Paano matukoy ang enthalpy mula sa temperatura. Pagkalkula ng enthalpy

Sa panahon ng mga reaksiyong kemikal, ang init ay sinisipsip o inilalabas sa kapaligiran. Ang palitan ng init na ito sa pagitan ng isang kemikal na reaksyon at sa paligid nito ay tinatawag na enthalpy, o H. Gayunpaman, ang enthalpy ay hindi masusukat nang direkta, kaya karaniwan nang kalkulahin ang pagbabago sa temperatura ng kapaligiran (na may denominasyong ∆H). Ipinapakita ng ∆H na sa panahon ng isang kemikal na reaksyon, ang init ay inilalabas sa kapaligiran (exothermic reaction) o ang init ay nasisipsip (endothermic reaction). Ang enthalpy ay kinakalkula tulad ng sumusunod: ∆H = m x s x ∆T, kung saan ang m ay ang masa ng mga reactant, ang s ay ang kapasidad ng init ng produkto ng reaksyon, ∆T ay ang pagbabago ng temperatura bilang resulta ng reaksyon.

Mga hakbang

Paglutas ng mga problema sa enthalpy

Kilalanin ang mga reactant at produkto ng reaksyon. Ang anumang reaksiyong kemikal ay may mga reactant at mga produkto ng reaksyon. Produkto ng reaksyon ay nilikha bilang isang resulta ng pakikipag-ugnayan ng mga reagents. Sa madaling salita, ang mga reactant ay ang mga sangkap sa recipe, at ang produkto ng reaksyon ay ang tapos na ulam. Upang mahanap ang ∆H ng isang reaksyon, kailangan mong malaman ang mga reactant at produkto ng reaksyon.

• Halimbawa, kinakailangan upang mahanap ang enthalpy ng reaksyon ng pagbuo ng tubig mula sa hydrogen at oxygen: 2H 2 (hydrogen) + O 2 (oxygen) → 2H 2 O (tubig). Sa ganitong reaksyon H 2 At O2- reagents, at H2O- produkto ng reaksyon.

1. Tukuyin ang kabuuang masa ng mga reagents. Susunod, kailangan mong kalkulahin ang masa ng mga reactant. Kung hindi mo matimbang ang mga ito, pagkatapos ay kalkulahin ang molekular na timbang upang mahanap ang aktwal na isa. Ang bigat ng molekular ay isang pare-pareho na makikita sa periodic table o iba pang mga talahanayan ng mga molekula at compound. I-multiply ang masa ng bawat reactant sa bilang ng mga moles.

   • Sa aming halimbawa, ang mga reactant na hydrogen at oxygen ay may mga molekular na timbang na 2 g at 32 g, ayon sa pagkakabanggit. Dahil gumagamit kami ng 2 moles ng hydrogen (ang koepisyent sa kemikal na reaksyon bago ang hydrogen H2) at 1 mole ng oxygen (walang koepisyent bago ang O2 ay nangangahulugang 1 mole), ang kabuuang masa ng mga reactant ay kinakalkula tulad ng sumusunod:
     2 × (2 g) + 1 × (32 g) = 4 g + 32 g = 36 g

2. Tukuyin ang kapasidad ng init ng produkto. Susunod, tukuyin ang kapasidad ng init ng produkto ng reaksyon. Ang bawat molekula ay may isang tiyak na kapasidad ng init, na pare-pareho. Hanapin ang pare-parehong ito sa mga talahanayan sa iyong chemistry textbook. Mayroong ilang mga yunit para sa pagsukat ng kapasidad ng init; sa aming mga kalkulasyon gagamitin namin ang J/g°C.

   • Tandaan na kung marami kang mga produkto ng reaksyon, kakailanganin mong kalkulahin ang kapasidad ng init ng bawat isa at pagkatapos ay idagdag ang mga ito upang makuha ang enthalpy ng buong reaksyon.
   • Sa aming halimbawa, ang produkto ng reaksyon ay tubig, na may kapasidad ng init 4.2 J/g°C.

3. Hanapin ang pagbabago sa temperatura. Ngayon ay makikita natin ang ∆T - ang pagkakaiba ng temperatura bago at pagkatapos ng reaksyon. Mula sa paunang temperatura (T1), ibawas ang huling temperatura (T2). Ang Kelvin (K) scale ay kadalasang ginagamit sa mga problema sa chemistry (bagama't ang Celsius (°C) scale ay magbibigay ng parehong resulta).

   • Sa aming halimbawa, ipagpalagay natin na ang paunang temperatura ng reaksyon ay 185 K, at pagkatapos ng reaksyon ay naging 95 K, na nangangahulugang ang ∆T ay kinakalkula tulad ng sumusunod:
     ∆T = T2 – T1 = 95 K - 185 K = -90 K

4. Hanapin ang enthalpy gamit ang formula ∆H = m x s x ∆T. Kung ang m ay ang masa ng mga reactant, ang s ay ang kapasidad ng init ng produkto ng reaksyon, at ang ∆T ay ang pagbabago ng temperatura, kung gayon ang enthalpy ng reaksyon ay maaaring kalkulahin. Palitan ang mga halaga sa formula ∆H = m x s x ∆T at kunin ang enthalpy. Ang resulta ay kinakalkula sa Joules (J).

   • Sa aming halimbawa, ang enthalpy ay kinakalkula tulad ng sumusunod:
     ∆H = (36 g) × (4.2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 J

5. Tukuyin kung ang enerhiya ay inilabas o hinihigop sa panahon ng reaksyon na pinag-uusapan. Ang isa sa mga pinakakaraniwang dahilan upang makalkula ang ∆H sa pagsasanay ay upang malaman kung ang isang reaksyon ay magiging exothermic (nagpapalabas ng init at nagpapababa ng sarili nitong enerhiya) o endothermic (sumisipsip ng init mula sa kapaligiran at nagpapataas ng sarili nitong enerhiya). Kung ang halaga ng ∆H ay positibo, kung gayon ang reaksyon ay endothermic. Kung negatibo, kung gayon ang reaksyon ay exothermic. Kung mas malaki ang ganap na halaga ng ∆H, mas maraming enerhiya ang inilalabas o nasisipsip. Mag-ingat kung gagawa ka ng isang praktikal na eksperimento: sa panahon ng mga reaksyon na may mataas na mga halaga ng enthalpy, ang isang malaking pagpapalabas ng enerhiya ay maaaring mangyari, at kung ito ay nangyayari nang mabilis, maaari itong humantong sa isang pagsabog.

   • Sa aming halimbawa, ang huling resulta ay -13608 J. May negatibong palatandaan sa harap ng halaga ng enthalpy, na nangangahulugan na ang reaksyon exothermic. Ang mga mainit na gas (sa anyo ng singaw) H 2 at O ​​2 ay dapat maglabas ng kaunting init upang makabuo ng isang molekula ng tubig, iyon ay, ang reaksyon sa pagbuo ng H 2 O ay exothermic.

   Pagtatantya ng Entalpy

   1. Kalkulahin ang mga enerhiya ng bono upang matantya ang enthalpy. Halos lahat ng mga reaksiyong kemikal ay humahantong sa pagkasira ng ilang mga bono at pagbuo ng iba. Ang enerhiya bilang isang resulta ng reaksyon ay hindi lumilitaw mula sa kahit saan at hindi nawasak: ito ang enerhiya na kinakailangan upang masira o mabuo ang mga bono na ito. Samakatuwid, ang pagbabago sa enthalpy ng buong reaksyon ay maaaring matantya nang tumpak sa pamamagitan ng pagbubuod ng mga enerhiya ng mga bono na ito.

      Gumamit ng enthalpy of formation upang tantiyahin ang enthalpy. Ang enthalpy ng pagbuo ay nagpapahintulot sa isa na makalkula ang ∆H sa pamamagitan ng pagkalkula ng mga reaksyon ng pagbuo ng mga reactant at produkto. Kung ang enthalpy ng pagbuo ng mga produkto ng reaksyon at mga reactant ay kilala, pagkatapos ay maaari mong tantyahin ang enthalpy bilang isang buo sa pamamagitan ng karagdagan, tulad ng sa kaso ng enerhiya na tinalakay sa itaas.

   2. Huwag kalimutan ang tungkol sa mga palatandaan sa harap ng mga halaga ng enthalpy. Kapag kinakalkula ang enthalpy ng pagbuo, ibabalik mo ang formula para sa pagtukoy ng enthalpy ng reaksyon ng produkto, at dapat magbago ang tanda ng enthalpy. Sa madaling salita, kung baligtarin mo ang formula, ang tanda ng enthalpy ay dapat magbago sa kabaligtaran.

      • Sa halimbawa, tandaan na ang reaksyon ng pagbuo para sa produkto C 2 H 5 OH ay nakasulat sa kabaligtaran. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 ibig sabihin, ang C 2 H 5 OH ay nabubulok at hindi na-synthesize. Samakatuwid, ang tanda ng enthalpy sa naturang reaksyon ay positibo, 228 kJ/mol, kahit na ang enthalpy ng pagbuo ng C 2 H 5 OH ay -228 kJ/mol.

   Pagmamasid ng enthalpy sa panahon ng eksperimento

   1. Kumuha ng malinis na lalagyan at buhusan ito ng tubig. Hindi mahirap makita ang mga prinsipyo ng enthalpy sa pagkilos - gumawa lamang ng isang simpleng eksperimento. Mahalaga na ang resulta ng eksperimento ay hindi apektado ng mga dayuhang contaminants, kaya ang lalagyan ay dapat hugasan at isterilisado. Gumagamit ang mga siyentipiko ng mga espesyal na saradong lalagyan na tinatawag na calorimeters upang sukatin ang enthalpy, ngunit ang isang glass beaker o prasko ay magiging maayos. Punan ang lalagyan ng malinis na tubig mula sa gripo sa temperatura ng silid. Maipapayo na magsagawa ng eksperimento sa isang cool na silid.

      • Para sa eksperimento, ipinapayong gumamit ng maliit na lalagyan. Titingnan natin ang enthalpy ng reaksyon ng tubig na may Alka-Seltzer, kaya ang mas kaunting tubig na ginagamit, mas malinaw ang pagbabago ng temperatura.

Thermodynamics

Disiplina: pangkalahatang kimika.

Full-time na edukasyon.

Ministry of Health at Social Development ng Russian Federation

Ang institusyong pang-edukasyon sa badyet ng estado ng mas mataas na edukasyon

Edukasyong bokasyonal

Saratov State Medical University

Pinangalanan sa V.I. Razumovsky" Ministri ng Kalusugan at Panlipunan

Pag-unlad ng Russian Federation

(Saratov State Medical University na pinangalanang V.I. Razumovsky, Ministry of Health at Social Development ng Russia)

Mga patnubay para sa laboratoryo at praktikal na pagsasanay

para sa mga medikal na estudyante

Thermodynamics

Disiplina: pangkalahatang kimika.

Full-time na edukasyon.

Tagal ng aralin: 90 minuto.

Ang pag-unlad ay pinagsama-sama ng asno. Kulikova L.N.

Mga layunin

pagbuo ng mga ideya tungkol sa pisikal at kemikal na aspeto bilang pinakamahalagang proseso ng biochemical sa katawan.

Kaalaman sa background ng mga mag-aaral:

Ang konsepto ng thermal effect ng isang kemikal na reaksyon mula sa kursong kimika ng paaralan. Mga reaksyong exothermic at endothermic.

Ang mag-aaral ay dapat alam: Ang unang batas ng thermodynamics. Mga konsepto: enthalpy, entropy. Batas ni Hess. Paglalapat ng unang batas ng thermodynamics sa mga biosystem. Pangalawang batas ng thermodynamics. Gibbs enerhiya.

Ang mag-aaral ay dapat magagawang:kalkulahin ang karaniwang enthalpy ng isang kemikal na reaksyon gamit ang mga karaniwang entalpi ng pagbuo at pagkasunog ng mga kemikal na compound, ayon sa batas ni Hess, entropy ng isang kemikal na reaksyon, enerhiya ng Gibbs.

Plano ng paghahanda:

1) Basahin ang mga tanong para sa paghahanda para sa aralin (Appendix 1)

2) Unawain ang maikling teoretikal na materyal (Appendix 2) at ang teksto ng lecture na "Mga pangunahing konsepto ng thermodynamics. Ang una at pangalawang prinsipyo ng thermodynamics."

3) Kung mahirap maunawaan ang ilang bahagi ng lecture, kailangan mong sumangguni sa mga sumusunod na aklat-aralin:

4) Sagutin ang mga tanong para sa pagpipigil sa sarili (Appendix 3).

5) Isagawa ang pagsusulit sa pagsasanay at suriin ang tamang pagpapatupad gamit ang susi (Appendix 4).

6) Lutasin ang isang sitwasyong suliranin at ihambing ang natanggap na sagot sa pamantayan (Appendix 5).

Annex 1: Mga tanong na ihahanda para sa klase

1) Paksa at pamamaraan ng kemikal na thermodynamics. Ang kaugnayan sa pagitan ng metabolic at mga proseso ng enerhiya sa katawan. Chemical thermodynamics bilang isang teoretikal na batayan ng bioenergy.

2) Pangunahing konsepto ng thermodynamics. Intensive at malawak na mga parameter. Pag-andar ng estado. Panloob na enerhiya. Ang trabaho at init ay dalawang anyo ng paglipat ng enerhiya.

3) Mga uri ng thermodynamic system (nakahiwalay, sarado, bukas).

4) Mga uri ng mga prosesong thermodynamic (isothermal, isobaric, isochoric).

5) Ang unang batas ng thermodynamics.

6) Enthalpy. Ang karaniwang enthalpy ng pagbuo ng isang substance, ang standard na enthalpy ng combustion ng isang substance. Standard enthalpy ng reaksyon.

7) Batas ni Hess.

8) Paglalapat ng unang batas ng thermodynamics sa mga biosystem.

9) Pangalawang batas ng thermodynamics. Nababaligtad at hindi maibabalik na mga proseso sa termodinamikong kahulugan. Entropy.

10) Gibbs enerhiya. Paghula sa direksyon ng mga kusang proseso sa mga hiwalay at saradong sistema; ang papel ng enthalpy at entropy factor. Mga kondisyon ng thermodynamic equilibrium.

11) Standard Gibbs na enerhiya ng pagbuo ng isang substance, standard Gibbs na enerhiya ng biological oxidation ng isang substance. Standard Gibbs enerhiya ng isang reaksyon.

12) Ang konsepto ng exergonic at endergonic na proseso na nagaganap sa katawan. Ang prinsipyo ng pagkabit ng enerhiya.

Annex 1: Maikling teoretikal na materyal

Nasa pagtatapos ng ika-18 siglo, nalaman na ang buhay ng tao ay isang magkakaugnay na proseso ng mga pagbabagong kemikal (oksihenasyon ng pagkain, atbp.) at metabolismo ng enerhiya sa katawan (A. Lavoisier, P. Laplace).

Kemikal na thermodynamics – Ito ay isang sangay ng pisikal na kimika na nag-aaral ng interconversion ng init at enerhiya sa panahon ng isang kemikal na reaksyon.

Ang Thermodynamics ay batay sa isang bilang ng mga konsepto: system, estado ng system, mga parameter ng estado ng system, mga function ng estado ng system, panloob na enerhiya ng system, atbp.

Thermodynamic system – ito ay isang katawan o grupo ng mga katawan na nakikipag-ugnayan sa isa't isa at nahiwalay sa kapaligiran sa pamamagitan ng isang tunay o haka-haka na interface.

Nakahiwalay na sistema - Ito ay isang sistema na hindi nakikipagpalitan ng alinman sa bagay o enerhiya sa kapaligiran.

Saradong sistema - Ito ay isang sistema na hindi nakikipagpalitan ng bagay sa kapaligiran, ngunit nagpapalitan ng enerhiya.

Buksan ang sistema - Ito ay isang sistema na nagpapalit ng parehong bagay at enerhiya sa kapaligiran.

Ang isang halimbawa ng isang bukas na sistema ay isang buhay na cell.

Estado ng sistemaay isang hanay ng mga katangian ng isang sistema na nagpapahintulot sa isa na ilarawan ang sistema mula sa punto ng view ng thermodynamics.

Halimbawa, upang masuri ang estado ng katawan ng tao bilang isang thermodynamic system, dapat suriin ng doktor ang ilan sa mga katangian nito (temperatura, presyon, konsentrasyon ng mga biological fluid).

Ang mga pisikal na katangian na nagpapakilala sa estado ng sistema ay tinatawag mga parameter ng estado ng system.

Ang pakikipag-ugnayan ng system sa kapaligiran ay kapansin-pansin sa pamamagitan ng mga pagbabago sa mga parameter ng system.

Malawak na pagpipilian – ito ay mga parameter na nakadepende sa dami ng substance sa system at nabubuod kapag pinagsama-sama ang mga system(volume, masa, enerhiya, lugar, atbp.).

Mga masinsinang parameter – ang mga ito ay mga parameter na hindi nakadepende sa dami ng substance at na-level off kapag pinagsama ang mga system(temperatura, presyon, konsentrasyon, density, pag-igting sa ibabaw).

Ang mga parameter ng estado ay nauugnay sa equation ng estado.

Ang paglipat ng isang sistema mula sa isang estado patungo sa isa pa na may pagbabago sa hindi bababa sa isang parameter ay tinatawag prosesong thermodynamic.

Kung ang proseso ay nangyayari sa pare-pareho ang presyon, ito ay tinatawag isobaric proseso. Sa patuloy na dami - isochoric , sa pare-parehong temperatura - isothermal .

Pag-andar ng katayuan- ito ay isang katangian ng isang sistema na hindi direktang masusukat, ngunit kinakalkula sa pamamagitan ng mga parameter ng estado. Ang halaga ng function ng estado ay hindi nakasalalay sa paraan ng pagkamit nito, ngunit sa mga paunang at panghuling estado lamang ng system.

Ang panloob na enerhiya ay isa sa gayong pag-andar.

Panloob na enerhiya- ang kabuuan ng lahat ng uri ng enerhiya ng paggalaw at pakikipag-ugnayan ng mga particle na bumubuo sa sistema.

Noong ika-19 na siglo, ang doktor ng barkong Aleman na si Mayer Yu.R. at ang Ingles na siyentipiko na si Joule D. ay nagpakita na ang init at trabaho ay may kakayahang magkaparehong pagbabago, na magkaibang paraan ng paglilipat ng enerhiya.

Init- isang anyo ng paglipat ng enerhiya sa pamamagitan ng magulong paggalaw ng mga microparticle.

Trabaho- isang anyo ng paglipat ng enerhiya sa pamamagitan ng direktang paggalaw ng macrosystem sa kabuuan.

Sa pagmamasid sa mga tao sa iba't ibang klimatiko zone, napagpasyahan ni Mayer na ang init ng pagkasunog ng pagkain ay ginagamit upang mapanatili ang isang pare-parehong temperatura ng katawan at upang maisagawa ang muscular work. Ang pagmamasid na ito ay naging batayan ng 1st law ng thermodynamics.

Unang batas ng thermodynamics (unang batas ng thermodynamics):
ang enerhiya ay hindi nagmumula sa wala at hindi nawawala nang walang bakas, ngunit pumasa mula sa isang uri ng enerhiya patungo sa isa pa

o ang pagtaas sa panloob na enerhiya ng isang sistema sa isang tiyak na proseso ay katumbas ng init na natanggap ng system kasama ang gawaing ginawa sa system.

∆U=Q+A

∆U - panloob na enerhiya

Q - init

A - trabaho

Batay sa 1st law ng thermodynamics, na isang pangunahing batas ng kalikasan, ang mga simpleng kalkulasyon ay nagbibigay ng mahalagang impormasyon tungkol sa mga proseso ng metabolismo at enerhiya sa katawan.

Thermochemistryay isang sangay ng thermodynamics na nag-aaral ng init ng mga reaksiyong kemikal.

Batas ni Hess:ang init ng isang kemikal na reaksyon na nagaganap sa pare-pareho ang presyon o lakas ng tunog ay hindi nakasalalay sa landas ng proseso, ngunit lamang sa mga paunang at panghuling estado ng system.

Kung ang ilang mga sangkap ay maaaring makuha mula sa iba sa iba't ibang paraan, kung gayon ang kabuuang thermal effect sa unang landas ay katumbas ng kabuuang thermal effect kasama ang pangalawang landas. Ginagawang posible ng batas ni Hess sa pagsasanay na kalkulahin ang mga thermal effect ng mga reaksyon na mahirap subaybayan o nangangailangan ng mahabang panahon. Halimbawa, ang kabuuang init ng biological oxidation ng pagkain sa katawan ay katumbas ng init ng kanilang direktang pagkasunog.

Entalpyay isang function ng estado, ang pagtaas ng kung saan ay katumbas ng thermal effect ng proseso na nagaganap sa pare-pareho ang presyon.

Mga pamamaraan para sa pagkalkula ng karaniwang enthalpy ng isang kemikal na reaksyon

1) Ayon sa karaniwang enthalpies (mga init) ng pagbuo ng mga sangkap

Standard enthalpy (init) ng pagbuo ng isang substanceay ang thermal effect ng reaksyon ng pagbuo ng 1 mole ng isang compound ng kemikal mula sa mga simpleng sangkap sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon: T=289 K, P=1 atm=101325 Pa.

Ang mga init ng pagbuo ng mga simpleng sangkap ay zero.

Ang ν i, ν j ay mga stoichiometric coefficient sa harap ng mga kaukulang sangkap sa equation ng reaksyon.

2) Ayon sa karaniwang enthalpies (mga init) ng pagkasunog ng mga sangkap

Standard enthalpy (init) ng pagkasunog ng isang substanceay ang thermal effect ng reaksyon ng kumpletong pagkasunog ng 1 mole ng isang compound ng kemikal sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon.

Ang mga init ng pagkasunog ng mas mataas na mga oksido (kabilang ang CO 2 at H 2 O) ay ipinapalagay na zero.

Ang pangalawang batas ng thermodynamics ay nagtatatag ng posibilidad, direksyon at lalim ng isang kusang proseso.

Kusang proseso- isang proseso na nangyayari nang walang anumang panlabas na impluwensya at inilalapit ang sistema sa isang estado ng ekwilibriyo.

Thermodynamically reversible na proseso– isang proseso na nangyayari sa pasulong at pabalik na direksyon nang walang pagbabago sa system at sa kapaligiran, i.e. sa panahon ng paglipat mula sa inisyal na estado hanggang sa huling estado, ang lahat ng mga intermediate na estado ay equilibrium.

Sa pagkakaroon ng nonequilibrium intermediate states, ang proseso ay isinasaalang-alang thermodynamically irreversible.

Sa kalikasan, ang mga sistema na may kaunting enerhiya ay matatag. Kung gayon ang mga exothermic na proseso lamang ang dapat na kusang-loob. Ngunit hindi iyon totoo. Nangangahulugan ito na mayroong isa pang pamantayan para sa kusang paglitaw ng isang proseso - entropy (S).

Entropy - isang sukatan ng energy disorder sa isang sistema, isang sukatan ng kaguluhan, isang sukatan ng enerhiyang iyon na nawawala sa anyo ng init at hindi na-convert sa trabaho.

Pangalawang batas ng thermodynamics (pangalawang batas ng thermodynamics):

Kusang nagaganap ang mga proseso, na humahantong sa pagtaas ng kabuuang entropy ng system at ng kapaligiran

ΔS system + ΔS environment ≥ 0 o ΔS ≥ 0

Pisikal na kahulugan ng entropy:

Ang entropy ay ang dami ng enerhiya na nawawala ng 1 mole ng isang substance kada 1 degree.

Ang entropy ay isang malawak na pag-andar. Ang entropy ay proporsyonal sa masa; ito ay tinutukoy sa 1 mole o 1 gramo ng isang sangkap. Nangangahulugan ito na ang entropy ng system ay katumbas ng kabuuan ng mga entropi ng mga bahaging bumubuo nito:

S=

Ang entropy ay isang function ng estado ng system. Nangangahulugan ito na ito ay nagpapakilala sistema, hindi isang proseso. Ang pagbabago nito ay nakasalalay lamang sa inisyal at panghuling estado ng system at hindi nakadepende sa daanan ng paglipat:

Para sa isang kemikal na reaksyon, baguhin ang entropy: cont - ref

Kaugnay na impormasyon.

Thermal na epekto ng isang kemikal na reaksyon o isang pagbabago sa enthalpy ng isang sistema dahil sa paglitaw ng isang kemikal na reaksyon - ang dami ng init na nauugnay sa pagbabago sa isang variable ng kemikal na natanggap ng system kung saan naganap ang isang kemikal na reaksyon at ang mga produkto ng reaksyon ay kinuha sa temperatura ng ang mga reactant.

Entalpy, thermal function At nilalaman ng init- thermodynamic potential, na nagpapakilala sa estado ng system sa thermodynamic equilibrium kapag pumipili ng pressure, entropy at ang bilang ng mga particle bilang mga independiyenteng variable.

Ang pagbabago sa enthalpy ay hindi nakasalalay sa landas ng proseso, na tinutukoy lamang ng paunang at panghuling estado ng system. Kung ang system sa anumang paraan ay bumalik sa orihinal nitong estado (pabilog na proseso), kung gayon ang pagbabago sa alinman sa mga parameter nito, na isang function ng estado, ay katumbas ng zero, kaya D H = 0

Upang ang thermal effect ay isang dami na nakasalalay lamang sa likas na katangian ng patuloy na kemikal na reaksyon, ang mga sumusunod na kondisyon ay dapat matugunan:

· Ang reaksyon ay dapat magpatuloy alinman sa pare-pareho ang dami Q v (isochoric process), o sa patuloy na presyon Q p( proseso ng isobaric).

Ang kapasidad ng init ng molar sa pare-parehong presyon ay tinutukoy bilang C p. Sa isang perpektong gas ito ay nauugnay sa kapasidad ng init sa pare-pareho ang dami Ang relasyon ni Mayer C p = C v + R.

Ang teorya ng molecular kinetic ay nagpapahintulot sa isa na kalkulahin ang tinatayang mga halaga ng kapasidad ng init ng molar para sa iba't ibang mga gas sa pamamagitan ng halaga pare-pareho ang unibersal na gas:

· para sa mga monatomic na gas, iyon ay, mga 20.8 J/(mol K);

· para sa mga diatomic na gas, iyon ay, mga 29.1 J/(mol K);

· para sa mga polyatomic gas C p = 4R, ibig sabihin, mga 33.3 J/(mol K).

kung saan ang kapasidad ng init sa pare-pareho ang presyon ay tinutukoy bilang C p

Walang gawaing ginagawa sa system, maliban sa pagpapalawak ng trabaho na posible sa P = const.

Kung ang reaksyon ay isinasagawa sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon sa T = 298 K = 25? C at P = 1 atm = 101325 Pa, ang thermal effect ay tinatawag na standard thermal effect ng reaksyon o ang standard enthalpy ng reaksyon D. H rO. Sa thermochemistry, ang karaniwang init ng reaksyon ay kinakalkula gamit ang mga karaniwang enthalpies ng pagbuo.

Upang makalkula ang pag-asa sa temperatura ng enthalpy ng reaksyon, kinakailangang malaman ang molar kapasidad ng init mga sangkap na kasangkot sa reaksyon. Ang pagbabago sa enthalpy ng reaksyon sa pagtaas ng temperatura mula T 1 hanggang T 2 ay kinakalkula ayon sa batas ni Kirchhoff (pinapalagay na sa isang naibigay na hanay ng temperatura ang mga kapasidad ng init ng molar ay hindi nakasalalay sa temperatura at walang mga pagbabagong yugto):

Kung ang mga pagbabagong-anyo ng phase ay nangyayari sa isang naibigay na saklaw ng temperatura, kung gayon sa pagkalkula kinakailangan na isaalang-alang ang mga pag-init ng kaukulang mga pagbabagong-anyo, pati na rin ang pagbabago sa pag-asa sa temperatura ng kapasidad ng init ng mga sangkap na sumailalim sa naturang mga pagbabagong-anyo:

kung saan ang DC p (T 1, T f) ay ang pagbabago sa kapasidad ng init sa hanay ng temperatura mula T 1 hanggang sa phase transition temperature; Ang DC p (T f , T 2) ay ang pagbabago sa kapasidad ng init sa hanay ng temperatura mula sa temperatura ng phase transition hanggang sa huling temperatura, at ang T f ay ang phase transition temperature. Standard enthalpy ng combustion

Standard enthalpy ng combustion- D H hor o, ang thermal effect ng combustion reaction ng isang nunal ng isang substance sa oxygen sa pagbuo ng oxides sa pinakamataas na oxidation state. Ang init ng pagkasunog ng mga hindi nasusunog na sangkap ay ipinapalagay na zero.

Standard enthalpy ng solusyon- D H solusyon, ang thermal effect ng proseso ng pagtunaw ng 1 mole ng isang substance sa isang walang katapusang malaking halaga ng solvent. Binubuo ng init ng pagkasira kristal na sala-sala at init hydration(o init paglutas para sa mga di-may tubig na solusyon), na inilabas bilang isang resulta ng pakikipag-ugnayan ng mga solvent molecule na may mga molecule o ions ng solute na may pagbuo ng mga compound ng variable na komposisyon - hydrates (solvates). Ang pagkasira ng kristal na sala-sala ay karaniwang isang endothermic na proseso - D H resh > 0, at ang ion hydration ay exothermic, D H hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ДH Resh at D H Ang hydr enthalpy of dissolution ay maaaring magkaroon ng parehong positibo at negatibong mga halaga. Kaya ang paglusaw ng mala-kristal potasa haydroksayd sinamahan ng paglabas ng init:

D H solusyonKOH o = D H magpasya o + D H hydrK +o + D H hydroOH -o = ?59 KJ/mol

Sa ilalim ng enthalpy ng hydration - D H hydr, ay tumutukoy sa init na inilalabas kapag ang 1 mole ng mga ion ay dumaan mula sa vacuum patungo sa solusyon.

Kapasidad ng initSa P , c V[J. nunal -1. K -1, cal. nunal -1. K -1 ]

Tunay na kapasidad ng init ng molar:

sa V = const c V =; P = const c P =.

Ang average na kapasidad ng init ng molar ay ayon sa bilang na katumbas ng init na dapat ibigay sa isang mole ng isang sangkap upang mapainit ito ng 1 K: .

Ang mga kapasidad ng init sa pare-pareho ang presyon o dami ay nauugnay sa pagkakapantay-pantay

Para saperpektong gas ;

Para saKristo. mga sangkap (, T - thermal coefficients).

Pagdepende sa temperatura ng kapasidad ng init ng maraming monatomic na kristal sa 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).

Namumuno sina Dulong at Petit: atomic heat capacity sa V = const para sa anumang simpleng crystalline substance ay humigit-kumulang katumbas ng V 3R (i.e. 25 J mol -1. K -1).

Panuntunan sa pagdaragdag: ( Ang c P,i ay ang kapasidad ng init ng mga fragment ng istruktura na bumubuo sa tambalan, halimbawa, mga atomo o grupo ng mga atomo).

Init[J. mol -1, cal. mol -1 ] Ang Q ay isang anyo ng paglipat ng enerhiya mula sa isang mas mainit na katawan patungo sa isang hindi gaanong init, na hindi nauugnay sa paglipat ng bagay at ang pagganap ng trabaho.

Ang init ng isang kemikal na reaksyon sa pare-parehong dami o presyon (ibig sabihin, ang thermal effect ng isang kemikal na reaksyon) ay hindi nakasalalay sa landas ng proseso, ngunit natutukoy lamang sa pamamagitan ng una at huling estado ng system (batas ni Hess):

= U, = H.

Ang pagkakaiba sa mga thermal effect sa P = const (Q P) at V = const (Q V) ay katumbas ng gawaing ginawa ng system (V>0) o sa system (V<0) за счет изменения ее объема при завершении изобарно-изотермической реакции:

- = n RT.

Ang karaniwang init ng reaksyon ay maaaring kalkulahin sa pamamagitan ng karaniwang mga init ng pagbuo () o pagkasunog () ng mga sangkap:

kung saan ang n i,j ay ang stoichiometric coefficients sa chemical reaction equation.

Para sa mga ideal na gas sa T, P = const: r H = r U + n RT.

Natutukoy ang pag-asa ng thermal effect ng isang kemikal na reaksyon sa temperatura h Ang aconom ni Kirchhoff .

= = , = = ,

mga. ang impluwensya ng temperatura sa thermal effect ng reaksyon ay dahil sa pagkakaiba sa mga kapasidad ng init ng mga produkto ng reaksyon at mga panimulang sangkap, na isinasaalang-alang ang mga stoichiometric coefficient:

Para sa P = const:

enthalpy thermodynamic entropy pressure

Kung ang pagdepende sa temperatura c P ay tinatantya ng equation

=a+b . T+c . , Iyon

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

Init ng adsorption - Ang init sa bawat nunal ng isang substance na inilalabas sa panahon ng adsorption nito. Ang adsorption ay palaging isang exothermic na proseso (Q > 0). Sa patuloy na adsorption (Г, q = const):

Ang halaga ng Q ay isang hindi direktang pamantayan para sa pagtukoy ng uri ng adsorption: kung Q< 30 40 кДж/моль) - физическая адсорбция, Q >40 kJ/mol - chemisorption.

Init ng pagbuo - isobaric thermal effect ng kemikal na reaksyon ng pagbuo ng isang naibigay na compound ng kemikal mula sa mga simpleng sangkap, bawat isang nunal ng tambalang ito. Ito ay pinaniniwalaan na ang mga simpleng sangkap ay tumutugon sa pagbabago at estado ng pagsasama-sama na matatag sa isang naibigay na temperatura at presyon ng 1 atm.

Init ng pagkasunog (t.s.) - ang thermal effect ng pagkasunog ng 1 mole ng isang substance at paglamig ng mga produkto ng reaksyon sa paunang temperatura ng pinaghalong. Ang T.S., maliban kung iba ang nakasaad, ay tumutugma sa pagkasunog ng C hanggang CO 2, H 2 hanggang H 2 O (likido), para sa iba pang mga sangkap, ang mga produkto ng kanilang oksihenasyon ay ipinahiwatig sa bawat kaso.

Ang init ng pagbabago ng phase- init na hinihigop (pinakawalan) bilang resulta ng paglipat ng balanse ng isang sangkap mula sa isang yugto patungo sa isa pa (tingnan ang paglipat ng yugto).

Thermodynamic variable (atbp.)- mga dami na nagpapahayag ng dami ng thermodynamic na katangian. T.P. nahahati sa mga independiyenteng variable (sinusukat sa eksperimentong paraan) at mga function. Tandaan: presyon, temperatura, elementong kemikal na komposisyon - independiyente, atbp., entropy, enerhiya - mga pag-andar. Ang isang hanay ng mga halaga ng mga independiyenteng variable ay tumutukoy sa thermodynamic na estado ng system (tingnan din ang antas ng estado). Ang mga variable na naayos ayon sa mga kondisyon ng pagkakaroon ng system at, samakatuwid, ay hindi maaaring magbago sa loob ng mga limitasyon ng problemang isinasaalang-alang ay tinatawag na thermodynamic na mga parameter.

Malawak - atbp., proporsyonal sa dami ng sangkap o masa ng sistema. Prim.: volume, entropy, internal energy, enthalpy, Gibbs at Helmholtz energies, charge, surface area.

Intensive - atbp., independiyente sa dami ng sangkap o masa ng system. Tandaan: presyon, thermodynamic na temperatura, mga konsentrasyon, molar at tiyak na dami ng termodinamiko, potensyal ng kuryente, pag-igting sa ibabaw. Ang mga malawak at iba pa ay idinaragdag, ang mga masinsinang ay pina-level out.

Ang artikulo ay nagbibigay ng isang fragment ng isang talahanayan ng puspos at sobrang init na singaw. Gamit ang talahanayang ito, ang kaukulang mga halaga ng mga parameter ng estado nito ay tinutukoy mula sa halaga ng presyon ng singaw.

Presyon ng singaw	Temperatura ng saturation	Tiyak na dami	Densidad		Entalpy ng singaw	Init ng singaw (condensation)

Column 1: Presyon ng singaw (p)

Ipinapakita ng talahanayan ang ganap na halaga ng presyon ng singaw sa bar. Ang katotohanang ito ay dapat isaisip. Kapag pinag-uusapan natin ang presyon, kadalasang pinag-uusapan natin ang labis na presyon, na ipinapakita ng isang pressure gauge. Gayunpaman, ang mga inhinyero ng proseso ay gumagamit ng ganap na presyon sa kanilang mga kalkulasyon. Sa pagsasagawa, ang pagkakaibang ito ay madalas na humahantong sa mga hindi pagkakaunawaan at kadalasan ay may hindi kanais-nais na mga kahihinatnan.

Sa pagpapakilala ng sistema ng SI, tinanggap na ang ganap na presyon lamang ang dapat gamitin sa mga kalkulasyon. Ang lahat ng mga instrumento sa pagsukat ng presyon ng mga teknolohikal na kagamitan (maliban sa mga barometer) ay pangunahing nagpapahiwatig ng labis na presyon, ang ibig naming sabihin ay ganap na presyon. Ang mga normal na kondisyon ng atmospera (sa lebel ng dagat) ay nangangahulugang barometric pressure na 1 bar. Ang gauge pressure ay karaniwang ipinahiwatig sa barg.

Column 2: Saturated steam temperature (ts)

Ang talahanayan, kasama ang presyon, ay nagpapakita ng kaukulang temperatura ng puspos na singaw. Tinutukoy ng temperatura sa kaukulang presyon ang kumukulo ng tubig at sa gayon ang temperatura ng puspos na singaw. Tinutukoy din ng mga halaga ng temperatura sa column na ito ang temperatura ng steam condensation.

Sa presyon na 8 bar, ang temperatura ng saturated steam ay 170°C. Ang condensate na nabuo mula sa singaw sa presyon na 5 bar ay may katumbas na temperatura na 152 °C.

Column 3: Partikular na volume (v")

Ang tiyak na volume ay ipinahiwatig sa m3/kg. Sa pagtaas ng presyon ng singaw, bumababa ang tiyak na dami. Sa presyon ng 1 bar, ang tiyak na dami ng singaw ay 1.694 m3/kg. O sa madaling salita, ang 1 dm3 (1 litro o 1 kg) ng tubig sa panahon ng evaporation ay tumataas ang volume ng 1694 beses kumpara sa orihinal nitong likidong estado. Sa presyon na 10 bar, ang tiyak na volume ay 0.194 m3/kg, na 194 beses na mas malaki kaysa sa tubig. Ang mga tiyak na halaga ng volume ay ginagamit sa pagkalkula ng mga diameter ng steam at condensate pipelines.

Column 4: Specific gravity (ρ=rho)

Ang partikular na gravity (tinatawag ding density) ay ibinibigay sa kJ/kg. Ipinapakita nito kung gaano karaming kilo ng singaw ang nasa 1 m3 ng volume. Habang tumataas ang presyon, tumataas ang tiyak na gravity. Sa presyon na 6 bar, ang singaw na may dami na 1m3 ay may timbang na 3.17 kg. Sa 10 bar - mayroon nang 5.15 kg at sa 25 bar - higit sa 12.5 kg.

Column 5: Enthalpy ng saturation (h’)

Ang enthalpy ng kumukulong tubig ay ibinibigay sa kJ/kg. Ang mga halaga sa column na ito ay nagpapakita kung gaano karaming thermal energy ang kailangan upang pakuluan ang 1 kg ng tubig sa isang tiyak na presyon, o kung gaano karaming thermal energy ang nakapaloob sa condensate na na-condensed mula sa 1 kg ng singaw sa parehong presyon. Sa presyon ng 1 bar, ang tiyak na enthalpy ng tubig na kumukulo ay 417.5 kJ/kg, sa 10 bar – 762.6 kJ/kg, at sa 40 bar – 1087 kJ/kg. Sa pagtaas ng presyon ng singaw, ang enthalpy ng tubig ay tumataas, at ang bahagi nito sa kabuuang enthalpy ng singaw ay patuloy na lumalaki. Nangangahulugan ito na mas mataas ang presyon ng singaw, mas maraming thermal energy ang nananatili sa condensate.

Column 6: Kabuuang enthalpy (h”)

Ang enthalpy ay ibinibigay sa kJ/kg. Ipinapakita ng column na ito ng talahanayan ang mga halaga ng steam enthalpy. Ang talahanayan ay nagpapakita na ang enthalpy ay tumataas hanggang sa isang presyon ng 31 bar at bumababa sa isang karagdagang pagtaas sa presyon. Sa presyon ng 25 bar ang halaga ng enthalpy ay 2801 kJ/kg. Para sa paghahambing, ang halaga ng enthalpy sa 75 bar ay 2767 kJ/kg.

Column 7: Thermal energy ng vaporization (condensation) (r)

Ang enthalpy ng vaporization (condensation) ay ipinahiwatig sa kJ/kg. Ipinapakita ng column na ito ang dami ng thermal energy na kinakailangan upang ganap na maalis ang 1 kg ng tubig na kumukulo sa naaangkop na presyon. At kabaligtaran - ang halaga ng thermal energy na inilabas sa panahon ng proseso ng kumpletong paghalay ng (puspos) singaw sa isang tiyak na presyon.

Sa presyon ng 1 bar r = 2258 kJ/kg, sa 12 bar r = 1984 kJ/kg at sa 80 bar r = 1443 kJ/kg lamang. Habang tumataas ang presyon, bumababa ang dami ng thermal energy ng vaporization o condensation.

Panuntunan:

Habang tumataas ang presyon ng singaw, bumababa ang dami ng thermal energy na kinakailangan upang ganap na maalis ang kumukulong tubig. At sa proseso ng paghalay ng puspos na singaw sa naaangkop na presyon, mas kaunting thermal energy ang inilabas.

Halimbawa 1. Pagkalkula ng mga enthalpies ng pagbuo ng mga sangkap at thermal effect ng mga prosesong kemikal

1. Ang karaniwang enthalpy ng pagbuo ng ozone gas ay 142.3 kJ/mol. Ipahiwatig kung alin sa mga sumusunod na reaksyon ang thermal effect ΔH 0 arr ay tumutugma sa karaniwang enthalpy ng pagbuo ng O 3 (g):

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

Isulat ang thermochemical equation para sa prosesong ito.

Solusyon. Sa pamamagitan ng kahulugan, ang ΔH 0 ay nagpapakita ng thermal effect ng reaksyon ng pagbuo ng 1 mol ng substance O 3 (g) sa pamamagitan ng direktang synthesis mula sa mga simpleng substance na matatag sa 298 K at isang presyon ng 101 kPa. Ang kaso d) ay hindi umaangkop sa kahulugang ito, dahil hindi tumutugma sa isang reaksyon ng synthesis. Kaso c) ay hindi nakakatugon sa kinakailangan ng mga karaniwang kondisyon, dahil sa 298K at isang presyon ng 101kPa, ang oxygen ay hindi maaaring nasa likidong estado. Kaso a) ay dapat ding ibukod, dahil Ang atomic oxygen O(g) ay hindi isang matatag na anyo ng pagkakaroon ng simpleng sangkap na oxygen. Kaya, tanging reaksyon b) ang nakakatugon sa mga kinakailangan ng kahulugan. Ang thermochemical equation ay magiging ganito:

O 2 (g) + ½O 2 (g) = O 3 (g); ΔH 0 sample [O 3 (g)] = 142.3 kJ/mol.

Sagot: ang mga kondisyon ng problema ay tumutugma sa equation b); ΔH 0 sample [O 3 (g)] = 142.3 kJ/mol.

2. Sa panahon ng pagkasunog ng calcium na tumitimbang ng 8 g, ang halaga ng enerhiya na inilabas ay 127 kJ. Sumulat ng isang thermochemical equation para sa reaksyong ito.

Solusyon. Una, gumawa tayo ng chemical equation para sa combustion reaction ng isang metal sa oxygen: 2Ca + O 2 = 2CaO. Ang thermochemical equation ay naiiba sa chemical equation dahil ito ay nagpapahiwatig ng pinagsama-samang estado ng mga reactant at produkto, pati na rin ang thermal effect ng proseso. Samakatuwid, ang aming kaso ay tumutugma sa isang thermochemical equation ng sumusunod na anyo:

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

Sa equation na ito, ang nais na thermal effect ay tumutugma sa 2 moles ng calcium.

At ayon sa mga kondisyon ng problema, 8 g ng calcium ang pumasok sa reaksyon, na tumutugma sa dami ng sangkap n Ca = m(Ca)/M(Ca); n Ca = 8g/40g/mol = 0.2 mol. Kinakalkula namin ang dami ng enerhiya na ilalabas sa panahon ng pagkasunog ng 2 mol ng calcium, gamit ang proporsyon: 0.2 mol Ca - -127 kJ

2 mol Ca - X kJ X= 2mol·(–127kJ)/0.2mol = –1270kJ.

Kaya, ang pagkasunog ng 2 moles ng calcium metal ay naglalabas ng 1270 kJ ng enerhiya.

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

3. Kalkulahin ang karaniwang enthalpy ng pagbuo ng benzene C 6 H 6 (l), kung ang mga enthalpi ng pagkasunog ng hydrogen, carbon at benzene ay pantay, ayon sa pagkakabanggit (kJ/mol):

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

Solusyon. Isulat natin ang equation ng reaksyon, ang thermal effect nito ay dapat matukoy. Ang pagbuo ng benzene mula sa mga simpleng sangkap ay maaaring kinakatawan ng sumusunod na thermochemical equation:

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

Upang matukoy ang enthalpy ng pagbuo ng benzene, buuin natin ang Hess cycle gamit ang mga problemang ito:

H 2 (g) + ½O 2 (g) = H 2 O (l), ΔH 0 1 = -285.84 kJ/mol; (1)

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

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

Upang makuha ang ninanais na equation para sa pagbuo ng benzene mula sa mga simpleng sangkap, sapat na upang magdagdag ng mga equation (1) at (2) sa Hess cycle, pagpaparami ng mga ito sa kaukulang coefficient 3 at 6, at ibawas ang equation (3) mula sa kanila. :

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

Kanselahin natin ang mga homogenous na termino at ilipat -C 6 H 6 (g) sa kanang bahagi ng pagkakapantay-pantay na may kabaligtaran na tanda. Nakukuha namin ang kinakailangang equation: 6C(s) + 3H 2 (g) = C 6 H 6 (l).

Gagawin namin ang mga katulad na aksyon na may mga thermal effect:

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

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

(-857.52 -2361.06 + 3267.70) kJ/mol = 49.12 kJ/mol.

Sagot: ΔH 0 arr [C 6 H 6 (l)] = 49.12 kJ/mol.

4. Gamit ang halaga ng karaniwang enthalpies ng pagbuo ng mga kalahok sa proseso ng kemikal, tukuyin ang dami ng enerhiya na inilabas kapag binawasan ng carbon monoxide ang 100 kg ng lead dioxide sa oxide sa pagbuo ng carbon dioxide.

Solusyon. Isulat natin ang thermochemical equation ng reaksyon, ang thermal effect nito ay dapat matukoy:

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

Ayon sa 3rd corollary ng batas ni Hess, ang thermal effect ng proseso ay tinutukoy ng pagkakaiba sa mga kabuuan ng mga enthalpies ng pagbuo ng mga produkto at reagents. Gamit ang data sa Talahanayan 1 ng Appendix, nakita namin ang mga halaga ng mga kinakailangang enthalpies (kJ/mol):

ΔH 0 arr = -276.86; ΔH 0 arr = -110.50; ΔH 0 arr = - 217.86;

ΔH 0 arr = -393.51.

Gumawa tayo ng Hess cycle para kalkulahin ang thermal effect ng reduction reaction ng lead dioxide na may carbon monoxide:

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

at, pinapalitan ang mga kilalang halaga, kalkulahin ito:

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

Ipinakita ng mga kalkulasyon na kapag ang 1 mole ng PbO 2 ay nabawasan, 224.01 kJ ng enerhiya ang pinakawalan. Tukuyin natin kung anong masa ng lead dioxide ang tumutugma sa dami ng sangkap na ito:

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

Ngayon kalkulahin natin ang dami ng enerhiya na ilalabas sa panahon ng pagkasunog ng 100 kg ng PbO 2 gamit ang proporsyon:

239·10 -3 kg ― -224.01 kJ

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

Sagot: Kapag ang 100 kg ng lead dioxide ay nabawasan, 93,728 kJ ng enerhiya ay inilabas.

5. Ang enerhiya ng C–H bond sa methane ay 435 kJ/mol, ang enerhiya ng C–Cl bond sa chloromethane ay 350 kJ/mol. Alam na ang E Cl - Cl = 240 kJ/mol, at E H - Cl = 430 kJ/mol, kalkulahin ang thermal effect (ΔH 0) ng reaksyon: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl.

Solusyon. Ang mga enthalpies ng pagbuo ng mga kemikal na sangkap ay maaaring kalkulahin mula sa mga energies ng mga bono na nabuo sa mga sangkap na ito. Halimbawa, sa isang methane molecule 4 na covalent C–H bond ang nabuo, samakatuwid,

ΔH 0 arr (CH 4) = 4·, at ΔH 0 arr (CH 4) = 4·435 kJ/mol = 1740 kJ/mol. Magsasagawa kami ng mga katulad na kalkulasyon para sa lahat ng iba pang mga molekula:

ΔH 0 arr (Cl 2) = 3·[E Cl - Cl ] = 3·240 kJ/mol = 720 kJ/mol (tingnan ang teorya ng pagbuo ng dative bond, sa Cl 2 molecule mayroong triple bond);

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

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

Ngayon, ayon sa 3rd corollary mula sa batas ni Hess, kalkulahin natin ang thermal effect ng nais na reaksyon: ΔH 0 = [ΔH 0 arr (CH 3 Cl) + ΔH 0 arr (HCl)] - [ΔH 0 arr (CH 4) + ΔH 0 arr (Cl 2)] at

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

Sagot: ang thermal effect ng exothermic na proseso ng methane chlorination na may pagbuo ng chloromethane ay katumbas ng ΔH 0 = -375 kJ/mol.

Halimbawa 2. Pagpapasiya ng kaugnayan sa pagitan ng panloob na enerhiya at enthalpy ng mga prosesong thermodynamic

1. Ang pagbabago sa panloob na enerhiya ng system Fe(s) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (s) ay katumbas ng -334.0 kJ. Tukuyin ang thermal effect ng reaksyong ito sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon.

Solusyon. Ayon sa unang batas ng thermodynamics, ang thermal effect ng isang kemikal na reaksyon sa isang pare-parehong temperatura ΔH T ay nauugnay sa isang pagbabago sa panloob na enerhiya ng system ΔU sa pamamagitan ng equation na ΔH T = ΔU ± RTΔn. Sa equation na ito, ang pagbabago sa dami ng substance Δn ay tinutukoy lamang ng mga substance na matatagpuan sa hindi bababa sa condensed phase, sa aming kaso - sa gaseous phase. Dahil walang mga gas na sangkap sa mga produkto ng reaksyon, Δn = 0 – 1 mol (Cl 2) = -1 mol.

Sa ilalim ng mga karaniwang kundisyon T 0 = 298 K, R = 8.31·10 -3 kJ/mol·K. Ang pagpapalit ng mga ito at ang nahanap na mga halaga sa equation para sa ΔH 0 T, nakita namin ang thermal effect ng synthesis reaction ng iron (2) chloride:

ΔH 0 h.r. = -334 kJ – (8.31·10 -3 kJ/mol·K)·298 K·1 mol = -336.5 kJ.

Sagot: ΔH 0 h.r. = -336.5 kJ.

2. Kalkulahin ang pagbabago sa panloob na enerhiya sa panahon ng pagsingaw ng 50 g ng ethyl alcohol sa kumukulong punto, kung ang tiyak na init ng pagsingaw nito ay 857.7 J/g, at ang tiyak na dami ng singaw sa puntong kumukulo ay 607·10 -3 l/ g. Ang dami ng likido ay maaaring mapabayaan.

Solusyon. Ang proseso ng pagsingaw (transisyon ng isang likidong sangkap sa isang gas na estado) ay pisikal, ito ay nangyayari sa pare-pareho ang presyon at pare-pareho ang temperatura (kung ang sangkap ay dalisay sa kemikal). Para sa ganoong proseso (na nagaganap, bilang panuntunan, sa pare-parehong presyon), ang ugnayan sa pagitan ng pagbabago sa kabuuang ΔH P at ang panloob na ΔU na enerhiya ng thermodynamic system, ayon sa unang batas ng thermodynamics, ay sumusunod sa equation na ΔH P = ΔU ± PΔV. Dahil ang dami ng system ay tumataas, pagkatapos ay ΔV > 0 at ang equation ay pinapasimple: ΔH P = ΔU + PΔV.

Ang pagbabago sa dami ng system ΔV ay magiging katumbas ng dami ng singaw na nabuo, na isinasaalang-alang ang mga kondisyon ng problema. Kung ang tiyak na dami ng gaseous alcohol v sa boiling point ay 607·10 -3 l/g, kung gayon ang pagbabago sa volume sa panahon ng vaporization ng 50 g ng alcohol ay madaling makalkula gamit ang equation na ΔV=v·m; ΔV = 607·10 -3 (l/g)·50(g) = 3035·10 -2 (l) = 30.35 l.

Ang enthalpy effect ΔH 0 sa panahon ng phase transition sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon ay tinutukoy ng formula ΔH 0 =L·m, kung saan ang L ay ang tiyak na init ng vaporization. Ang pagpapalit ng mga halaga mula sa mga kondisyon ng problema, gagawin namin ang kaukulang mga kalkulasyon ΔH 0:

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

Pagbabago ng thermodynamic equation para sa ΔH 0 na may kaugnayan sa ΔU 0 at paglutas nito, nakuha namin ang: ΔU 0 = ΔH 0 - PΔV; ΔU 0 = 42885 kPa l – 101 kPa 30.35 l = 39820 kPa l = 39820 J = 39.82 kJ.

Sagot: ang panloob na enerhiya ng thermodynamic system ay tumaas ng 39.82 kJ.

3 . Kalkulahin ang thermal effect at ang pagbabago sa panloob na enerhiya ng sistema ng reaksyon sa panahon ng pagbabawas ng iron oxide (2) na may hydrogen, kung ang mga thermal effect ng mga sumusunod na reaksyon ay kilala: FeO(s) + CO(g) = Fe( s) + CO 2 (g), ΔH 1 = - 13.18 kJ; (1)

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

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

Solusyon. Ayon sa batas ni Hess, upang makuha ang nais na equation ng reaksyon, maaari kang magsagawa ng mga operasyong aritmetika sa mga equation na ibinigay sa problema. Ang parehong ay maaaring gawin sa mga thermal effect.

Samakatuwid, upang makuha ang equation

FeO(s) + H 2 (g) = Fe(s) + H 2 O(g), ΔH = X kJ,

kailangan mong buuin ang mga equation (1) at (3) at ibawas ang equation (2) mula sa kabuuan na ito. Ginagawa namin ang parehong aksyon na may mga thermal effect. Pagkatapos ang thermal effect ng reduction reaction ng iron oxide (2) na may hydrogen ay tinutukoy ng formula:

ΔH = ΔH 1 + ΔH 3 - ΔH 2.

Ang pagpapalit ng mga kilalang halaga sa formula na ito at paggawa ng mga kalkulasyon, makakakuha tayo ng:

ΔH = - 13.18 kJ + (-241.83 kJ) – (-283.00 kJ) = 27.99 kJ.

Upang matukoy ang pagbabago sa panloob na enerhiya ng system para sa isang naibigay na proseso, inilalapat namin ang unang batas ng thermodynamics ΔH = ΔU ± RTΔn. Ang pagkalkula ng pagbabago sa dami ng sangkap ng mga produktong may gas pagkatapos ng (H 2 O) at bago (H 2) na reaksyon ay nagpapakita na ang Δn = 0. Pagkatapos ang equation na nagkokonekta sa ΔU at ΔH ay pinasimple: ΔH = ΔU. Nangangahulugan ito na ang proseso ng pagbabawas ay endothermic at ang panloob na enerhiya ng system ay tumataas ng 27.99 kJ.

Sagot: ΔH = ΔU = 27.99 kJ.

4. Ang panloob na enerhiya sa panahon ng pagsingaw ng 90 g ng tubig sa 100 0 C ay nadagdagan ng 188.1 kJ. Ang tiyak na dami ng singaw ng tubig ay 1.699 l/g, ang presyon ay 1.01·10 5 Pa. Tukuyin ang init ng singaw ng tubig (kJ/mol).

Solusyon. Para sa proseso ng pagbuo ng singaw

H 2 O(l)<=>H 2 O(g), ΔH = X kJ/mol,

ang ugnayan sa pagitan ng init ng vaporization ΔH at ang pagbabago sa panloob na enerhiya ΔU ng system sa pare-parehong presyon (P = Const) ay ipinahayag ng equation na ΔH = ΔU ± PΔV, kung saan ΔV = V H2O(g) – V H2O(l ) > 0, dahil V H2O(g) > V H2O(l). Isinasaalang-alang ang konklusyon na ito, ang equation ay pasimplehin: ΔH = ΔU + PΔV.

Alam ang tiyak na dami ng singaw ng tubig sa ilalim ng mga ibinigay na kondisyon (v) at ang masa ng tubig (m), makikita natin ang: V H2O(g) = vm; V H2O(g) = 1.699(l/g) 90(g) = 152.91 l. Dahil kilala rin ang density ng likidong tubig (ρ H2O(l) = 1·10 -3 g/l), makikita natin ang volume ng likidong tubig gamit ang formula

V H2O(l) = ρm at V H2O(l) = 1·10 -3 (g/l)·90(g) = 0.09 l.

Isinasaalang-alang ang mga halagang ito, ang pagbabago sa dami sa pagsingaw ng 90 g ng tubig ΔV ay magiging:

ΔV = 152.91l – 0.09l = 152.82l.

Ang pagpapalit ng nahanap na halaga ng ΔV, pati na rin ang ibinigay na mga kondisyon ng problema, sa expression para sa ΔH, tinutukoy namin ang init ng pagsingaw ng 90 g ng tubig:

ΔH P = 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.

Kinakalkula sa bawat 1 mole ng singaw na nabuo, ang halagang ito ay magiging: ΔH = ΔH P ·M/m, kung saan ang M ay ang molar mass ng tubig. Pagkatapos ΔH = = 40.71 kJ/mol.

Sagot: Ang init ng pagsingaw ng tubig sa puntong kumukulo nito ay 40.71 kJ/mol.

5. Ang paglusaw ng 130 g ng metallic zinc sa dilute sulfuric acid sa 20 0 C ay sinamahan ng pagpapalabas ng 286.2 kJ ng enerhiya. Ang hydrogen gas na inilabas ay gumagana laban sa panlabas na presyon. Tukuyin ang pagbabago sa panloob na enerhiya ng prosesong ito.

Solusyon. Para sa kemikal na reaksyon Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

ang relasyon sa pagitan ng thermal effect ng proseso (ΔH) at ang pagbabago sa panloob na enerhiya ng system (ΔU) ay sumusunod sa equation ng unang batas ng thermodynamics ΔH = ΔU ± RTΔn. Dahil sa prosesong ito ang trabaho ay ginagawa sa kapaligiran, nangangahulugan ito na ang panloob na enerhiya ng system ay bumababa, i.e.

ΔH = ΔU – RTΔn o ΔU = ΔH + RTΔn.

Sa equation na ito, ang Δn ay tumutugma sa dami ng substance na inilabas, hydrogen gas n H 2, na tinutukoy ng dami ng substance na nag-react sa zinc metal acid n Zn. At pagkatapos n H 2 = n Zn = m Zn /M Zn, kung saan ang m at M ay ang mass at molar mass ng zinc, ayon sa pagkakabanggit. Ang paggawa ng mga kalkulasyon, nakukuha namin:

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

Ngayon kalkulahin natin ang pagbabago sa panloob na enerhiya ng proseso, alalahanin na sa mga exothermic na proseso ΔH< 0, т.е. ΔH = -286,2 кДж; Т = 273 + 20 = 293 К;

R = 8.31·10 -3 kJ/mol·K. At pagkatapos:

ΔU = -286.2 kJ + 8.31 10 -3 (kJ/mol K) 293 K 2 mol = -281.3 kJ.

Sagot: Sa panahon ng reaksyon, ang panloob na enerhiya ng system ay bababa ng 281.3 kJ.

Halimbawa 3. Pagkalkula ng entropy, ang kaugnayan nito sa enthalpy ng proseso ng kemikal

at temperatura

1. Ang tiyak na init ng pagsingaw ng bromobenzene sa temperatura na 156.8 0 C ay 241.0 J/g. Tukuyin ang pagbabago sa entropy ng phase transition sa pagsingaw ng 1.25 mol ng bromobenzene.

Solusyon. Ang pagbabago sa entropy sa proseso ng ekwilibriyo ng paglipat ng isang sangkap mula sa isang estado ng pagsasama-sama patungo sa isa pa ay tinutukoy ayon sa pangalawang batas ng thermodynamics bilang

ΔS = , kung saan ang ΔH ay ang init ng evaporation (o ang enthalpy ng proseso ng phase transition mula sa isang likido patungo sa isang gas na estado), ang T ay ang temperatura ng phase transition.

Upang matukoy ang thermal effect ng proseso ΔH, kailangan munang kalkulahin ang molar mass ng panimulang sangkap na bromobenzene C 6 H 5 Br, ito ay magiging katumbas ng: M(C 6 H 5 Br) = 6 12 + 5 1 + 1 80 = 157 (g/mol ). Alam ang dami ng bromobenzene substance n nakikilahok sa phase transition, tinutukoy namin ang masa nito: m(C 6 H 5 Br) = M n;

m(C 6 H 5 Br) = 157 g/mol 1.25 mol = 196.25 g.

Para sa isang naibigay na masa ng isang sangkap, na isinasaalang-alang ang tiyak na init ng pagsingaw (L), kinakalkula namin ang thermal effect ng proseso gamit ang formula: ΔH = L m, ΔH = 241 (J/g) 196.25 (g) = 47296.25 J.

Temperatura ng phase transition T = t 0 C + 273 = 156.8 + 273 = 429.8 K.

Ang pagpapalit ng nakuha na mga halaga sa equation ng 2nd law ng thermodynamics, nakuha namin:

ΔS = = 110,04 .

Sagot: sa pagsingaw ng 1.25 mol ng bromobenzene, ang entropy ng system ay tumataas ng 110.04 J/K.

2. Tukuyin ang pagbabago sa entropy sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon para sa sumusunod na proseso ng kemikal: Al(k) + Cr 2 O 3 (k) → Cr(k) + Al 2 O 3 (k).

Solusyon. Ayon sa 3rd corollary ng batas ni Hess, ang pagbabago sa entropy ng isang proseso ng kemikal (ΔS) ay tinukoy bilang ang pagkakaiba sa pagitan ng mga kabuuan ng mga entropi ng mga produkto ng reaksyon at reagents, na isinasaalang-alang ang kanilang mga stoichiometric coefficient sa equation ng reaksyon.

Isinasaalang-alang ang sitwasyong ito, ang diagram ng proseso ay dapat na bawasan sa isang kemikal na equation sa pamamagitan ng paglalagay ng mga naaangkop na coefficient. Pagkatapos makuha namin:

2Al(k)+ Cr 2 O 3 (k) = 2Cr(k) + Al 2 O 3 (k).

Para sa reaksyong ito, gumawa tayo ng equation para sa pagkalkula ng pagbabago sa entropy sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon: ΔS 0 = – .

Ayon sa talahanayan sa Appendix No. 7, itatatag namin ang mga halaga ng entropy (S 0) ng mga kalahok sa proseso (J/mol K):

S 0 Al(k) = 28.32; S 0 Cr 2 O 3 (k) = 81.10; S 0 Cr(k) = 23.76; S 0 Al 2 O 3 (k) = 50.94.

Ang pagpapalit ng nahanap na mga halaga ng entropy sa nais na equation at paggawa ng mga kalkulasyon, nakuha namin ang: ΔS 0 = (2·23.76 + 50.94) – (2·28.32 + 81.10) = -39.28 (J/mol· TO).

Tandaan natin na ang negatibong halaga ng pagbabago sa entropy (pagbaba ng entropy) ay nagpapahiwatig ng imposibilidad ng kusang isagawa ang prosesong ito sa ilalim ng karaniwang mga kondisyon.

Sagot: ΔS 0 = -39.28 J/mol·K. Sa ilalim ng karaniwang mga kondisyon, imposible ang ganitong proseso.

Ang reaksyon ng agnas ng magnesium nitrate ayon sa equation

2Mg(NO 3) 2 (s) = 2MgO(s) + 4NO 2 (g) + O 2 (g)

ay sinamahan ng pagtaas sa entropy ng system ng 891 J/K at pagbabago sa enthalpy ng 510 kJ. Kalkulahin ang karaniwang enthalpy ng pagbuo at entropy ng pagbuo ng magnesium nitrate. Tukuyin kung aling salik - enthalpy o entropy - ang nag-aambag sa kusang paglitaw ng prosesong ito.

Solusyon. Magsasagawa kami ng mga kalkulasyon ng ΔH 0 arr at S 0 arr batay sa ika-3 corollary mula sa batas ni Hess, ayon sa kung saan:

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

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

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

Gamit ang data mula sa Table Appendix No. 1, nakita namin ang mga halaga ng mga enthalpies ng pagbuo at entropies ng mga produkto ng reaksyon:

ΔH 0 arr = -601.24 kJ/mol; ΔH 0 arr = 33.50 kJ/mol; S 0 sample = 26.94 J/mol K; S 0 sample = 240.45 J/mol K; S 0 sample = 205.04 J/mol·K.

Ang pagpapalit ng mga nahanap na halaga sa mga equation a) at b), kinakalkula namin ang mga kinakailangang halaga:

ΔH 0 arr = 1 mol·(-601.24 kJ/mol) + 2 mol·33.50 kJ/mol -½(510 kJ) =

789.24 kJ;

S 0 arr = 1mol·26.94 J/mol·K + 2mol·240.45 J/mol·K + ½mol·205.04 J/mol·K - ½·891 J/K = -164.87 J/K.

Tulad ng nalalaman, ang kusang paglitaw ng isang reaksyon ay pinadali ng pagbaba ng enthalpy factor nito (ΔH 0 ch.r.< 0) и увеличение энтропийного фактора (Т·ΔS 0 х.р. >0). Ayon sa data ng mga kondisyon ng problema, tumataas ang entropy sa panahon ng proseso, at, dahil dito, tumataas ang produkto T·ΔS 0 ch.r. , na nag-aambag sa kusang paglitaw nito. Sa kabilang banda, ang enthalpy ng reaksyon ay tumataas din, na hindi nakakatulong sa spontaneity ng proseso sa pasulong na direksyon.

Sagot: ΔH 0 arr = - 789.24 kJ; S 0 arr = -164.87 J/K. Ang spontaneity ng proseso ng agnas ng magnesium nitrate ay pinadali ng entropy factor ng reaksyong ito.

4. Kapag natutunaw ang 100 g ng tanso, ang entropy ng system ay tumataas ng 1.28 J/K. Kalkulahin ang tiyak na init ng pagsasanib ng tanso sa temperatura na 1083 0 C.

Solusyon. May kaugnayan sa pagitan ng tiyak na init (L, J/kg) at ang enthalpy ng pagsasanib (ΔH, J) L = ΔH/m. Ang relasyon sa pagitan ng enthalpy ng isang proseso at ng pagbabago sa entropy nito ay ipinahayag ng equation ng 2nd law ng thermodynamics ΔH = Т·ΔS. Ang pagsasama-sama ng dalawang expression, nakukuha namin:

Palitan natin ang data mula sa pahayag ng problema sa natagpuang relasyon, gawin ang mga naaangkop na kalkulasyon at kunin ang:

L= .

Sagot: Ang tiyak na init ng pagsasanib ng tanso ay 17.4.

5 . Ang reaksyon ng pagkasunog ng acetylene ay nagpapatuloy ayon sa equation

C 2 H 2 (g) + 5/2O 2 (g) = 2CO 2 (g) + H 2 O (l).

Kalkulahin ang pagbabago sa entropy ng system sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon at ipaliwanag ang mga dahilan ng pagbaba nito.

Solusyon. Ayon sa corollary ng batas ni Hess, ang pagbabago sa entropy ay tinukoy bilang ang pagkakaiba sa pagitan ng mga kabuuan ng entropies ng mga produkto at mga reactant ng proseso, na isinasaalang-alang ang stoichiometric reaction coefficients. Pagkatapos

ΔS 0 h.r. = – .

Sa Appendix Table No. 1 nakita namin ang mga halaga ng mga kinakailangang entropies:

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

Ang pagpapalit ng mga halagang ito sa equation para sa pagbabago sa entropy ng proseso at paggawa ng mga kalkulasyon, nakuha namin:

ΔS 0 h.r. = (2 213.65 + 69.94 - 219.45 – (5/2) 205.03) J/mol K = -234.79 J/mol K.

Ang pagbaba sa entropy ng proseso ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagtaas sa pagkakasunud-sunod ng system, dahil ang dami ng mga sangkap ng gas sa mga produkto ng reaksyon ay 2.7 beses na mas mababa kaysa sa mga reactant (5.5/2).

Sagot: ΔS 0 h.r. = -234.79 J/mol K; ΔS 0 x.r.<0 т.к. Δn(г) < 0.

Halimbawa 4. Pagkalkula ng pagbabago sa enerhiya ng Gibbs, pagtukoy sa direksyon

proseso ng kemikal

1. Ang pagbabawas ng natural na mineral magnetite Fe 3 O 4 na may carbon monoxide (2) ay isinasagawa sa ilalim ng mga kondisyon ng produksyon ayon sa reaksyon

Fe 3 O 4 (k) + CO (g) = 3FeO (k) + CO 2 (g).

Tukuyin ang pagbabago sa enerhiya ng Gibbs at gumawa ng konklusyon tungkol sa posibilidad ng kusang paglitaw ng prosesong ito sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon.

Solusyon. Ang isobaric-isothermal na potensyal ng isang thermodynamic system o Gibbs energy G ay sumasalamin sa pangkalahatang puwersang nagtutulak ng proseso, i.e. nagsasaad na bahagi ng kabuuang enerhiya ng system (H) na maaaring ganap at walang nalalabi na ma-convert sa kapaki-pakinabang na gawain (ang proseso ng kemikal mismo). Pagbabago sa enerhiya ng Gibbs ΔG (sa T = Const at P = Const) patungo sa pagbaba nito (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 (ipinagpatuloy) - ∑ΔG arr (react).

Ang paglalapat ng expression na ito sa equation para sa proseso ng pagbabawas ng double iron oxide Fe 3 O 4 sa ilalim ng karaniwang mga kondisyon, nakukuha namin:

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

Gamit ang talahanayan sa Appendix No. 1, itinakda namin ang mga halaga ng ΔG 0 arr ng mga produkto ng reaksyon at reagents:

ΔG 0 sample FeO(k) = -244.3 kJ/mol; ΔG 0 sample CO 2 (g) = -394.38 kJ/mol; ΔG 0 sample Fe 3 O 4 (k) = -1014.20 kJ/mol; ΔG 0 sample CO(g) = -137.27 kJ/mol.

Ang pagpapalit ng mga nahanap na halaga sa expression para sa ΔG 0 x.r. at pagkatapos gumawa ng mga kalkulasyon, nakukuha namin:

ΔG 0 h.r. = – [(-1014.20) + (-137.27)] = 24.19 (kJ/mol).

Ipinakita ng mga kalkulasyon na ΔG 0 ch.r.> 0, nangangahulugan ito na hindi maaaring mangyari ang prosesong ito sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon.

Sagot: sa ilalim ng karaniwang mga kondisyon, ang proseso ng kusang pagbawas ng iron dioxide na may carbon monoxide (2) ay hindi magagawa, dahil ΔG 0 h.r. > 0.

2. Ipaliwanag kung bakit hindi nangyayari ang exothermic reaction H 2 (g) + CO 2 (g) = CO (g) + H 2 O (l), ΔH 1 = -2.85 kJ/mol sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon; ngunit isang reaksyon ang nangyayari

2NO(g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), ΔH 2 = -113.74 kJ/mol.

Solusyon. Ayon sa unang batas ng thermodynamics, ang relasyon sa pagitan ng enthalpy at Gibbs na enerhiya ng isang proseso ng kemikal ay ipinahayag ng equation: ΔH = ΔG + TΔS. Samakatuwid ΔG = ΔH – ТΔS. Kalkulahin natin ang pagbabago sa enerhiya ng Gibbs ng parehong mga proseso, gamit ang data sa Appendix Table No. 1 upang kalkulahin ang pagbabago sa entropy ΔS.

Para sa unang reaksyon nakukuha natin:

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

ΔS 0 h.r. (1) = (197.91 + 69.94 – 130.59 – 213.65) J/mol·K = -76.39 J/mol·K.

Para sa pangalawang reaksyon, ang resulta ay ang mga sumusunod:

ΔS 0 h.r. (2) = 2 S 0 sample NO 2 (g) - 2 S 0 sample NO (g) - S 0 sample O 2 (g) at

ΔS 0 h.r. (2) = (2·240.46 - 2·210.20 – 205.03) J/mol·K = -144.51 J/mol·K.

Ngayon kalkulahin natin ang pagbabago sa enerhiya ng Gibbs sa T = 298K para sa mga reaksyong ito:

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

ΔG 0 h.r. (1) = -2.85 kJ/mol – 298K·(-76.39·10 -3 kJ/mol·K) = 19.91 kJ/mol;

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

ΔG 0 h.r. (2) = -113.74 kJ/mol – 298K·(-144.51·10 -3 kJ/mol·K) = -70.68 kJ/mol.

Tulad ng ipinahihiwatig ng mga resulta ng pagkalkula, ΔG 0 ch.r. (1) > 0 at, samakatuwid, ang prosesong ito ay hindi kusang magaganap, ngunit ΔG 0 ch.r. (2)< 0, что свидетельствует о самопроизвольности процесса при стандартных условиях.

Sagot: sa ilalim ng karaniwang mga kondisyon, ang pagbabawas ng reaksyon ng carbon dioxide na may hydrogen ay hindi nangyayari, dahil para dito ΔG 0 x.r. > 0, ngunit ang reaksyon ng oksihenasyon ng nitrogen oxide (2) na may oxygen ay posible, na sinamahan ng pagbawas sa enerhiya ng Gibbs ΔG 0 ch.r. (2)< 0.

3. Tukuyin ang posibilidad ng kusang paglitaw ng proseso ng aluminothermy

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

sa 298K at 500K at ang karaniwang estado ng lahat ng mga sangkap. Itakda ang pinakamababang temperatura sa itaas kung saan kusang nangyayari ang tinukoy na proseso.

Solusyon. Upang kalkulahin ang ΔG 0 x.r. Ginagamit namin ang batas ni Hess:

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

Kasabay nito, isinasaalang-alang namin na ang ΔG 0 sample Fe(k) = ΔG 0 sample Al(k) = 0, at ayon sa talahanayan sa Appendix No. 7 ΔG 0 sample Al 2 O 3 (k) = - 1580.00 kJ/mol; ΔG 0 sample Fe 2 O 3 (k) = -740.98 kJ/mol. Ang pagpapalit ng mga nahanap na halaga at paggawa ng mga kalkulasyon, nakukuha namin:

ΔG 0 h.r. = [-1580.00 – (-740.98)] kJ/mol = -839.02 kJ/mol.

Upang kalkulahin ang ΔG 500 h.r. Gamitin natin ang unang batas ng thermodynamics

ΔG 500 h.p. = ΔH 500 h.r. – ТΔS 500 h.r. Sa kasong ito, alinsunod sa mga tagubilin ng mga kondisyon ng problema (lahat ng mga sangkap ay nasa karaniwang estado), ginagamit namin ang mga naka-tabulated na halaga ΔH 0 at ΔS 0 ng mga reagents at produkto sa 298 K:

ΔH 0 sample Al 2 O 3 (k) = -1676.00 kJ/mol; ΔH 0 sample Fe 2 O 3 (k) = -822.16 kJ/mol; S 0 sample Al 2 O 3 (k) = 50.94 J/mol K; S 0 sample Fe 2 O 3 (k) = 89.96 J/mol K; S 0 sample Al(k) = 42.69 J/mol K; S 0 sample na Fe(k) = 27.15 J/mol K.

Ipalit natin ang mga halagang ito sa mga expression para sa ΔH 500 h.r. at ΔS 500 h.r. at gawin natin ang mga kalkulasyon:

ΔH 500 h.r. = ΔH 0 sample Al 2 O 3 (k) - ΔH 0 sample Fe 2 O 3 (k); ΔH 500 h.r. = [-1676.00 – (-822.16)] kJ/mol = -853.84 kJ/mol.

ΔS 500 h.p. = – ; ΔS 500 h.p. = (50.94 + 2·27.15) – (89.96 + 2·42.69) J/mol·K = -70.10 J/mol·K.

Ngayon nakita namin ang ΔG 500 h.r. , na nagpapahayag ng ΔS 500 h.r. sa kJ/mol K:

ΔG 500 h.p. = [-853.84 - 500·(-70.10·10 -3)] kJ/mol = -818.79 kJ/mol.

Upang mahanap ang pinakamababang temperatura sa itaas kung saan ang proseso ay nangyayari nang kusang, inilalapat namin ang kondisyon T = 0K sa system at pagkatapos ay ΔG 0 ch.r. = ΔН 0 h.r.< 0. Таким образом, даже при отрицательных значениях температуры (а такие значения практически недостижимы) реакция будет протекать самопроизвольно.

Upang itakda ang itaas na limitasyon ng temperatura kung saan ang proseso ay tumigil na maging kusang-loob, inilalapat namin ang kondisyon ng estado ng balanse ng kemikal: ΔG = 0 at ΔH = TΔS, kung saan T = .

Palitan natin ang mga nahanap na halaga ng ΔH 500 h.r. sa resultang expression. at ΔS 500 h.r. at, sa paggawa ng mga kalkulasyon, nakukuha natin ang: T = = 12180 K.

Kaya, tanging sa napakataas na temperatura (T≥12180 K) ay imposible ang proseso ng aluminothermic.

Sagot: sa 298K at 500K ang proseso ng pagbabawas ng iron oxide (3) na may aluminyo ay kusang nangyayari, dahil ΔG 298 h.p.< 0 и ΔG 500 х.р.< 0. Самопроизвольность процесса обеспечивается уже при температуре 0К и прекращается при температуре выше 12180К.

4. Tukuyin ang karaniwang pagbabago ng enerhiya ng Gibbs ng isang reaksyon

COCl 2 (g)<=>CO (g) + Cl 2 (g), kung 70% ng phosgene na kinuha sa isang paunang presyon na 100 kPa ay nabulok sa temperatura na 885 K.

Solusyon. Kung bago magsimula ang reaksyon ang bahagyang presyon ng COCl 2 (g) ay katumbas ng P 0 = 100 kPa, 70% ng gas ang natupok sa panahon ng reaksyon, pagkatapos ay sa sandaling naitatag ang balanse, ang bahagyang presyon ng natitirang phosgene P ay katumbas ng CO Cl 2 (g) = P 0 0.3 = 30 kPa. Ang mga bahagyang presyon ng mga produkto ng reaksyon sa equilibrium ay katumbas ng bahagi ng natupok na phosgene, na nangangahulugang P katumbas ng CO (g) = P katumbas ng Cl 2 (g) = P 0 ·0.7 = 70 kPa.

Ayon sa batas ng mass action para sa isang proseso ng ekwilibriyo

K katumbas = .

Palitan natin ang mga nahanap na halaga ng bahagyang equilibrium pressure ng mga produkto at reagents sa equation na ito at kalkulahin ang halaga ng equilibrium constant:

K katumbas = = 163.3.

Ngayon, gamit ang van't Hoff isotherm equation ΔG 0 = –RTlnKp, kinakalkula namin ang pagbabago sa karaniwang enerhiya ng Gibbs sa equilibrium sa isang naibigay na temperatura:

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

Sagot: sa isang estado ng equilibrium sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon, ang pagbabago sa enerhiya ng Gibbs ng reaksyon ΔG 0 ch.r. = –37.4 kJ/mol.