geleneksel olarak sürekli basınç rolünü oynar. Entalpi, iç enerji gibi, durumun bir fonksiyonudur.İç enerji, her sistemin kinetik ve potansiyel enerjilerinin toplamıdır. Entalpi denkleminin temelidir. Entalpi, iç enerji ve basıncın toplamı ile sistemin hacminin çarpımıdır ve şuna eşittir: H = U + pV, burada p sistemdeki basınçtır, V sistemin hacmidir.Yukarıdaki formül şu şekilde kullanılır: Üç değerin tümü verildiğinde entalpiyi hesaplayın: basınç, hacim ve iç enerji. Ancak uzaktaki entalpi her zaman bu şekilde hesaplanmaz. Buna ek olarak entalpiyi hesaplamak için başka yöntemler de vardır.
2. Serbest enerjiyi ve entropiyi bilerek hesaplamak mümkündür. entalpi. Serbest enerji veya Gibbs enerjisi, sistemin entalpisinin işe dönüşüm için harcanan kısmıdır ve entalpi ile sıcaklık arasındaki farkın entropi ile çarpımına eşittir: ?G=?H-T?S (?H, ?G, ?S – miktar artışları) Bu formüldeki entropi, sistemdeki parçacıkların düzensizliğinin bir ölçüsüdür. Sıcaklık T ve basınç arttıkça artar. Ne zaman?<0 процесс идет самостоятельно, при?G>0 – çalışmıyor.
3. Ayrıca kimyasal reaksiyon denkleminden entalpi de hesaplanır. A+B=C formunda bir kimyasal reaksiyon denklemi verilirse, o zaman entalpi aşağıdaki formülle belirlenebilir: dH=dU+?nRT, burada?n=nk-nн (nk ve nн, reaksiyon ürünlerinin ve başlangıç maddelerinin mol sayısıdır) İzobarik bir süreçte entropi, ısıdaki değişime eşittir. sistem: dq = dH.Sürekli basınçta entalpi eşittir :H=?CpdTIEntalpi ve entropi faktörleri birbirini dengeliyorsa, entalpi artışı sıcaklık ve entropi artışının çarpımına eşittir:?H=T?S
Hesaplamak için miktar sıcaklık Bir madde tarafından alınan veya verilen bir maddenin kütlesinin yanı sıra sıcaklığın başkalaşımını da tespit etmek gerekir. Belirli ısı kapasiteleri tablosunu kullanarak belirli bir malzeme için bu değeri bulun ve ardından formülü kullanarak ısı sayısını hesaplayın. Yakıtın kütlesini ve özgül yanma ısısını bilerek, yakıtın yanması sırasında açığa çıkan ısı miktarını belirlemek mümkündür. Erime ve buharlaşma ile aynı durum.
İhtiyacın olacak
- Isı numarasını belirlemek için bir kalorimetre, termometre, terazi, maddelerin termal özellikleri tablolarını alın.
Talimatlar
1. Vücuda verilen veya alınan ısı miktarının hesaplanması: Vücudun kütlesini bir terazi üzerinde kilogram cinsinden ölçün, ardından sıcaklığı ölçün ve ısıtın, dış ortamla teması mümkün olduğu kadar sınırlandırın, yine sıcaklığı ölçün. Bunu yapmak için termal olarak yalıtılmış bir kap (kalorimetre) kullanın. Aslında bu şu şekilde yapılabilir: Herhangi bir cismi oda sıcaklığında alın, bu onun başlangıç değeri olacaktır. Bundan sonra kalorimetreye sıcak su dökün ve vücudu oraya daldırın. Bir süre sonra (hemen değil, vücudun ısınması gerekir), suyun sıcaklığını ölçün, vücut sıcaklığına eşit olacaktır. Spesifik ısı kapasitesi tablosunda, incelenen gövdenin yapıldığı malzeme için bu değeri bulun. Daha sonra aldığı ısı miktarı, özgül ısı kapasitesi ile vücudun kütlesi ve sıcaklığının başkalaşımının çarpımına eşit olacaktır (Q = c m (t2-t1)). Sonuç joule cinsinden elde edilecektir. Sıcaklık santigrat derece cinsinden ölçülebilir. Isı sayısı pozitif çıkarsa vücut ısınır, negatif çıkarsa soğur.
2. Yakıtın yanması sırasındaki ısı sayısının hesaplanması. Yanan yakıtın kütlesini ölçün. Yakıt sıvı ise hacmini ölçün ve özel bir tabloda alınan yoğunlukla çarpın. Bundan sonra referans tablosunda bu yakıtın özgül yanma ısısını bulun ve kütlesiyle çarpın. Sonuç, yakıtın yanması sırasında açığa çıkan ısı miktarı olacaktır.
3. Erime ve buharlaşma sırasındaki ısı sayısının hesaplanması Eriyen cismin kütlesini ve belirli bir madde için erimenin özgül ısı kapasitesini özel bir tablodan ölçün. Bu değerleri çarpın ve erime sırasında vücut tarafından emilen ısı sayısını bulun. Kristalleşme sırasında vücut tarafından aynı miktarda ısı açığa çıkar.Bir sıvının buharlaşması sırasında emilen ısı miktarını ölçmek için kütlesini ve özgül buharlaşma ısısını bulun. Bu miktarların çarpımı, buharlaşma sırasında belirli bir sıvının emdiği ısı sayısını verecektir. Yoğuşma sırasında, buharlaşma sırasında emilenle aynı miktarda ısı açığa çıkacaktır.
Konuyla ilgili video
Termal Etki Termodinamik sistem, içinde kimyasal bir reaksiyonun meydana gelmesi sonucu ortaya çıkar, ancak onun çarpışmalarından biri değildir. Bu değer ancak belirli koşulların karşılanması durumunda belirlenebilir.
Talimatlar
1. Termal gösterim Etki ve bir termodinamik sistemin entalpisinin temsiliyle dar bir şekilde ilişkilidir. Bu, belirli bir sıcaklık ve basınca ulaşıldığında ısıya dönüştürülebilen termal enerjidir. Bu değer sistemin denge durumunu karakterize eder.
2. Herhangi bir kimyasal reaksiyona her zaman belirli miktarda ısının salınması veya emilmesi eşlik eder. Bu durumda reaksiyon, reaktiflerin sistem ürünleri üzerindeki etkisi anlamına gelir. Bu durumda termal Etki sistemin entalpisindeki bir değişiklikle ilişkili olan ve ürünleri, reaktanların bildirdiği sıcaklığı alır.
3. Mükemmel termal koşullar altında Etki yalnızca kimyasal reaksiyonun doğasına bağlıdır. Bunlar sistemin çekme işi dışında herhangi bir iş yapmadığı, ürünlerinin ve etki eden reaktiflerin sıcaklıklarının eşit olduğu varsayılan verilerdir.
4. İki tür kimyasal reaksiyon vardır: izokorik (sürekli hacimde) ve izobarik (sürekli basınçta). Termal formül Etki ve şuna benzer: dQ = dU + PdV, burada U sistemin enerjisidir, P basınçtır, V hacimdir.
5. İzokorik bir süreçte hacim değişmediği için PdV terimi sıfır olur, bu da sistemin esnemediği anlamına gelir, dolayısıyla dQ = dU. İzobarik bir süreçte basınç süreklidir ve hacim artar, bu da sistemin germe işi yaptığı anlamına gelir. Bu nedenle termal hesaplama yapılırken Etki ve sistemin enerjisindeki değişime bu işi yapmak için harcanan enerji eklenir: dQ = dU + PdV.
6. PdV sürekli bir niceliktir, dolayısıyla diferansiyel işaretin altına dahil edilebilir, dolayısıyla dQ = d(U + PV). U + PV toplamı, termodinamik sistemin durumunu tamamen yansıtır ve aynı zamanda entalpi durumuna da karşılık gelir. Dolayısıyla entalpi, bir sistem gerildiğinde harcanan enerjidir.
7. Özellikle sıklıkla termal Etki 2 tür reaksiyon – bileşiklerin oluşumu ve yanma. Yanma veya oluşum ısısı tablo halinde bir değerdir, dolayısıyla termal Etki Genel durumda reaksiyonlar, içerdiği tüm maddelerin ısılarının toplanmasıyla hesaplanabilir.
Konuyla ilgili video
Termodinamik yöntemler entalpilerin ve iç enerjilerin mutlak değerlerini bulamaz, yalnızca değişimleri belirlenebilir. Aynı zamanda kimyasal reaksiyona giren sistemlerin termodinamik hesaplamalarında tek bir referans sisteminin kullanılması uygundur. Bu durumda entalpi ve iç enerji bağıntısıyla ilişkili olduğundan yalnızca bir entalpi için referans sistemi oluşturmak yeterlidir. Ek olarak, reaksiyona giren maddelerin fiziksel durumuna ve kimyasal reaksiyonların ortaya çıkma koşullarına bağlı olan kimyasal reaksiyonların termal etkilerini karşılaştırmak ve sistematikleştirmek için, maddenin standart durumu kavramı tanıtılmıştır. Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği'nin (IUPAC) Termodinamik Komisyonu tarafından 1975 yılında tavsiye edildiği üzere standart durum şu şekilde tanımlandı:
“Gazlar için standart durum, 1 fiziksel atmosfer (101325 Pa) basınçtaki varsayımsal ideal gazın durumudur. Sıvılar ve katılar için standart durum, 1 fiziksel atmosfer basıncındaki saf bir sıvının veya sırasıyla saf kristalli bir maddenin durumudur. Çözeltilerdeki maddeler için standart durum, bir molar çözeltinin entalpisinin (1 kg çözücü içinde 1 mol madde) sonsuz seyreltmedeki çözeltinin entalpisine eşit olacağı varsayımsal bir durum olarak alınır. Standart hallerdeki maddelerin özellikleri üst simge 0 ile gösterilir." (Saf madde, aynı yapısal parçacıklardan (atomlar, moleküller vb.) oluşan bir maddedir).
Bu tanım, bir gazın ve çözünmüş bir maddenin varsayımsal durumlarını ifade eder, çünkü gerçek koşullarda gazların durumları idealden büyük veya küçük ölçüde farklıdır ve çözeltilerin durumları ideal çözümden farklıdır. Bu nedenle, standart durumlardaki maddelerin termodinamik özelliklerini gerçek koşullar için kullanırken, bu özelliklerin gerçek olanlardan sapması için düzeltmeler yapılır. Bu sapmalar küçükse düzeltme yapılmasına gerek yoktur.
Referans kitaplarında termodinamik büyüklükler genellikle standart koşullar altında verilir: basınç R 0 =101325Pa ve sıcaklık T 0 =0K veya T 0 =298,15K (25 0°C). Maddelerin toplam entalpi tabloları oluşturulurken, entalpilerin başlangıç noktası olarak bunların sıcaklıktaki standart durumları da alınmıştır. T 0 =0K veya T 0 =298,15K.
Maddelerde, yapı temiz kimyasal elementler en istikrarlı aşamada durum R 0 = 101325 Pa ve entalpi referans sıcaklığı T 0 değerini alır entalpi sıfıra eşit: . (Örneğin, gaz halindeki maddeler için: C (grafit) ve metaller (katı kristaller) için O2, N2, H2, Cl2, F2, vb.).
Kimyasal bileşikler için(CO 2 , H 2 O, vb.) ve saf kimyasal elementler olan maddeler için, en istikrarlı durumda değiller(O, N, vb.) entalpi en R 0 =101325Pa ve T 0 sıfıra eşit değil: .
Entalpi kimyasal bileşikler R 0 ve T 0 varsayılıyor oluşumun termal etkisine eşit bunları bu parametreler altında saf kimyasal elementlerden, yani. . Yani, T 0 = 0 K:'da ve T 0 = 298,15 K:'da.
Herhangi bir maddenin sıcaklıktaki entalpisi T sıcaklıktaki saf kimyasal elementlerden izobarik bir işlemde sağlanması gereken ısı miktarına eşit olacaktır. T 0 Belirli bir maddeyi elde edin ve onu sıcaklıktan ısıtın T 0'dan sıcaklığa T yani Herhangi bir maddenin entalpisini hesaplamak için formül şöyledir:
veya daha kompakt bir gösterimle elimizde:
,
burada üst simge "o" maddenin standart durumda olduğu anlamına gelir R 0 =101325Pa; - sıcaklıkta bir maddenin oluşum entalpisi T 0 saf kimyasal elementlerden; = – maddenin ısı kapasitesiyle ilişkili aşırı entalpi, - maddenin oluşum entalpisi dikkate alınarak toplam entalpi.
İçin T 0 = 0:
,
İçin T= 298,15 K:
Sıcaklıkta entalpiyi hesaplama şeması Tşeklinde sunulabilir.
Görev 1. Bir kimyasal reaksiyonun standart entalpisini ve standart entropisini hesaplayın. 298°K'de Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g) reaksiyonunun hangi yönde (doğrudan veya ters) meydana geleceğini belirleyin. Reaksiyonun her iki yönünün eşit derecede muhtemel olduğu sıcaklığı hesaplayın.
ΔHр-tions = Σ∆H 0 devam – Σ∆H 0 çıkış. Maddelerin standart entalpilerine ilişkin referans verilerini kullanarak şunları buluyoruz:
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.
ΔSр-tion=ΣS 0 devam – ΣS 0 çıkış. Maddelerin standart entropilerine ilişkin referans verilerini kullanarak şunları buluyoruz:
ΔSр-tions = (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.
T=298°K'da, ΔG > 0 – reaksiyon kendiliğinden gerçekleşmez, yani. reaksiyon ters yönde ilerleyecektir.
ΔH – TΔS = 0, bu durumda ΔH = TΔS ve T= ΔH/ΔS= 96,7/0,13744 = 703,58 K.
T = 703,58 K'de reaksiyon hem ileri hem de geri yönde eşit olasılıkla ilerleyecektir.
Görev 2. Gibbs enerjisini hesaplayın ve reaksiyonun 1000 ve 3000 K sıcaklıklarda meydana gelme olasılığını belirleyin. Cr2O3 (s) + 3C (s) = 2Cr (s) + 3CO (g).
Gibbs enerjisini şu ifadeye göre hesaplıyoruz:
Maddelerin standart entalpilerine ilişkin referans verilerini kullanarak şunları buluyoruz:
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 .
Benzer şekilde, maddelerin standart entropilerine ilişkin referans verilerini kullanarak şunları buluruz:
ΔSр-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.
1000 K'deki Gibbs enerjisini bulalım:
ΔG 1000 = ΔH – TΔS= 809,2 – 1000 0,542 = 267,2 kJ
ΔG1000 >
3000 K'deki Gibbs enerjisini bulalım:
ΔG 3000 = ΔH – TΔS = 809,2 – 3000 0,542 = - 816,8 kJ
ΔG3000 ˂0 olduğundan reaksiyon kendiliğinden ilerler.
Görev 3. Standart koşullar altında ekzotermik bir reaksiyonun imkansız olduğunu nasıl açıklayabiliriz: CO 2 (g) + H 2 (g) ↔ CO (g) + H 2 O (l)? Bu reaksiyon için ΔG'yi hesaplayın. Bu reaksiyon hangi sıcaklıklarda kendiliğinden gerçekleşir?
Bu reaksiyonun ΔG'sini hesaplayalım:
ΔG = ΔH – TΔS
Bunu yapmak için önce reaksiyonun ΔH ve ΔS'sini belirleriz:
ΔHр-tions = Σ∆H 0 devam – Σ∆H 0 çıkış ve ΔSр-tions=ΣS 0 devam – ΣS 0 çıkış.
Maddelerin standart entalpileri ve entropileri için referans verilerini kullanarak şunları buluyoruz:
ΔHр-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.
ΔSр-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.
Standart koşullar altında Gibbs enerjisini bulalım
ΔGp-tion= ΔH – TΔS= -2,8 + 298 · 0,0766=20 kJ
ΔG> 0 olduğundan reaksiyon kendiliğinden gerçekleşmez.
Bu reaksiyonun hangi sıcaklıklarda kendiliğinden gerçekleştiğini bulalım: T = ΔH/ΔS = -2,8/(-0,0766) = 36,6 K.
Görev 4. Tablodaki verilere dayanarak ΔG ve ΔS'yi hesapladıktan sonra reaksiyonun termal etkisini belirleyin: 2NO (g) + Cl2 (g) ↔ 2NOCl (g). Hidrojen klorür gazı neyle daha yoğun reaksiyona girer (1 mol başına): alüminyum mu yoksa kalay mı? Her iki reaksiyonun ΔG 0 değerini hesaplayarak cevabınızı veriniz. Reaksiyon ürünleri katı tuz ve hidrojen gazıdır.
Gaz halindeki hidrojen klorürün (1 mol başına) alüminyum ile etkileşiminin reaksiyonu için ΔG 0'ı hesaplayalım:
2Al(t) + 6HCl (g) = 2AlCl3 (t) + 3H2
ΔG 0 r-tion = ΣΔG 0 devam - ΣΔG 0 çıkış
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
Reaksiyona 2 mol Al katılırsa, ΔGр-tion 1 1 mol Al, ΔG 0 р-TION 1 = -701.98 / 2 = -350.99 kJ'ye eşittir.
Gaz halindeki hidrojen klorürün (1 mol başına) kalay ile reaksiyonu için ΔG 0'ı hesaplayalım:
Sn(ler) + 2HCl (g) = SnCl 2 (ler) + H 2
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
Her iki reaksiyon da ΔG0˂0'a sahiptir, bu nedenle kendiliğinden ileri yönde ilerlerler, ancak gaz halindeki hidrojen klorür alüminyum ile daha yoğun etkileşime girecektir çünkü ΔG 0 r-tion 1 ˂ ΔG 0 r-tion 2
Görev 5. Hesaplamalara başvurmadan hangi işaretlerin (>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).
Sabit sıcaklık ve basınçta Gibbs enerjisindeki değişim entalpi ve entropi ile şu ifadeyle ilişkilidir:
ΔG = ΔH – TΔS.
Entropi bir sistemin düzensizliğinin ölçüsüdür. Sistemdeki düzensizlik ne kadar büyükse (gaz halindeki maddeler ne kadar fazlaysa), entropi değeri de o kadar büyük olur. Bu reaksiyonda gazların mol sayısı sağ tarafta 5, sol tarafta ise 4 olup, bu da sistemin entropisinin ΔS˂0 azalması anlamına gelir.
Problemin koşullarına göre reaksiyon ileri yönde ilerler, dolayısıyla ΔG˂0 olur.
Normal koşullar altında TΔS ˂˂ ΔH dolayısıyla bu durumda ΔH˂0 ekzotermik bir reaksiyondur.
Burada entalpi, entropi gibi termodinamik parametrelerin hesaplanmasına yönelik problem örnekleri bulacaksınız. Prosesin kendiliğinden oluşma olasılığının belirlenmesi ve termokimyasal denklemlerin hazırlanması.
Termodinamiğin temelleri bölümüyle ilgili problemler ve çözümleri
Problem 1. Bir kimyasal reaksiyonun standart entalpisini ve standart entropisini hesaplayın. 298 °K'de reaksiyonun hangi yönde (doğrudan veya ters) ilerleyeceğini belirleyin. Reaksiyonun her iki yönünün eşit derecede muhtemel olduğu sıcaklığı hesaplayın.
Fe 2 Ö 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 Ö (g)
Δ Hilçeler = AH 0 dolandırıcılık– AH 0 referans kJ/mol
Referans verilerini kullanma standart entalpiler bulduğumuz maddeler:
Δ Hilçeler= 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 Silçeler=Σ S 0 dolandırıcılık– Σ S 0 referans J/(mol K)
Referans verilerini kullanma standart entropiler bulduğumuz maddeler:
Δ Silçeler= 2· Δ S 0 Fe + 3 Δ S 0 H2O— Δ S 0 Fe2 O3 - 3 Δ S 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
T=298°K'da, ΔG> 0 – reaksiyon kendiliğinden gerçekleşmez, yani. reaksiyon ters yönde ilerleyecektir.
ΔG = Δ H – TΔS= 0, Daha sonra
T= — (ΔG – Δ H) / ΔS= — (0-96,7)/0,137 = 705,83 K
T = 705,83 K'de reaksiyon hem ileri hem de geri yönde eşit olasılıkla ilerleyecektir.
Görev 2. Gibbs enerjisini hesaplayın ve reaksiyonun 1000 ve 3000 K sıcaklıklarda meydana gelme olasılığını belirleyin.
Sıvı karbon disülfürün yanmasına ilişkin reaksiyon denklemi aşağıdaki gibidir:
CS2 (l) + 3O2 = C02 + 2SO2
Reaksiyonun termal etkisini, maddelerin standart entalpileri yerine referans verilerini aşağıdaki ifadeye koyarak hesaplıyoruz:
Δ Hilçeler = AH 0 dolandırıcılık– AH 0 referans kJ/mol
Δ Hilçeler= 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
Onlar. yanma sırasında 1 mol karbon disülfit açığa çıkar 1075,1kJ sıcaklık
ve yanma sırasında X benler karbon disülfit açığa çıkar 700kJ sıcaklık
Bulacağız X:
X= 700 1/1075,1 = 0,65 mol
Yani reaksiyon sonucunda 700 kJ ısı açığa çıkarsa 0,65 mol CS2 reaksiyona girecektir.
Problem 4. Aşağıdaki termokimyasal denklemlere dayanarak demir (II) oksidin hidrojen ile indirgenme reaksiyonunun termal etkisini hesaplayın:
1. FeO (k) + CO (g) = Fe (k) + C02 (g); AH1 = -18,20 kJ;
2. CO (g) + 1/202 (g) = C02 (g) ΔH2 = -283,0 kJ;
3. H 2 (g) + ½ O 2 (g) = H 2 O (g) ΔH3 = -241,83 kJ.
Demir (II) oksidin hidrojen ile indirgenme reaksiyonu aşağıdaki forma sahiptir:
4. FeO (k) + H2 (g) = Fe (k) + H20 (g)
Reaksiyonun termal etkisini hesaplamak için aşağıdakilerin uygulanması gerekir; reaksiyon 4., reaksiyon 1. ve 2.'nin toplanması ve reaksiyon 1'in çıkarılmasıyla elde edilebilir:
Δ Hilçeler= Δ H 1 + Δ H 3 – Δ H 2 = -18,2 – 241,3 + 283 = 23 kJ
Böylece, reaksiyonun termal etkisi demir (II) oksidin hidrojen ile indirgenmesi eşittir
Δ Hilçeler= 23kJ
Problem 5. Benzenin yanma reaksiyonu termokimyasal denklemle ifade edilir:
C 6 H 6 (l) + 7½ O 2 (g) = 6 C02 (g) + 3 H 2 O (g) – 3135,6 kJ.
Sıvı benzenin oluşum ısısını hesaplayın. Standart koşulların normal koşullarla örtüşmesi koşuluyla sıvı benzenin kalorifik değerini belirleyin.
Reaksiyonun termal etkisi:
Δ Hilçeler = AH 0 dolandırıcılık– AH 0 referans kJ/mol
Bizim durumumuzda Δ Hilçeler= – 3135,6 kJ, sıvı benzenin oluşum ısısını bulalım:
Δ Hilçeler= 6· Δ H 0 O2 + 3 ile Δ H 0 H2O— Δ H 0 C6 H6 – 7,5 Δ H 0 O2
-Δ H 0 C6 H6 = Δ Hilçeler- 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
Kalorifik değer Sıvı benzen aşağıdaki formülle hesaplanır:
QT= Δ Hilçeler· 1000/ay
M(benzen) = 78 g/mol
QT= – 3135,6 1000 / 78 = – 4,02 10 4 kJ/kg
Kalorifik değer sıvı benzen Q T = - 4,02 10 4 kJ/kg
Problem 6. Etil alkolün oksidasyon reaksiyonu aşağıdaki denklemle ifade edilir:
C2H5OH (l) + 3,0 O2 (g) = 2C02 (g) + 3H20 (l).
ΔH c.r'yi bilerek C 2 H 5 OH (l)'nin oluşum ısısını belirleyin. = - 1366,87 kJ. Termokimyasal denklemi yazın. C2H5OH (g) oluşum ısısının –235,31 kJ mol -1'e eşit olduğu biliniyorsa, C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) molar buharlaşma ısısını belirleyin.
Verilen verilere dayanarak şunu yazıyoruz: termokimyasal denklem:
C2H5OH (l) + 3O2 (g) = 2C02 (g) + 3H20 (l) + 1366,87 kJ
Termal etki reaksiyonlar eşittir:
Δ Hilçeler = AH 0 dolandırıcılık– AH 0 referans kJ/mol
Bizim durumumuzda Δ Hilçeler= – 1366,87 kJ.
Referans verilerini kullanma maddelerin oluşum ısıları, C 2 H 5 OH (l)'nin oluşum ısısını bulalım:
Δ Hilçeler= 2· Δ H 0 O2 + 3 ile Δ H 0 H2O— Δ H 0 C2 H5OH(l) – 3 Δ H 0 O2
– 1366,87 =2·(-393,51) + 3·(-285,84)— Δ H 0 C2 H5OH – 3 0
Δ H 0 C2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol
Δ H 0 C2 H5OH(g) = Δ H 0 C2 H5OH(l) + Δ H 0 buharlaşma
Δ H 0 buharlaşma = Δ H 0 C2 H5OH(g) — Δ H 0 C2 H5OH(l)
Δ H 0 buharlaşma= - 235,31 + 277,36 = 42,36 kJ/mol
C 2 H 5 OH (l) oluşum ısısının şuna eşit olduğunu belirledik:
Δ H 0 C2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol
ve molar buharlaşma ısısı C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) şuna eşittir:
Δ H 0 buharlaşma= 42,36 kJ/mol
Sorun 7. Standart koşullar altında ekzotermik reaksiyonun imkansız olduğunu nasıl açıklayabiliriz:
C02 (g) + H2 (g) ↔ CO (g) + H20 (l) ?
Bu reaksiyon için ΔG'yi hesaplayın. Bu reaksiyon hangi sıcaklıklarda kendiliğinden gerçekleşir?
Haydi hesaplayalım ΔG bu reaksiyon:
ΔG = Δ H – TΔS
Bunu yapmak için öncelikle tanımlarız. Δ HVe ΔS reaksiyonlar:
Δ Hilçeler = AH 0 dolandırıcılık– AH 0 referans kJ/mol
Referans verilerini kullanma standart entalpiler bulduğumuz maddeler:
Δ Hilçeler= 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 Silçeler=Σ S 0 dolandırıcılık– Σ S 0 referans J/(mol K)
Aynı şekilde referans verilerini kullanarak standart entropiler bulduğumuz maddeler:
Δ Silçeler= Δ S 0 H2 O(l) + Δ S 0 CO— Δ S 0 CO2 — Δ S 0 H2 = 197,5 + 70,1 - 213,7 - 130,52 = -76,6 J/(mol K)
Bulacağız Gibbs'in enerjisi standart koşullar altında
ΔGilçeler= Δ H – TΔS= -2,8 + 298 76,6 /1000 = 20 kJ/mol> 0,
bu nedenle reaksiyon kendiliğindendir çalışmıyor.
Bu reaksiyonun hangi sıcaklıklarda gerçekleştiğini bulalım. doğal.
Denge halinde ΔGilçeler = 0 , Daha sonra
T = Δ H/ ΔS = -2,8/(-76,6 1000) = 36,6 Bin
Görev 8. Tablo verilerine dayanarak ΔG ve ΔS'yi hesapladıktan sonra reaksiyonun termal etkisini belirleyin:
2 NO (g) + Cl 2 (g) ↔ 2 NOCl (g).
Sabit sıcaklık ve basınçta değişim Gibbs'in enerjisi
ΔG = Δ H – TΔS
Tablo verilerine dayanarak hesaplıyoruz ΔG ve ΔS
ΔG 0 ilçeler= Σ ΔG 0 dürtükleme — Σ ΔG 0 referans
ΔGilçeler= 2· ΔG 0 NOCI(G) — 2· ΔG 0 HAYIR(G) — ΔG 0 Cl2(g)
ΔGilçeler= 2· 66,37 — 2· 89,69 – 0 = — 40,64 kJ/mol
ΔGilçeler < 0 , Bu, reaksiyonun kendiliğinden olduğu anlamına gelir.
Δ Silçeler=Σ S 0 dolandırıcılık– Σ S 0 referans J/(mol K)
Δ Silçeler = 2· ΔS 0 NOCI(G) — 2· ΔS 0 HAYIR(G) — ΔS 0 Cl2(g)
Δ Silçeler = 2· 261,6 — 2· 210,62 – 223,0 = -121,04 J/(mol K)
Bulacağız Δ H :
Δ H = ΔG + TΔS
Δ H = - 40,64 + 298 (-121,04/1000) = - 76,7 kJ/mol
Reaksiyonun termal etkisi Δ H = — 76,7 kJ/mol
Sorun 9. Hidrojen klorür gazı neyle daha yoğun etkileşime girecek (1 mol başına): alüminyum mu yoksa kalay mı? Her iki reaksiyonun ΔG 0 değerini hesaplayarak cevabınızı veriniz. Reaksiyon ürünleri katı tuz ve hidrojen gazıdır.
Haydi hesaplayalım ΔG 0 gaz halindeki hidrojen klorürün (1 mol başına) alüminyum ile etkileşiminin reaksiyonu için
2Al(t) + 6HCl (g) = 2AlCl3 (t) + 3H2
ΔG 0 ilçeler= Σ ΔG 0 dürtükleme — Σ ΔG 0 referans kJ/mol
ΔG 0 ilçeler1= 2· ΔG 0 AlCl3 (t) + 3 ΔG 0 H2 — 2· ΔG 0 Al (t) - 6ΔG 0 HC1(G)
ΔG 0 ilçeler1= 2· (-636,8) + 3·0 — 20 - 6(-95,27) = -701,98 kJ/mol
Reaksiyona 2 mol Al(t) katılır, ardından ΔGilçeler1 1 mol Al(t) eşittir
ΔG 0 bölge 1 = -701,98 / 2 = -350,99 kJ/mol
Haydi hesaplayalım ΔG 0 gaz halindeki hidrojen klorürün (1 mol başına) kalay ile etkileşiminin reaksiyonu için:
Sn(ler) + 2HCl (g) = SnCl 2 (ler) + H 2
ΔG 0 ilçeler2 =ΔG 0 SnCl 2 (t) + ΔG 0 H2 — ΔG 0 Sn(t) — 2·ΔG 0 HC1(G)
ΔG 0 bölge 2 = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 kJ/mol
Her iki reaksiyon da var ΔG 0 <0 , bu nedenle kendiliğinden ileri yönde akarlar, ancak gaz halindeki hidrojen klorür alüminyum ile daha yoğun etkileşime girecektir çünkü
ΔG 0 bölge 1˂ ΔG 0 bölge 2
Problem 10. Hesaplamalara başvurmadan hangi işaretlerin (>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)
Sıcaklıktaki artış kimyasal reaksiyonun yönünü nasıl etkiler?
Sabit sıcaklık ve basınçta Gibbs enerji değişimi entalpi ve entropi ile şu ifadeyle ilişkilidir:
ΔG = Δ H – TΔS