Ako určiť entalpiu z teploty. Výpočet entalpie

Počas chemických reakcií sa teplo absorbuje alebo uvoľňuje do prostredia. Táto výmena tepla medzi chemickou reakciou a jej okolím sa nazýva entalpia alebo H. Entalpiu však nemožno merať priamo, preto je bežné vypočítať zmenu teploty okolia (označuje sa ∆H). ∆H ukazuje, že počas chemickej reakcie sa teplo uvoľňuje do prostredia (exotermická reakcia) alebo sa teplo absorbuje (endotermická reakcia). Entalpia sa vypočíta takto: ∆H = m x s x ∆T, kde m je hmotnosť reaktantov, s je tepelná kapacita reakčného produktu, ∆T je zmena teploty v dôsledku reakcie.

Kroky

Riešenie problémov s entalpiou

Identifikujte reaktanty a produkty reakcie. Každá chemická reakcia má reaktanty a reakčné produkty. Produkt reakcie je vytvorený ako výsledok interakcie činidiel. Inými slovami, reaktanty sú zložky v receptúre a produktom reakcie je hotové jedlo. Aby ste našli ∆H reakcie, potrebujete poznať reaktanty a produkty reakcie.

• Napríklad je potrebné nájsť entalpiu reakcie tvorby vody z vodíka a kyslíka: 2H 2 (vodík) + O 2 (kyslík) → 2H 2 O (voda). V tejto reakcii H 2 A O2- činidlá a H2O- produkt reakcie.

1. Určite celkovú hmotnosť činidiel.Ďalej musíte vypočítať hmotnosť reaktantov. Ak ich nemôžete odvážiť, vypočítajte molekulovú hmotnosť, aby ste našli skutočnú. Molekulová hmotnosť je konštanta, ktorú možno nájsť v periodickej tabuľke alebo iných tabuľkách molekúl a zlúčenín. Vynásobte hmotnosť každého reaktantu počtom mólov.

   • V našom príklade majú reaktanty vodík a kyslík molekulové hmotnosti 2 g a 32 g. Pretože používame 2 móly vodíka (koeficient v chemickej reakcii pred vodíkom H2) a 1 mól kyslíka (žiadny koeficient pred O2 znamená 1 mól), celková hmotnosť reaktantov sa vypočíta takto:
     2 x (2 g) + 1 x (32 g) = 4 g + 32 g = 36 g

2. Určite tepelnú kapacitu produktu.Ďalej určte tepelnú kapacitu reakčného produktu. Každá molekula má určitú tepelnú kapacitu, ktorá je konštantná. Nájdite túto konštantu v tabuľkách v učebnici chémie. Existuje niekoľko jednotiek na meranie tepelnej kapacity; v našich výpočtoch budeme používať J/g°C.

   • Všimnite si, že ak máte viacero reakčných produktov, budete musieť vypočítať tepelnú kapacitu každého z nich a potom ich spočítať, aby ste získali entalpiu celej reakcie.
   • V našom príklade je reakčným produktom voda, ktorá má tepelnú kapacitu 4,2 J/g°C.

3. Nájdite zmenu teploty. Teraz nájdeme ∆T - teplotný rozdiel pred a po reakcii. Od počiatočnej teploty (T1) odpočítajte konečnú teplotu (T2). Kelvinova (K) stupnica sa najčastejšie používa v chemických problémoch (hoci stupnica Celzia (°C) poskytne rovnaký výsledok).

   • V našom príklade predpokladajme, že počiatočná reakčná teplota bola 185 K a po reakcii bola 95 K, čo znamená, že ∆T sa vypočíta takto:
     ∆T = T2 – T1 = 95 K - 185 K = -90 tis

4. Nájdite entalpiu pomocou vzorca ∆H = m X s x ∆T. Ak m je hmotnosť reaktantov, s je tepelná kapacita reakčného produktu a ∆T je zmena teploty, potom je možné vypočítať entalpiu reakcie. Hodnoty dosaďte do vzorca ∆H = m X s x ∆T a získajte entalpiu. Výsledok sa vypočíta v jouloch (J).

   • V našom príklade sa entalpia vypočíta takto:
     ∆H = (36 g) × (4,2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 J

5. Zistite, či sa energia počas danej reakcie uvoľňuje alebo absorbuje. Jedným z najčastejších dôvodov výpočtu ∆H v praxi je zistiť, či reakcia bude exotermická (uvoľňuje teplo a znižuje vlastnú energiu) alebo endotermická (absorbuje teplo z okolia a zvyšuje vlastnú energiu). Ak je hodnota ∆H kladná, potom je reakcia endotermická. Ak je negatívny, potom je reakcia exotermická. Čím väčšia je absolútna hodnota ∆H, tým viac energie sa uvoľní alebo absorbuje. Buďte opatrní, ak idete robiť praktický experiment: pri reakciách s vysokými hodnotami entalpie môže dôjsť k veľkému uvoľneniu energie a ak k nemu dôjde rýchlo, môže dôjsť k výbuchu.

   • V našom príklade bol konečný výsledok -13608 J. Pred hodnotou entalpie je záporné znamienko, čo znamená, že reakcia exotermický. Horúce plyny (vo forme pary) H 2 a O 2 musia uvoľniť určité množstvo tepla, aby vytvorili molekulu vody, to znamená, že reakcia za vzniku H 2 O je exotermická.

   Odhad entalpie

   1. Vypočítajte energie väzby na odhad entalpie. Takmer všetky chemické reakcie vedú k rozpadu niektorých väzieb a vzniku iných. Energia ako výsledok reakcie sa nikde neobjaví a nezničí sa: je to energia, ktorá je potrebná na prerušenie alebo vytvorenie týchto väzieb. Preto sa dá celkom presne odhadnúť zmena entalpie celej reakcie súčtom energií týchto väzieb.

      Na odhad entalpie použite entalpiu tvorby. Entalpia tvorby umožňuje vypočítať ∆H výpočtom reakcií tvorby reaktantov a produktov. Ak je známa entalpia tvorby reakčných produktov a reaktantov, potom môžete odhadnúť entalpiu ako celok pridaním, ako v prípade energie diskutovanej vyššie.

   2. Nezabudnite na znamienka pred hodnotami entalpie. Pri výpočte entalpie tvorby otočíte vzorec na určenie entalpie reakcie produktu a znamienko entalpie by sa malo zmeniť. Inými slovami, ak otočíte vzorec, znamienko entalpie by sa malo zmeniť na opačné.

      • V príklade si všimnite, že reakcia tvorby produktu C2H5OH je napísaná opačne. C2H5OH -> 2C + 3H2 + 0,502, to znamená, že C2H5OH sa rozkladá a nie je syntetizovaný. Preto je znamienko entalpie pri takejto reakcii kladné, 228 kJ/mol, hoci entalpia tvorby C 2 H 5 OH je -228 kJ/mol.

   Pozorovanie entalpie počas experimentu

   1. Vezmite čistú nádobu a nalejte do nej vodu. Nie je ťažké vidieť princípy entalpie v praxi - stačí urobiť jednoduchý experiment. Je dôležité, aby výsledok experimentu nebol ovplyvnený cudzími nečistotami, preto je potrebné nádobu umyť a sterilizovať. Vedci používajú na meranie entalpie špeciálne uzavreté nádoby nazývané kalorimetre, no dobre poslúži aj sklenená kadička alebo banka. Naplňte nádobu čistou vodou z vodovodu pri izbovej teplote. Odporúča sa vykonať experiment v chladnej miestnosti.

      • Na experiment je vhodné použiť malú nádobu. Budeme sa pozerať na entalpiu reakcie vody s Alka-Seltzerom, takže čím menej vody sa použije, tým zreteľnejšia bude zmena teploty.

Termodynamika

Disciplína: všeobecná chémia.

Denné vzdelávanie.

Ministerstvo zdravotníctva a sociálneho rozvoja Ruskej federácie

Štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vysokého školstva

Odborné školstvo

Štátna lekárska univerzita v Saratove

Pomenovaný po V.I. Razumovského“ Ministerstvo zdravotníctva a sociálnych vecí

Rozvoj Ruskej federácie

(Saratovská štátna lekárska univerzita pomenovaná po V.I. Razumovskom, ministerstve zdravotníctva a sociálneho rozvoja Ruska)

Pokyny pre laboratórny a praktický výcvik

pre študentov medicíny

Termodynamika

Disciplína: všeobecná chémia.

Denné vzdelávanie.

Trvanie lekcie: 90 minút.

Vývoj zostavil ass. Kulíková L.N.

Ciele

formovanie predstáv o fyzikálnych a chemických aspektoch ako najdôležitejších biochemických procesoch v organizme.

Základné znalosti študentov:

Koncept tepelného účinku chemickej reakcie zo školského kurzu chémie. Exotermické a endotermické reakcie.

Študent musí vedieť: Prvý zákon termodynamiky. Pojmy: entalpia, entropia. Hessov zákon. Aplikácia prvého zákona termodynamiky na biosystémy. Druhý zákon termodynamiky. Gibbsova energia.

Študent musí byť schopný:vypočítajte štandardnú entalpiu chemickej reakcie pomocou štandardných entalpií vzniku a horenia chemických zlúčenín podľa Hessovho zákona, entropia chemickej reakcie, Gibbsova energia.

Plán prípravy:

1) Prečítajte si otázky a pripravte sa na lekciu (Príloha 1)

2) Pochopiť stručný teoretický materiál (Príloha 2) a text prednášky „Základné pojmy termodynamiky. Prvý a druhý princíp termodynamiky."

3) Ak sú niektoré časti prednášky ťažko pochopiteľné, musíte si prečítať nasledujúce učebnice:

4) Odpovedzte na otázky na sebaovládanie (príloha 3).

5) Vykonajte tréningový test a skontrolujte správnosť vykonania pomocou kľúča (Príloha 4).

6) Vyriešte situačný problém a porovnajte prijatú odpoveď so štandardom (Príloha 5).

Príloha 1: Otázky na prípravu na hodinu

1) Predmet a metódy chemickej termodynamiky. Vzťah medzi metabolickými a energetickými procesmi v tele. Chemická termodynamika ako teoretický základ bioenergie.

2) Základné pojmy termodynamiky. Intenzívne a rozsiahle parametre. Štátna funkcia. Vnútorná energia. Práca a teplo sú dve formy prenosu energie.

3) Typy termodynamických systémov (izolované, uzavreté, otvorené).

4) Typy termodynamických procesov (izotermické, izobarické, izochorické).

5) Prvý zákon termodynamiky.

6) Entalpia. Štandardná entalpia tvorby látky, štandardná entalpia horenia látky. Štandardná entalpia reakcie.

7) Hessov zákon.

8) Aplikácia prvého zákona termodynamiky na biosystémy.

9) Druhý zákon termodynamiky. Reverzibilné a nevratné procesy v termodynamickom zmysle. Entropia.

10) Gibbsova energia. Predpovedanie smeru spontánnych procesov v izolovaných a uzavretých systémoch; úloha faktorov entalpie a entropie. Podmienky termodynamickej rovnováhy.

11) Štandardná Gibbsova energia tvorby látky, štandardná Gibbsova energia biologickej oxidácie látky. Štandardná Gibbsova energia reakcie.

12) Koncept exergonických a endergonických procesov vyskytujúcich sa v tele. Princíp energetického prepojenia.

Príloha 1: Stručný teoretický materiál

Už koncom 18. storočia bolo známe, že ľudský život je prepojený proces chemických premien (oxidácia potravy a pod.) a energetického metabolizmu v organizme (A. Lavoisier, P. Laplace).

Chemická termodynamika – Toto je odvetvie fyzikálnej chémie, ktoré študuje vzájomnú premenu tepla a energie počas chemickej reakcie.

Termodynamika je založená na množstve pojmov: systém, stav systému, parametre stavu systému, funkcie stavu systému, vnútorná energia systému atď.

Termodynamický systém – ide o teleso alebo skupinu telies, ktoré sa navzájom ovplyvňujú a sú oddelené od prostredia reálnym alebo imaginárnym rozhraním.

Izolovaný systém - Ide o systém, ktorý si s prostredím nevymieňa ani hmotu, ani energiu.

Uzavretý systém - Ide o systém, ktorý nevymieňa hmotu s okolím, ale vymieňa energiu.

Otvorený systém - Ide o systém, ktorý vymieňa hmotu aj energiu s prostredím.

Príkladom otvoreného systému je živá bunka.

Stav systémuje súbor vlastností systému, ktorý umožňuje opísať systém z hľadiska termodynamiky.

Napríklad na posúdenie stavu ľudského tela ako termodynamického systému musí lekár vyhodnotiť niektoré jeho vlastnosti (teplota, tlak, koncentrácia biologických tekutín).

Fyzikálne vlastnosti charakterizujúce stav systému sú tzv parametre stavu systému.

Interakcia systému s prostredím je badateľná zmenami parametrov systému.

Rozsiahle možnosti – sú to parametre, ktoré závisia od množstva látky v systéme a sú sčítané, keď sa systémy kombinujú(objem, hmotnosť, energia, plocha atď.).

Intenzívne parametre – ide o parametre, ktoré nezávisia od množstva látky a vyrovnávajú sa pri kombinácii systémov(teplota, tlak, koncentrácia, hustota, povrchové napätie).

Parametre stavu sú spojené stavovou rovnicou.

Nazýva sa prechod systému z jedného stavu do druhého so zmenou aspoň jedného parametra termodynamický proces.

Ak proces prebieha pri konštantnom tlaku, ide o tzv izobarický proces. Pri konštantnej hlasitosti - izochorický pri konštantnej teplote - izotermický .

Stavová funkcia- to je charakteristika systému, ktorý sa nedá priamo merať, ale počíta sa cez stavové parametre. Hodnota stavovej funkcie nezávisí od spôsobu jej dosiahnutia, ale len od počiatočného a konečného stavu systému.

Jednou z takýchto funkcií je vnútorná energia.

Vnútorná energia- súčet všetkých druhov energií pohybu a interakcie častíc, ktoré tvoria systém.

V 19. storočí nemecký lodný lekár Mayer Yu.R. a anglický vedec Joule D. ukázali, že teplo a práca sú schopné vzájomnej premeny, pričom ide o rôzne spôsoby prenosu energie.

Teplo- forma prenosu energie chaotickým pohybom mikročastíc.

Job- forma prenosu energie prostredníctvom usmerneného pohybu makrosystému ako celku.

Mayer pri pozorovaní ľudí v rôznych klimatických zónach dospel k záveru, že spaľovacie teplo potravy sa využíva na udržanie konštantnej telesnej teploty a na vykonávanie svalovej práce. Toto pozorovanie tvorilo základ 1. zákona termodynamiky.

Prvý zákon termodynamiky (prvý zákon termodynamiky):
energia nevzniká z ničoho a nezaniká bez stopy, ale prechádza z jedného druhu energie do druhého

alebo prírastok vnútornej energie systému v určitom procese sa rovná teplu prijatému systémom plus práci vykonanej na systéme.

∆U=Q+A

∆U - vnútorná energia

Q - teplo

Práca

Na základe 1. termodynamického zákona, ktorý je základným prírodným zákonom, jednoduché výpočty poskytujú cenné informácie o procesoch metabolizmu a energie v tele.

Termochémiaje oblasť termodynamiky, ktorá študuje teplo chemických reakcií.

Hessov zákon:teplo chemickej reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku alebo objeme nezávisí od dráhy procesu, ale iba od počiatočného a konečného stavu systému.

Ak niektoré látky možno získať od iných rôznymi spôsobmi, potom sa celkový tepelný účinok pozdĺž prvej cesty rovná celkovému tepelnému účinku pozdĺž druhej cesty. Hessov zákon umožňuje v praxi vypočítať tepelné účinky reakcií, ktoré sa ťažko sledujú alebo vyžadujú dlhý čas. Napríklad celkové teplo biologickej oxidácie potravín v tele sa rovná teplu ich priameho spaľovania.

Entalpiaje funkciou stavu, ktorého prírastok sa rovná tepelnému účinku procesu prebiehajúceho pri konštantnom tlaku.

Metódy výpočtu štandardnej entalpie chemickej reakcie

1) Podľa štandardných entalpií (tepel) tvorby látok

Štandardná entalpia (teplo) vzniku látkyje tepelný účinok reakcie vzniku 1 mólu chemickej zlúčeniny z jednoduchých látok za štandardných podmienok: T=289 K, P=1 atm=101325 Pa.

Teploty tvorby jednoduchých látok sú nulové.

ν i, ν j sú stechiometrické koeficienty pred príslušnými látkami v reakčnej rovnici.

2) Podľa štandardných entalpií (teplôt) spaľovania látok

Štandardná entalpia (teplo) horenia látkyje tepelný účinok reakcie úplného spálenia 1 mólu chemickej zlúčeniny za štandardných podmienok.

Predpokladá sa, že spaľovacie teplo vyšších oxidov (vrátane CO 2 a H 2 O) je nulové.

Druhý termodynamický zákon stanovuje možnosť, smer a hĺbku spontánneho procesu.

Spontánny proces- proces, ktorý prebieha bez akýchkoľvek vonkajších vplyvov a približuje systém k rovnovážnemu stavu.

Termodynamicky reverzibilný proces– proces, ktorý prebieha v doprednom a spätnom smere bez zmien v systéme a v prostredí, t.j. pri prechode z počiatočného stavu do konečného stavu sú všetky medzistavy rovnovážne.

V prítomnosti nerovnovážnych medzistavov sa proces zvažuje termodynamicky ireverzibilné.

V prírode sú systémy s minimálnou energiou stabilné. Potom by mali byť spontánne iba exotermické procesy. Ale to nie je pravda. To znamená, že existuje ďalšie kritérium pre spontánny výskyt procesu - entropia (S).

Entropia - miera energetickej poruchy v systéme, miera chaosu, miera tej energie, ktorá sa rozptýli vo forme tepla a nepremení sa na prácu.

Druhý termodynamický zákon (druhý termodynamický zákon):

Procesy prebiehajú spontánne, čo vedie k zvýšeniu celkovej entropie systému a prostredia

Systém ΔS + prostredie ΔS ≥ 0 alebo ΔS ≥ 0

Fyzikálny význam entropie:

entropia je množstvo energie rozptýlenej 1 mólom látky na 1 stupeň.

Entropia je rozsiahla funkcia. Entropia je úmerná hmotnosti; vzťahuje sa na 1 mol alebo 1 gram látky. To znamená, že entropia systému sa rovná súčtu entropií jeho častí:

S=

Entropia je funkciou stavu systému. To znamená, že charakterizuje systém, nie proces. Jeho zmena závisí len od počiatočného a konečného stavu systému a nezávisí od cesty prechodu:

Pre chemickú reakciu zmena entropie: pokrač. - ref

Súvisiace informácie.

Tepelný účinok chemickej reakcie alebo zmena entalpie systému v dôsledku výskytu chemickej reakcie - množstvo tepla pripísaného zmene chemickej premennej prijatej systémom, v ktorom prebehla chemická reakcia a reakčné produkty nadobudli teplotu reaktanty.

Entalpia, tepelná funkcia A tepelný obsah- termodynamický potenciál, charakterizujúci stav sústavy v termodynamickej rovnováhe pri voľbe tlaku, entropie a počtu častíc ako nezávislých premenných.

Zmena entalpie nezávisí od dráhy procesu, je určená iba počiatočným a konečným stavom systému. Ak sa systém nejakým spôsobom vráti do pôvodného stavu (kruhový proces), potom sa zmena ktoréhokoľvek z jeho parametrov, ktorá je funkciou stavu, rovná nule, teda D H = 0

Aby bol tepelný efekt veličinou, ktorá závisí len od charakteru prebiehajúcej chemickej reakcie, musia byť splnené tieto podmienky:

· Reakcia musí prebiehať buď pri konštantnom objeme Q v (izochorický proces), alebo pri konštantnom tlaku Q p( izobarický proces).

Molárna tepelná kapacita pri konštantnom tlaku sa označuje ako C p. V ideálnom plyne súvisí s tepelnou kapacitou pri konštantnom objeme Mayerov vzťah C p = C v + R.

Molekulárna kinetická teória umožňuje vypočítať približné hodnoty molárnej tepelnej kapacity pre rôzne plyny cez hodnotu univerzálna plynová konštanta:

· pre monoatomické plyny, to znamená asi 20,8 J/(mol K);

· pre dvojatómové plyny, to znamená asi 29,1 J/(mol K);

· pre viacatómové plyny C p = 4R t.j. asi 33,3 J/(mol K).

kde tepelná kapacita pri konštantnom tlaku je označená ako C p

V systéme sa nevykonávajú žiadne práce, okrem dilatačných prác možných pri P = konšt.

Ak sa reakcia uskutočňuje za štandardných podmienok pri T = 298 K = 25 °C a P = 1 atm = 101325 Pa, tepelný účinok sa nazýva štandardný tepelný účinok reakcie alebo štandardná entalpia reakcie D. H rO. V termochémii sa štandardné reakčné teplo vypočíta pomocou štandardných entalpií tvorby.

Na výpočet teplotnej závislosti reakčnej entalpie je potrebné poznať molár tepelná kapacita látky zapojené do reakcie. Zmena entalpie reakcie so zvyšujúcou sa teplotou z T 1 na T 2 sa vypočíta podľa Kirchhoffovho zákona (predpokladá sa, že v danom teplotnom rozsahu molárne tepelné kapacity nezávisia od teploty a neexistuje fázové premeny):

Ak sa v danom teplotnom rozsahu vyskytnú fázové transformácie, potom je pri výpočte potrebné vziať do úvahy tepla zodpovedajúcich transformácií, ako aj zmenu teplotnej závislosti tepelnej kapacity látok, ktoré prešli takýmito transformáciami:

kde DC p (T1, Tf) je zmena tepelnej kapacity v teplotnom rozsahu od T1 po teplotu fázového prechodu; DC p (Tf, T2) je zmena tepelnej kapacity v teplotnom rozsahu od teploty fázového prechodu po konečnú teplotu a Tf je teplota fázového prechodu. Štandardná entalpia spaľovania

Štandardná entalpia spaľovania- D H hor o, tepelný účinok spaľovacej reakcie jedného mólu látky v kyslíku na vznik oxidov v najvyššom oxidačnom stupni. Predpokladá sa, že spalné teplo nehorľavých látok je nulové.

Štandardná entalpia roztoku- D H roztok, tepelný efekt procesu rozpúšťania 1 molu látky v nekonečne veľkom množstve rozpúšťadla. Pozostáva z tepla ničenia kryštálová mriežka a teplo hydratácia(alebo teplo riešenie pre nevodné roztoky), uvoľnené v dôsledku interakcie molekúl rozpúšťadla s molekulami alebo iónmi rozpustenej látky za vzniku zlúčenín rôzneho zloženia - hydrátov (solvátov). Zničenie kryštálovej mriežky je zvyčajne endotermický proces - D H resh > 0 a hydratácia iónov je exotermická, D H hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ДH Resh a D H hydr entalpia rozpúšťania môže mať kladné aj záporné hodnoty. Takže rozpustenie kryštalického hydroxid draselný sprevádzané uvoľňovaním tepla:

D H roztok KOH o = D H rozhodnúť o + D H hydrK +o + D H hydroOH-o = -59 KJ/mol

Pod entalpiou hydratácie - D H hydr, označuje teplo, ktoré sa uvoľňuje pri prechode 1 mólu iónov z vákua do roztoku.

Tepelná kapacitas P , c V[J. mol -1. K -1, kal. mol -1. K -1]

Skutočná molárna tepelná kapacita:

pri V = konšt V =; P = konšt P =.

Priemerná molárna tepelná kapacita sa číselne rovná teplu, ktoré sa musí odovzdať jednému mólu látky, aby sa zohrial o 1 K: .

Tepelné kapacity pri konštantnom tlaku alebo objeme sú spojené rovnosťou

Preideálny plyn ;

PreKristus. látok (, T - tepelné koeficienty).

Teplotná závislosť tepelnej kapacity mnohých monatomických kryštálov pri T< q D /12 описывается законом кубов Дебая (q D - характеристическая температура Дебая) c V = aT 3 , при T c V 3R. В области средних температур применяют различные степенные полиномы (см., напр., закон Кирхгофа).

Vládne Dulong a Petit: atómová tepelná kapacita pri V = konštanta pre akúkoľvek jednoduchú kryštalickú látku sa približne rovná V 3R (t. j. 25 J mol -1. K -1).

Pravidlo aditívnosti: ( c P,i je tepelná kapacita štruktúrnych fragmentov, ktoré tvoria zlúčeninu, napríklad atómy alebo skupiny atómov).

Teplo[J. mol -1, kal. mol -1 ] Q je forma prenosu energie z viac ohriateho telesa na menej zohriate, nesúvisiaca s prenosom hmoty a výkonom práce.

Teplo chemickej reakcie pri konštantnom objeme alebo tlaku (t. j. tepelný účinok chemickej reakcie) nezávisí od dráhy procesu, ale je určené iba počiatočným a konečným stavom systému (Hessov zákon):

= U, = H.

Rozdiel v tepelných účinkoch pri P = const (Q P) a V = const (Q V) sa rovná práci vykonanej systémom (V>0) alebo na systéme (V<0) за счет изменения ее объема при завершении изобарно-изотермической реакции:

- = n RT.

Štandardné reakčné teplo sa môže vypočítať pomocou štandardného tepla tvorby () alebo spaľovania () látok:

kde n i,j sú stechiometrické koeficienty v rovnici chemickej reakcie.

Pre ideálne plyny pri T platí P = konšt.: r H = r U + n RT.

Zisťuje sa závislosť tepelného účinku chemickej reakcie od teploty h Kirchhoffov akonóm .

= = , = = ,

tie. vplyv teploty na tepelný účinok reakcie je spôsobený rozdielom v tepelných kapacitách reakčných produktov a východiskových látok, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty:

Pre P = konštanta:

entalpia termodynamická entropia tlak

Ak je teplotná závislosť c P aproximovaná rovnicou

=a+b . T+c . , To

H(T 2 ) = H(T 1 )+a . .

Adsorpčné teplo - Teplo na mól látky, ktoré sa uvoľní pri jej adsorpcii. Adsorpcia je vždy exotermický proces (Q > 0). Pri konštantnej adsorpcii (Г, q = const):

Hodnota Q je nepriamym kritériom na určenie typu adsorpcie: ak Q< 30 40 кДж/моль) - физическая адсорбция, Q >40 kJ/mol - chemisorpcia.

Teplo tvorby - izobarický tepelný účinok chemickej reakcie vzniku danej chemickej zlúčeniny z jednoduchých látok, na jeden mól tejto zlúčeniny. Predpokladá sa, že jednoduché látky reagujú v modifikácii a stave agregácie, ktoré sú stabilné pri danej teplote a tlaku 1 atm.

Spaľovacie teplo (t.s.) - tepelný účinok spálenia 1 mólu látky a ochladenie produktov reakcie na počiatočnú teplotu zmesi. T.S., ak nie je uvedené inak, zodpovedá spaľovaniu C na CO 2, H 2 na H 2 O (kvapalina), pri ostatných látkach sú vždy uvedené produkty ich oxidácie.

Teplo zmeny fázy- teplo absorbované (uvoľnené) v dôsledku rovnovážneho prechodu látky z jednej fázy do druhej (pozri fázový prechod).

Termodynamické premenné (atď.)- veličiny, ktoré kvantitatívne vyjadrujú termodynamické vlastnosti. T.P. rozdelené na nezávislé premenné (merané experimentálne) a funkcie. Poznámka: tlak, teplota, elementárne chemické zloženie – nezávislé a pod., entropia, energia – funkcie. Súbor hodnôt nezávislých premenných špecifikuje termodynamický stav systému (pozri tiež stavovú úroveň). Premenné, ktoré sú pevne dané podmienkami existencie systému, a preto sa nemôžu meniť v medziach uvažovaného problému, sa nazývajú termodynamické parametre.

Rozsiahly - atď., úmerné množstvu látky alebo hmotnosti systému. Prim.: objem, entropia, vnútorná energia, entalpia, Gibbsova a Helmholtzova energia, náboj, povrch.

Intenzívne - atď., nezávisle od množstva látky alebo hmotnosti systému. Poznámka: tlak, termodynamická teplota, koncentrácie, molárne a špecifické termodynamické veličiny, elektrický potenciál, povrchové napätie. Extenzívne atď. sa sčítavajú, intenzívne sa vyrovnávajú.

Článok poskytuje fragment tabuľky nasýtenej a prehriatej pary. Pomocou tejto tabuľky sa z hodnoty tlaku pary určia zodpovedajúce hodnoty parametrov jej stavu.

Tlak pary	Teplota nasýtenia	Špecifický objem	Hustota		Entalpia pary	Výparné teplo (kondenzácia)

Stĺpec 1: Tlak pár (p)

V tabuľke je uvedená absolútna hodnota tlaku pary v baroch. Túto skutočnosť treba mať na pamäti. Keď hovoríme o tlaku, väčšinou hovoríme o pretlaku, ktorý ukazuje tlakomer. Procesní inžinieri však vo svojich výpočtoch používajú absolútny tlak. V praxi tento rozdiel často vedie k nedorozumeniam a zvyčajne s nepríjemnými následkami.

So zavedením systému SI sa prijalo, že pri výpočtoch by sa mal používať iba absolútny tlak. Všetky tlakomery technologických zariadení (okrem barometrov) indikujú predovšetkým pretlak, máme na mysli absolútny tlak. Normálne atmosférické podmienky (na úrovni mora) znamenajú barometrický tlak 1 bar. Pretlak je zvyčajne udávaný v barg.

Stĺpec 2: Teplota nasýtenej pary (ts)

Tabuľka spolu s tlakom ukazuje zodpovedajúcu teplotu nasýtenej pary. Teplota pri zodpovedajúcom tlaku určuje bod varu vody a tým aj teplotu nasýtenej pary. Hodnoty teploty v tomto stĺpci určujú aj teplotu kondenzácie pary.

Pri tlaku 8 bar je teplota nasýtenej pary 170°C. Kondenzát vytvorený z pary pri tlaku 5 bar má zodpovedajúcu teplotu 152 °C.

Stĺpec 3: Špecifický objem (v”)

Špecifický objem je uvedený v m3/kg. So zvyšujúcim sa tlakom pár sa špecifický objem znižuje. Pri tlaku 1 bar je merný objem pary 1,694 m3/kg. Alebo inými slovami, 1 dm3 (1 liter alebo 1 kg) vody počas odparovania zväčší svoj objem 1694-krát v porovnaní s pôvodným kvapalným stavom. Pri tlaku 10 barov je merný objem 0,194 m3/kg, čo je 194-krát viac ako pri vode. Hodnoty špecifického objemu sa používajú pri výpočte priemerov potrubí na paru a kondenzát.

Stĺpec 4: Špecifická hmotnosť (ρ=rho)

Špecifická hmotnosť (tiež nazývaná hustota) sa udáva v kJ/kg. Ukazuje, koľko kilogramov pary obsahuje 1 m3 objemu. So zvyšujúcim sa tlakom sa zvyšuje špecifická hmotnosť. Pri tlaku 6 barov má para s objemom 1m3 hmotnosť 3,17 kg. Pri 10 baroch - už 5,15 kg a pri 25 baroch - viac ako 12,5 kg.

Stĺpec 5: Entalpia nasýtenia (h’)

Entalpia vriacej vody sa udáva v kJ/kg. Hodnoty v tomto stĺpci ukazujú, koľko tepelnej energie je potrebné na privedenie 1 kg vody do varu pri určitom tlaku, alebo koľko tepelnej energie obsahuje kondenzát, ktorý skondenzoval z 1 kg pary pri rovnakom tlaku. Pri tlaku 1 bar je špecifická entalpia vriacej vody 417,5 kJ/kg, pri 10 baroch – 762,6 kJ/kg a pri 40 baroch – 1087 kJ/kg. So zvyšujúcim sa tlakom pary sa zvyšuje entalpia vody a jej podiel na celkovej entalpii pary neustále rastie. To znamená, že čím vyšší je tlak pary, tým viac tepelnej energie zostáva v kondenzáte.

Stĺpec 6: Celková entalpia (h”)

Entalpia sa udáva v kJ/kg. Tento stĺpec tabuľky zobrazuje hodnoty entalpie pary. Tabuľka ukazuje, že entalpia sa zvyšuje až do tlaku 31 bar a klesá s ďalším zvýšením tlaku. Pri tlaku 25 bar je hodnota entalpie 2801 kJ/kg. Pre porovnanie, hodnota entalpie pri 75 baroch je 2767 kJ/kg.

Stĺpec 7: Tepelná energia vyparovania (kondenzácie) (r)

Entalpia odparovania (kondenzácie) sa udáva v kJ/kg. Tento stĺpec ukazuje množstvo tepelnej energie potrebnej na úplné odparenie 1 kg vriacej vody pri príslušnom tlaku. A naopak - množstvo tepelnej energie, ktoré sa uvoľňuje počas procesu úplnej kondenzácie (nasýtenej) pary pri určitom tlaku.

Pri tlaku 1 bar r = 2258 kJ/kg, pri 12 baroch r = 1984 kJ/kg a pri 80 baroch r = len 1443 kJ/kg. Keď tlak stúpa, množstvo tepelnej energie vyparovania alebo kondenzácie klesá.

pravidlo:

So zvyšujúcim sa tlakom pary klesá množstvo tepelnej energie potrebnej na úplné odparenie vriacej vody. A v procese kondenzácie nasýtenej pary pri vhodnom tlaku sa uvoľňuje menej tepelnej energie.

Príklad 1. Výpočet entalpií tvorby látok a tepelných účinkov chemických procesov

1. Štandardná entalpia tvorby plynného ozónu je 142,3 kJ/mol. Uveďte, v ktorej z nasledujúcich reakcií bude tepelný efekt ΔH 0 arr zodpovedať štandardnej entalpii tvorby O 3 (g):

a)30(g) = 03(g); b) 1,502 (g) = 03 (g); c) 02 (g) + 0 (g) = 03 (g); d) 202 (g) = 0 (g) + 03 (g).

Napíšte termochemickú rovnicu pre tento proces.

Riešenie. Podľa definície ΔH 0 ukazuje tepelný efekt reakcie tvorby 1 mol látky O 3 (g) priamou syntézou z jednoduchých látok, ktoré sú stabilné pri 298 K a tlaku 101 kPa. Prípad d) nezodpovedá tejto definícii, pretože nezodpovedá syntéznej reakcii. Prípad c) nespĺňa požiadavku štandardných podmienok, pretože pri 298 K a tlaku 101 kPa nemôže byť kyslík v kvapalnom stave. Prípad a) by sa mal tiež vylúčiť, pretože atómový kyslík O(g) nie je stabilnou formou existencie jednoduchej látky kyslík. Požiadavky definície teda spĺňa iba reakcia b). Termochemická rovnica by vyzerala takto:

02 (g) + 1/202 (g) = 03 (g); AH0 vzorka [03 (g)] = 142,3 kJ/mol.

Odpoveď: podmienky úlohy zodpovedajú rovnici b); AH0 vzorka [03 (g)] = 142,3 kJ/mol.

2. Pri spaľovaní vápnika o hmotnosti 8 g bolo uvoľnené množstvo energie 127 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu.

Riešenie. Najprv si vytvorte chemickú rovnicu pre reakciu horenia kovu v kyslíku: 2Ca + O 2 = 2CaO. Termochemická rovnica sa líši od chemickej rovnice tým, že udáva agregované stavy reaktantov a produktov, ako aj tepelný účinok procesu. Preto bude náš prípad zodpovedať termochemickej rovnici nasledujúceho tvaru:

2Ca(t) + 02 (g) = 2CaO(t), ΔH = X kJ.

V tejto rovnici požadovaný tepelný účinok zodpovedá 2 mólom vápnika.

A podľa podmienok úlohy do reakcie vstúpilo 8 g vápnika, čo zodpovedá látkovému množstvu n Ca = m(Ca)/M(Ca); n Ca = 8 g/40 g/mol = 0,2 mol. Množstvo energie, ktoré sa uvoľní pri spaľovaní 2 mol vápnika vypočítame pomerom: 0,2 mol Ca - -127 kJ

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

Spálením 2 mólov kovového vápnika sa teda uvoľní 1270 kJ energie.

Odpoveď: 2Ca(t) + O2 (g) = 2CaO(t), ΔH = –1270 kJ.

3. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby benzénu C 6 H 6 (l), ak sú entalpie spaľovania vodíka, uhlíka a benzénu rovnaké (kJ/mol):

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

Riešenie. Zapíšme si rovnicu reakcie, ktorej tepelný účinok treba určiť. Vznik benzénu z jednoduchých látok možno znázorniť nasledujúcou termochemickou rovnicou:

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

Na určenie entalpie tvorby benzénu zostavme Hessov cyklus pomocou týchto úloh:

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (1), AH01 = -285,84 kJ/mol; (1)

C(t) + 02 (g) = C02 (g), AH02 = -393,51 kJ/mol; (2)

C6H6 (1) + 15/202 (g) = 6C02 (g) + 3H20 (1), AH03 = -3267,70 kJ/mol. (3)

Na získanie požadovanej rovnice pre tvorbu benzénu z jednoduchých látok stačí pridať rovnice (1) a (2) v Hessovom cykle, vynásobiť ich zodpovedajúcimi koeficientmi 3 a 6 a od nich odčítať rovnicu (3). :

3H2(g)+3/202(g)+6C(t)+602(g)-C6H6(1)-15/202(g) = 3H20(1)+6C02 (g)-6C02(g)-3H20(1).

Zrušme homogénne členy a presuňte -C 6 H 6 (g) na pravú stranu rovnosti s opačným znamienkom. Získame požadovanú rovnicu: 6C(s) + 3H2 (g) = C6H6 (1).

Urobíme podobné akcie s tepelnými efektmi:

ΔH 0 arr [C 6 H 6 (l)] = 3 AH 0 1 + 6 AH 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.

Odpoveď: AH0 arr [C6H6 (l)] = 49,12 kJ/mol.

4. Pomocou hodnoty štandardných entalpií tvorby účastníkov chemického procesu určite množstvo energie uvoľnenej, keď oxid uhoľnatý redukuje 100 kg oxidu olovnatého na oxid za vzniku oxidu uhličitého.

Riešenie. Napíšme termochemickú rovnicu reakcie, ktorej tepelný účinok je potrebné určiť:

Pb02 (t) + CO (g) = PbO (t) + C02 (g), AH0 = X kJ/mol.

Podľa 3. dôsledku Hessovho zákona je tepelný účinok procesu určený rozdielom súčtu entalpií tvorby produktov a činidiel. Pomocou údajov v tabuľke 1 v prílohe nájdeme hodnoty požadovaných entalpií (kJ/mol):

AHo arr = -276,86; AHo arr = -110,50; AH° arr = - 217,86;

AHo arr = -393,51.

Vytvorme Hessov cyklus na výpočet tepelného účinku redukčnej reakcie oxidu olovnatého s oxidom uhoľnatým:

ΔH 0 = (ΔH 0 rev + ΔH 0 rev) – (ΔH 0 rev + ΔH 0 rev)

a nahradením známych hodnôt to vypočítajte:

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

Výpočty ukázali, že pri znížení 1 mólu PbO 2 sa uvoľní 224,01 kJ energie. Určme, akej hmotnosti oxidu olovnatého toto množstvo látky zodpovedá:

m(Pb02) = n M(Pb02) = 1 mol (207 + 2 16) g/mol = 239 g.

Teraz vypočítajme množstvo energie, ktoré sa uvoľní pri spaľovaní 100 kg PbO 2 pomocou pomeru:

239·10 -3 kg ― -224,01 kJ

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

Odpoveď: Pri znížení 100 kg oxidu olovnatého sa uvoľní 93 728 kJ energie.

5. Energia väzby C–H v metáne je 435 kJ/mol, energia väzby C–Cl v chlórmetáne je 350 kJ/mol. S vedomím, že ECl - Cl = 240 kJ/mol a EH - Cl = 430 kJ/mol, vypočítajte tepelný účinok (AH 0) reakcie: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl.

Riešenie. Entalpie tvorby chemických látok možno vypočítať z energií väzieb, ktoré sa v týchto látkach tvoria. Napríklad v molekule metánu sa vytvoria 4 kovalentné väzby C–H, preto

AH0arr (CH4) = 4· a AH0arr (CH4) = 4,435 kJ/mol = 1740 kJ/mol. Podobné výpočty vykonáme pre všetky ostatné molekuly:

ΔH 0 arr (Cl 2) = 3·[E Cl - Cl ] = 3·240 kJ/mol = 720 kJ/mol (pozri teóriu tvorby datívnej väzby, v molekule Cl 2 je trojitá väzba);

AH0arr (HCl) = EH-Cl = 430 kJ/mol;

AH0 arr (CH3CI) = 3 + E C - Cl = 3,435 kJ/mol + 350 kJ/mol = 1655 kJ/mol.

Teraz podľa 3. následku z Hessovho zákona vypočítajme tepelný efekt požadovanej reakcie: ΔH 0 = [ΔH 0 arr (CH 3 Cl) + ΔH 0 arr (HCl)] - [ΔH 0 arr (CH 4) + AH0 arr (Cl2)] a

AH0 = (1655 + 430) – (1740 + 720) kJ/mol = -375 kJ/mol.

Odpoveď: tepelný efekt exotermického procesu chlorácie metánu za vzniku chlórmetánu sa rovná ΔH 0 = -375 kJ/mol.

Príklad 2. Stanovenie vzťahu medzi vnútornou energiou a entalpiou termodynamických procesov

1. Zmena vnútornej energie sústavy Fe(s) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (s) sa rovná -334,0 kJ. Stanovte tepelný účinok tejto reakcie za štandardných podmienok.

Riešenie. Podľa prvého zákona termodynamiky je tepelný účinok chemickej reakcie pri konštantnej teplote ΔH T spojený so zmenou vnútornej energie systému ΔU rovnicou ΔH T = ΔU ± RTΔn. V tejto rovnici je zmena látkového množstva Δn určená iba látkami nachádzajúcimi sa v najmenej kondenzovanej fáze, v našom prípade - v plynnej fáze. Keďže v produktoch reakcie nie sú žiadne plynné látky, Δn = 0 – 1 mol (Cl 2) = -1 mol.

Za štandardných podmienok To = 298 K, R = 8,31·10 -3 kJ/mol·K. Dosadením týchto a zistených hodnôt do rovnice pre ΔH 0 T zistíme tepelný efekt syntéznej reakcie chloridu železitého:

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

Odpoveď: ΔH 0 hod. = -336,5 kJ.

2. Vypočítajte zmenu vnútornej energie pri odparovaní 50 g etylalkoholu pri teplote varu, ak jeho merné teplo vyparovania je 857,7 J/g a merný objem pary pri teplote varu je 607,10 -3 l/ g. Objem kvapaliny možno zanedbať.

Riešenie. Proces vyparovania (prechod kvapalnej látky do plynného skupenstva) je fyzikálny, prebieha pri stálom tlaku a konštantnej teplote (ak je látka chemicky čistá). Pre takýto proces (prebiehajúci spravidla pri konštantnom tlaku) vzťah medzi zmenou celkovej ΔH P a vnútornou energiou ΔU termodynamického systému podľa prvého zákona termodynamiky zodpovedá rovnici ΔH P = ΔU ± PAV. Keďže objem sústavy narastá, potom ΔV > 0 a rovnica sa zjednodušuje: ΔH P = ΔU + PΔV.

Zmena objemu systému ΔV sa bude rovnať objemu vytvorenej pary, berúc do úvahy podmienky problému. Ak je merný objem plynného alkoholu v pri bode varu 607·10 -3 l/g, potom možno zmenu objemu počas odparovania 50 g alkoholu jednoducho vypočítať pomocou rovnice ΔV=v·m; AV = 607,10-3 (l/g)-50 (g) = 3035,10-2 (1) = 30,35 l.

Efekt entalpie AH 0 počas fázového prechodu za štandardných podmienok je určený vzorcom AH 0 =L·m, kde L je špecifické teplo vyparovania. Nahradením hodnôt z problémových podmienok urobíme zodpovedajúce výpočty ΔH 0:

AH0 = 857,7 (J/g) 50 (g) = 42 885 J = 42 885 kPa 1.

Transformáciou termodynamickej rovnice pre ΔH 0 vzhľadom na ΔU 0 a jej riešením dostaneme: ΔU 0 = ΔH 0 - PΔV; ΔU 0 = 42885 kPa l – 101 kPa 30,35 l = 39820 kPa l = 39820 J = 39,82 kJ.

Odpoveď: vnútorná energia termodynamického systému vzrástla o 39,82 kJ.

3 . Vypočítajte tepelný účinok a zmenu vnútornej energie reakčného systému pri redukcii oxidu železa (2) vodíkom, ak sú známe tepelné účinky nasledujúcich reakcií: FeO(s) + CO(g) = Fe( s) + C02 (g), AH1 = -13,18 kJ; (1)

CO (g) + 1/202 (g) = C02 (g), AH2 = -283,00 kJ; (2)

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g), AH3 = -241,83 kJ (3).

Riešenie. Podľa Hessovho zákona, aby ste získali požadovanú reakčnú rovnicu, môžete vykonať aritmetické operácie s rovnicami uvedenými v úlohe. To isté sa dá urobiť s tepelnými efektmi.

Preto na získanie rovnice

FeO(s) + H2 (g) = Fe(s) + H20 (g), ΔH = X kJ,

musíte zrátať rovnice (1) a (3) a od tohto súčtu odčítať rovnicu (2). Rovnakú akciu vykonávame s tepelnými účinkami. Potom je tepelný účinok redukčnej reakcie oxidu železa (2) s vodíkom určený vzorcom:

AH = AH1 + AH3 - AH2.

Nahradením známych hodnôt do tohto vzorca a vykonaním výpočtov dostaneme:

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

Na určenie zmeny vnútornej energie systému pre daný proces aplikujeme prvý termodynamický zákon ΔH = ΔU ± RTΔn. Výpočet zmeny látkového množstva plynných produktov po (H 2 O) a pred (H 2) reakciou ukazuje, že Δn = 0. Potom rovnica spájajúca ΔU a ΔH je zjednodušená: ΔH = ΔU. To znamená, že proces redukcie je endotermický a vnútorná energia systému sa zvýši o 27,99 kJ.

Odpoveď: ΔH = ΔU = 27,99 kJ.

4. Vnútorná energia pri odparovaní 90 g vody pri 100 0 C vzrástla o 188,1 kJ. Merný objem vodnej pary je 1,699 l/g, tlak je 1,01·10 5 Pa. Určte výparné teplo vody (kJ/mol).

Riešenie. Pre proces výroby pary

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

vzťah medzi výparným teplom ΔH a zmenou vnútornej energie ΔU systému pri konštantnom tlaku (P = Const) vyjadruje rovnica ΔH = ΔU ± PΔV, kde ΔV = V H2O(g) – V H2O(l ) > 0, pretože VH20(g) > VH20(1). Berúc do úvahy tento záver, rovnica bude zjednodušená: ΔH = ΔU + PΔV.

Keď poznáme špecifický objem vodnej pary za daných podmienok (v) a hmotnosť vody (m), zistíme: V H2O(g) = vm; VH20 (g) = 1,699 (l/g) 90 (g) = 152,91 l. Keďže je známa aj hustota kvapalnej vody (ρ H2O(l) = 1·10 -3 g/l), zistíme objem kvapalnej vody pomocou vzorca

VH20(l) = ρm a VH20(l) = 1,10-3 (g/l)·90 (g) = 0,09 l.

Ak vezmeme do úvahy tieto hodnoty, zmena objemu po odparení 90 g vody ΔV bude:

ΔV = 152,91l – 0,09l = 152,82l.

Dosadením zistenej hodnoty ΔV, ako aj daných podmienok úlohy do výrazu pre ΔH, určíme výparné teplo 90 g vody:

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

Prepočítané na 1 mól vytvorenej pary bude táto hodnota: ΔH = ΔH P ·M/m, kde M je molárna hmotnosť vody. Potom ΔH = = 40,71 kJ/mol.

Odpoveď: Výparné teplo vody pri jej bode varu je 40,71 kJ/mol.

5. Rozpustenie 130 g kovového zinku v zriedenej kyseline sírovej pri 20 0 C je sprevádzané uvoľnením 286,2 kJ energie. Uvoľnený vodíkový plyn pôsobí proti vonkajšiemu tlaku. Určte zmenu vnútornej energie tohto procesu.

Riešenie. Pre chemickú reakciu Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

vzťah medzi tepelným účinkom procesu (ΔH) a zmenou vnútornej energie systému (ΔU) sa riadi rovnicou prvého zákona termodynamiky ΔH = ΔU ± RTΔn. Keďže sa v tomto procese pracuje na životnom prostredí, znamená to, že vnútorná energia systému klesá, t.j.

ΔH = ΔU – RTΔn alebo ΔU = ΔH + RTΔn.

V tejto rovnici Δn zodpovedá množstvu uvoľnenej látky, plynného vodíka n H 2, určeného množstvom látky, ktorá reagovala s kyselinou kovového zinku n Zn. A potom n H 2 = n Zn = m Zn /M Zn, kde m a M sú hmotnosť a molárna hmotnosť zinku. Po vykonaní výpočtov dostaneme:

nH2 = 130 (g)/65 (g/mol) = 2 mol. Preto Δn = 2 mol.

Teraz vypočítajme zmenu vnútornej energie procesu, pamätajme na to, že v exotermických procesoch ΔH< 0, т.е. ΔH = -286,2 кДж; Т = 273 + 20 = 293 К;

R = 8,31.10-3 kJ/mol.K. A potom:

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

Odpoveď: Počas reakcie sa vnútorná energia systému zníži o 281,3 kJ.

Príklad 3. Výpočet entropie, jej vzťah k entalpii chemického procesu

a teplotu

1. Merné skupenské teplo vyparovania brómbenzénu pri teplote 156,8 0 C je 241,0 J/g. Určte zmenu entropie fázového prechodu po odparení 1,25 mol brómbenzénu.

Riešenie. Zmena entropie v rovnovážnom procese prechodu látky z jedného stavu agregácie do druhého sa určuje podľa druhého termodynamického zákona ako

ΔS = , kde ΔH je teplo vyparovania (alebo entalpia procesu fázového prechodu z kvapalného do plynného stavu), T je teplota fázového prechodu.

Na určenie tepelného účinku procesu ΔH je potrebné najskôr vypočítať molárnu hmotnosť východiskovej látky brómbenzén C 6 H 5 Br, bude sa rovnať: M(C 6 H 5 Br) = 6 12 + 5 1 + 180 = 157 (g/mol). Pri poznaní množstva brómbenzénovej látky n podieľajúcej sa na fázovom prechode určíme jej hmotnosť: m(C 6 H 5 Br) = M n;

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

Pre danú hmotnosť látky, berúc do úvahy špecifické teplo vyparovania (L), vypočítame tepelný účinok procesu pomocou vzorca: ΔH = L m, ΔH = 241 (J/g) 196,25 (g) = 47296,25 J.

Teplota fázového prechodu T = t 0 C + 273 = 156,8 + 273 = 429,8 K.

Dosadením získaných hodnôt do rovnice 2. zákona termodynamiky dostaneme:

ΔS = = 110,04 .

Odpoveď: pri odparení 1,25 mol brómbenzénu sa entropia systému zvýši o 110,04 J/K.

2. Určte zmenu entropie za štandardných podmienok pre nasledujúci chemický proces: Al(k) + Cr 2 O 3 (k) → Cr(k) + Al 2 O 3 (k).

Riešenie. Podľa 3. dôsledku Hessovho zákona je zmena entropie chemického procesu (ΔS) definovaná ako rozdiel medzi súčtami entropií reakčných produktov a činidiel, berúc do úvahy ich stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici.

Berúc do úvahy túto okolnosť, musí byť procesný diagram zredukovaný na chemickú rovnicu umiestnením príslušných koeficientov. Potom dostaneme:

2Al(k)+ Cr203(k) = 2Cr(k) + Al203(k).

Pre túto reakciu si vytvorte rovnicu pre výpočet zmeny entropie za štandardných podmienok: ΔS 0 = – .

Podľa tabuľky v prílohe č. 7 stanovíme hodnoty entropie (S 0) účastníkov procesu (J/mol K):

S°Al(k) = 28,32; S°Cr203 (k) = 81,10; S°Cr(k) = 23,76; S0Al203 (k) = 50,94.

Dosadením zistených hodnôt entropie do požadovanej rovnice a výpočtom dostaneme: ΔS 0 = (2·23,76 + 50,94) – (2·28,32 + 81,10) = -39,28 (J/mol· TO).

Všimnime si, že záporná hodnota zmeny entropie (pokles entropie) naznačuje nemožnosť spontánneho uskutočnenia tohto procesu za štandardných podmienok.

Odpoveď: ASo = -39,28 J/mol.K. Za štandardných podmienok je takýto proces nemožný.

Reakcia rozkladu dusičnanu horečnatého podľa rovnice

2Mg(N03)2(s) = 2MgO(s) + 4N02(g) + O2(g)

je sprevádzané zvýšením entropie systému o 891 J/K a zmenou entalpie o 510 kJ. Vypočítajte štandardnú entalpiu tvorby a entropiu tvorby dusičnanu horečnatého. Určte, ktorý faktor - entalpia alebo entropia - prispieva k spontánnemu výskytu tohto procesu.

Riešenie. Výpočty ΔH 0 arr a S 0 arr vykonáme na základe 3. následku z Hessovho zákona, podľa ktorého:

a) ΔH 0 x.r. = 2·AHo arr + 4·AH0 arr - 2·AH0 arr;

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

b) ΔS 0 x.r. = 2·Soarr + 4·Soarr + Soarr - 2·So arr; teda So arr = S 0 arr + 2·S 0 arr + ½ S 0 arr - ½ ΔS 0 c.r.

Pomocou údajov z tabuľky prílohy č. 1 zistíme hodnoty entalpií tvorby a entropií produktov reakcie:

AH0 arr = -601,24 kJ/mol; AH0 arr = 33,50 kJ/mol; So vzorka = 26,94 J/mol K; So vzorka = 240,45 J/mol K; So vzorka = 205,04 J/mol·K.

Nahradením zistených hodnôt do rovníc a) a b) vypočítame požadované hodnoty:

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

789,24 kJ;

So 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.

Ako je známe, spontánny výskyt reakcie je uľahčený znížením jej faktora entalpie (ΔH 0 ch.r.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·ΔS 0 х.р. >0). Podľa údajov problémových podmienok sa počas procesu zvyšuje entropia a následne sa zvyšuje súčin T·ΔS 0 ch.r. , čo prispieva k jeho spontánnemu vzniku. Na druhej strane sa zvyšuje aj entalpia reakcie, čo neprispieva k spontánnosti procesu v smere dopredu.

Odpoveď: AH0 arr = - 789,24 kJ; So arr = -164,87 J/K. Spontánnosť procesu rozkladu dusičnanu horečnatého je uľahčená faktorom entropie tejto reakcie.

4. Pri roztavení 100 g medi sa entropia systému zvýši o 1,28 J/K. Vypočítajte špecifické teplo topenia medi pri teplote 1083 0 C.

Riešenie. Existuje vzťah medzi merným teplom (L, J/kg) a entalpiou topenia (ΔH, J) L = ΔH/m. Vzťah medzi entalpiou procesu a zmenou jeho entropie vyjadruje rovnica 2. termodynamického zákona ΔH = Т·ΔS. Spojením týchto dvoch výrazov dostaneme:

Nahraďte údaje z problémového vyhlásenia do nájdeného vzťahu, urobte príslušné výpočty a získajte:

L= .

Odpoveď: Merné teplo topenia medi je 17,4.

5 . Reakcia spaľovania acetylénu prebieha podľa rovnice

C2H2 (g) + 5/202 (g) = 2C02 (g) + H20 (1).

Vypočítajte zmenu entropie systému za štandardných podmienok a vysvetlite príčiny jej poklesu.

Riešenie. Podľa následku Hessovho zákona je zmena entropie definovaná ako rozdiel medzi súčtom entropií produktov a reaktantov procesu, pričom sa berú do úvahy stechiometrické reakčné koeficienty. Potom

ΔS 0 hod. = – .

V prílohe Tabuľka č. 1 nájdeme hodnoty požadovaných entropií:

So vzorka C02 (g) = 213,65 J/mol K; So arr H20 (1) = 69,94 J/mol K; So vzorka C2H2 (g) = 219,45 J/mol K; So vzorka 02 (g) = 205,03 J/mol K.

Nahradením týchto hodnôt do rovnice pre zmenu entropie procesu a vykonaním výpočtov získame:

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

Pokles entropie procesu sa vysvetľuje zvýšením rádu systému, pretože množstvo plynných látok v produktoch reakcie je 2,7-krát menšie ako v reaktantoch (5,5/2).

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

Príklad 4. Výpočet zmeny Gibbsovej energie, určenie smeru

chemický proces

1. Redukcia prírodného minerálu magnetitu Fe 3 O 4 oxidom uhoľnatým (2) sa uskutočňuje za výrobných podmienok podľa reakcie

Fe304 (k) + CO (g) = 3FeO (k) + C02 (g).

Určte zmenu Gibbsovej energie a urobte záver o možnosti spontánneho výskytu tohto procesu za štandardných podmienok.

Riešenie. Izobaricko-izotermický potenciál termodynamického systému alebo Gibbsova energia G odráža všeobecnú hnaciu silu procesu, t.j. označuje tú časť celkovej energie systému (H), ktorú možno úplne a bezo zvyšku premeniť na užitočnú prácu (samotný chemický proces). Zmena Gibbsovej energie ΔG (pri T = Const a P = Const) smerom k jej poklesu (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 (pokračovanie) - ∑ΔG arr (reagovať).

Aplikovaním tohto výrazu na rovnicu pre proces redukcie dvojitého oxidu železa Fe 3 O 4 za štandardných podmienok dostaneme:

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

Pomocou tabuľky v prílohe č. 1 nastavíme hodnoty ΔG 0 arr reakčných produktov a činidiel:

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

Nahradením zistených hodnôt do výrazu pre ΔG 0 x.r. a po vykonaní výpočtov dostaneme:

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

Výpočty ukázali, že ΔG 0 ch.r. > 0, to znamená, že tento proces nemôže nastať za štandardných podmienok.

Odpoveď: za štandardných podmienok nie je proces spontánnej redukcie oxidu železitého oxidom uhoľnatým (2) realizovateľný, pretože ΔG 0 h.r. > 0.

2. Vysvetlite, prečo za štandardných podmienok neprebieha exotermická reakcia H 2 (g) + CO 2 (g) = CO (g) + H 2 O (l), ΔH 1 = -2,85 kJ/mol; ale nastane reakcia

2NO(g) + 02 (g) = 2N02 (g), AH2 = -113,74 kJ/mol.

Riešenie. Podľa prvého zákona termodynamiky je vzťah medzi entalpiou a Gibbsovou energiou chemického procesu vyjadrený rovnicou: ΔH = ΔG + TΔS. Preto ΔG = ΔH – ТΔS. Vypočítajme zmenu Gibbsovej energie oboch procesov pomocou údajov v prílohe Tabuľka č. 1 na výpočet zmeny entropie ΔS.

Pre prvú reakciu dostaneme:

ΔS 0 hod. (1) = S 0 vzorka CO (g) + S 0 vzorka H 2 O (l) - S 0 vzorka H 2 (g) - S 0 vzorka CO 2 (g) a

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

Pre druhú reakciu bude výsledok nasledujúci:

ΔS 0 hod. (2) = 2 S 0 vzorka NO 2 (g) - 2 S 0 vzorka NO (g) - S 0 vzorka O 2 (g) a

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

Teraz vypočítajme zmenu Gibbsovej energie pri T = 298 K pre tieto reakcie:

ΔG 0 h.r. (1) = AHi - TASo ch.r.(1) a

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) = AH2-TAS0 ch.r.(2) a

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

Ako ukazujú výsledky výpočtu, ΔG 0 ch.r. (1) > 0, a preto tento proces nenastane spontánne, ale ΔG 0 ch.r. (2)< 0, что свидетельствует о самопроизвольности процесса при стандартных условиях.

Odpoveď: za štandardných podmienok nedochádza k redukčnej reakcii oxidu uhličitého s vodíkom, pretože pre to ΔG 0 x.r. > 0, ale je možná reakcia oxidácie oxidu dusíka (2) s kyslíkom sprevádzaná poklesom Gibbsovej energie ΔG 0 ch.r. (2)< 0.

3. Určite možnosť spontánneho výskytu aluminotermického procesu

Fe203 (k) + 2Al (k) = Al203 (k) + 2Fe (k)

pri 298K a 500K a štandardný stav všetkých látok. Nastavte minimálnu teplotu, pri ktorej prekročení spontánne nastane špecifikovaný proces.

Riešenie. Na výpočet ΔG 0 x.r. Používame Hessov zákon:

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

Zároveň berieme do úvahy, že ΔG 0 vzorka Fe(k) = ΔG 0 vzorka Al(k) = 0, a podľa tabuľky v prílohe č.7 ΔG 0 vzorka Al 2 O 3 (k) = - 1580,00 kJ/mol; AGo vzorka Fe203 (k) = -740,98 kJ/mol. Nahradením nájdených hodnôt a vykonaním výpočtov dostaneme:

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

Na výpočet ΔG 500 h.r. Využime prvý zákon termodynamiky

ΔG 500 h.p. = ΔH 500 h.r. – ТΔS 500 hod. V tomto prípade v súlade s pokynmi problémových podmienok (všetky látky sú v štandardnom stave) používame tabuľkové hodnoty ΔH 0 a ΔS 0 činidiel a produktov pri 298 K:

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

Dosaďte tieto hodnoty do výrazov pre ΔH 500 h.r. a ΔS 500 h.r. a poďme na výpočty:

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

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

Teraz nájdeme ΔG 500 h.r. , vyjadrujúce ΔS 500 h.r. v kJ/mol K:

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

Aby sme našli minimálnu teplotu, nad ktorou proces prebieha samovoľne, aplikujeme na systém podmienku T = 0K a následne ΔG 0 ch.r. = ΔН 0 hod.< 0. Таким образом, даже при отрицательных значениях температуры (а такие значения практически недостижимы) реакция будет протекать самопроизвольно.

Na nastavenie hornej hranice teploty, pri ktorej proces prestáva byť spontánny, aplikujeme podmienku stavu chemickej rovnováhy: ΔG = 0 a ΔH = TΔS, z čoho T = .

Do výsledného výrazu dosaďte zistené hodnoty ΔH 500 h.r. a ΔS 500 h.r. a po výpočtoch dostaneme: T = = 12180 K.

Aluminotermický proces je teda nemožný len pri veľmi vysokých teplotách (T≥12180 K).

Odpoveď: pri 298 K a 500 K proces redukcie oxidu železa (3) hliníkom prebieha spontánne, pretože AG 298 h.p.< 0 и ΔG 500 х.р.< 0. Самопроизвольность процесса обеспечивается уже при температуре 0К и прекращается при температуре выше 12180К.

4. Určte štandardnú zmenu Gibbsovej energie reakcie

COCl2 (g)<=>CO (g) + Cl2 (g), ak sa 70 % fosgénu odobraného pri počiatočnom tlaku 100 kPa rozloží pri teplote 885 K.

Riešenie. Ak bol pred začiatkom reakcie parciálny tlak COCl 2 (g) rovný P 0 = 100 kPa, počas reakcie sa spotrebovalo 70 % plynu, potom v momente nastolenia rovnováhy parciálny tlak zvyšného fosgén P sa rovnal COC12 (g) = P00,3 = 30 kPa. Parciálne tlaky reakčných produktov v rovnováhe sa rovnajú podielu spotrebovaného fosgénu, čo znamená, že P sa rovná CO (g) = P sa rovná Cl 2 (g) = P 0 · 0,7 = 70 kPa.

Podľa zákona hromadnej akcie pre rovnovážny proces

K sa rovná = .

Do tejto rovnice dosadíme zistené hodnoty parciálnych rovnovážnych tlakov produktov a činidiel a vypočítame hodnotu rovnovážnej konštanty:

K rovné = = 163,3.

Teraz pomocou rovnice van’t Hoffovej izotermy ΔG 0 = –RTlnKp vypočítame zmenu štandardnej Gibbsovej energie v rovnováhe pri danej teplote:

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

Odpoveď: v rovnovážnom stave za štandardných podmienok zmena Gibbsovej energie reakcie ΔG 0 ch.r.= –37,4 kJ/mol.