Príklady praktického použitia tepelného účinku chemickej reakcie. Tepelný účinok chemickej reakcie

Efekt tepelnej reakcie množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo je absorbovaný systémom v dôsledku toku chemickej reakcie. To môže byť n (p, t \u003d const) alebo u (v, t \u003d const).

Ak je tepelná reakcia pridelená, t.j. Znižuje sa entalpický systém (  N. 0 ), potom sa reakcia nazýva exotermické.

Reakcie sprevádzané absorpciou tepla, t.j. so zvýšením systému entalpy (  N. 0), s názvom E. ndtermal.

Podobne ako iné štátne funkcie, entalpia závisí od množstva látky, takže je dobre-in (  N) Typicky sa týkajú 1 mol látok a vyjadrené v KJ / mol.

Obvykle sú funkcie systému určené Štandardné podmienkyOkrem parametrov štandardného stavu je zahrnutá štandardná teplota T \u003d 298,15 K (25C). Teplota často označuje vo forme nižšieho indexu ().

5.3. Termochemické rovnice

Termochemické reakčné rovnice  Rovnice, v ktorých je uvedený termálny účinok, reakčné podmienky a súhrnné stavy látok. Zvyčajne je ethalská reakcia označená ako tepelný účinok. Napríklad,

C (grafit) + o 2 (plyn) \u003d CO 2 (plyn), n 0 298 \u003d 396 kJ.

Termálny účinok môže byť napísaný v reakčnej rovnici:

C (grafit) + o 2 (plyn) \u003d CO 2 (plyn) + 396 kJ.

V chemickej termodynamike sa prvá forma nahrávania používa častejšie.

Vlastnosti termochemických rovníc.

1. Tepelný účinok závisí od hmotnosti reaktantu,

zvyčajne sa vypočíta pre jeden mol látok. V tomto ohľade, v termochemických rovníc môžete použiť frakčné koeficienty. Napríklad pre prípad tvorby jednej modlitby chloridu je termochemická rovnica napísaná takto: \\ t

½ H2 + ½Cl 2 \u003d HCl, H 0 298 \u003d 92 kJ

alebo H2 + Cl2 \u003d 2HSL, H 0 298 \u003d 184 KJ.

2. Tepelné účinky závisia od agregátu reagencií; Uvádza sa v termochemických indexových rovniciach: j. tekutý g.  plynné, t. pevné alebo na - kryštalický ročník - rozpustený.

Napríklad: H2 + ½ 02 \u003d H20 (g), N 0 298 \u003d -285.8 KJ.

H2 + ½ O 2 \u003d H20 (g), N 0 298 \u003d 241.8 KJ.

3. S termochemickými rovnicami môžete produkovať algebraické akcie (ich môžu byť pridané, odpočítať, množiteľné akýmkoľvek koeficientom spolu s termálnym účinkom).

Termochemické rovnice sú podrobnejšie ako obyčajné, odrážajú zmeny vyskytujúce sa v reakcii  nepreukazujú nielen kvalitatívne a kvantitatívne zloženie činidiel a produktov, ale aj kvantitatívnu transformáciu energie, ktorú táto reakcia sprevádza.

5.4. Zákonom HESS a jeho vyšetrovania

Základom termochemických výpočtov je právo otvoreného ruského vedec Hesensko G. I. (1841). Jeho podstata v nasledujúcom texte: tepelný účinok chemickej reakcie závisí len od počiatočného a koncového stavu systému, ale nezávisí od rýchlosti a cesty procesu, to znamená, že z počtu medziproduktov. To znamená najmä, že termochemické reakcie môžu byť zložené spolu s ich tepelnými účinkami. Napríklad tvorba CO 2 uhlíka a kyslíka môže byť predložená nasledujúcej schéme:

C + O. 2 n 1. Tak 2 1. C (graf.) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), N 0 1 \u003d 396 kJ.

2. C (graf.) + 1 / 2O 2 (g) \u003d CO (g), n 0 2 \u003d X KJ.

n 2 n 3

3. CO (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d CO 2 (g), N 0 3 \u003d 285,5kj.

CO +.½ O 2

Všetky tieto tri procesy sú široko používané v praxi. Ako je známe, tepelné účinky tvorby CO2 (n 1) a spaľovanie CO (n 3) sa určujú experimentálne. Nie je možné experimentálne merať tepelný účinok CO (n 2), pretože so spaľovaním uhlíka v podmienkach nedostatku kyslíka sa vytvorí zmes CO a CO2. Môže sa však vypočítať entalpia reakcie tvorby CO z jednoduchých látok.

Zo zákona o Hesse, z toho vyplýva, že H 0 1 \u003d H 0 2 + H 0 3. Teda,

H 0 2 \u003d H 0 1  H 0 3 \u003d 396  (285,5) \u003d 110,5 (kJ) je vynikajúca hodnota

Používanie zákona o Gesse je teda možné nájsť teplo reakcií, ktoré sa nedá určiť experimentálne.

V termochemických výpočtoch sa široko používajú dva dôsledky zákona o Gesse. V prvom, tepelnom účinku reakcie sa rovná súčtu entalpy tvorby reakčných produktov nižších množstvom entalpy tvorby zdrojových látok (reagencie).

N. 0 h.R. =  n. prod. ·  H. 0 ƒ Prod. -  n. isx ·  N. 0 ƒ reagencie ,

kde n  množstvo látky; n 0 ƒ  Štandardná entalpia (teplo) tvorby látok.

Tepelný účinok tvorby reakcie 1 mol komplexnej látky z jednoduchých látok, určených za štandardných podmienok, sa nazýva štandardná entalpia tvorby tejto látky (n 0 obrazu alebo n 0 ƒ kJ / mol).

Vzhľadom k tomu, že nie je možné určiť absolútnu entalpiu látky, potom na meranie a výpočty, je potrebné určiť začiatok odkazu, to znamená, že systém a podmienky, pre ktoré je hodnota prijatá : n \u003d 0. V termodynamike sa stavy jednoduchých látok považujú za začiatok odkazu na ich najstabilnejšie formy za normálnych podmienok - v štandardnom stave.

Napríklad: n 0 ƒ (02) \u003d 0, ale N 0 ƒ (o 3) \u003d 142,3 kJ / mol. Štandardné formačné entwalpies sú definované pre mnohé látky a vykonávané v referenčných knihách (tabuľka 5.1).

Všeobecne platí, že pre AA + BB Reakcia \u003d SS + DD Enthalpy podľa prvého následku je určená rovnicou:

H 0 298 hod. \u003d (CN 0 ƒ, C + DN 0 ƒ, E)  (AH 0 ƒ, A + VH 0 ƒ, B).

Druhý dôsledok zákona o Gesse sa týka organických látok. Tepelný účinok reakcie zahŕňajúce organické látky sa rovná množstvu tepelného spaľovania činidiel mínus tepla spaľovania výrobkov.

Zároveň sa teplo spaľovania určuje v predpoklade plnej

spaľovanie: Uhlík sa oxiduje na C02, vodík  až H20, dusík  na N2.

Tepelný účinok oxidačnej reakcie kyslíkovými prvkami obsiahnutými v látke pred tvorbou vyšších oxidov sa nazýva teplo spaľovania tejto látky(n 0 SG). Je zrejmé, že teplo spaľovania O2, CO2, H20, N2 sa berie rovné nule.

Tabuľka 5.1.

Termodynamické konštanty niektorých látok

Napríklad teplo spaľovania etanolu

C2H50H (g) + 3O 2 \u003d 2CO2 + 3H20 (g)

H 0 x.r. \u003d H 0 СГ (C2H50H) \u003d 2 °N 0 ƒ, (C02) + 3 °N 0 ƒ, (H20)  N 0 ƒ, (C2H50H).

N 0 SG (C2H50H) \u003d 2 (393,5) + 3 (241,8) - (277,7) \u003d 1234,7 KJ / MOL.

Teplo spaľovania je tiež uvedené v referenčných knihách.

Príklad 1.Určite termálny účinok etanolu dehydratácie reakcie, ak

H 0 SG (C2H4) \u003d 1422,8; H 0 SG (H20) \u003d 0; Н 0 СГ (C2H50H) \u003d 1234,7 (KJ / MOL).

Rozhodnutia.Reakcia píšeme: C2H50H (g) \u003d C2H4 + H20.

Podľa druhého dôsledku určujeme tepelný účinok tepla spaľovania, ktoré sú uvedené v adresári:

H 0 298 X.R \u003d H 0 СГ (C2H50H)  H 0 СГ (C2H4)  H 0 SG (H20) \u003d

1234,7 + 1422,8 \u003d 188,1 KJ / MOL.

V technike pre charakteristiky tepelných vlastností určitých typov paliva ich zvyčajne používajú kalorická hodnota.

Kalorická hodnota Palivo sa nazýva tepelný účinok, ktorý zodpovedá spaľovaniu hmotnostnej jednotky (1 kg) pre tuhé a kvapalné palivá alebo objemové jednotky (1 m 3) pre plynné palivo (tabuľka 5.2).

Tabuľka 5.2.

Výhrevnosť a zloženie niektorých

bežné typy paliva

* Antracit - kamenné uhlie s maximálnym obsahom uhlíka (94-96%).

Vodík je najefektívnejším chemickým nosičom energie pre energetiku, dopravu a budúcu technológiu, pretože má veľmi vysokú výhrevnosť (tabuľka 4.2), je relatívne ľahko prepravovaná a vytvorí sa len voda, t.j. Je to "čistý" horľavý, nespôsobuje znečistenie ovzdušia. Avšak, príliš malý obsah vodíka v prírode sa zasahuje do jeho rozšíreného použitia ako zdroj energie v voľnom stave. Väčšina vodíka sa získa rozkladom vody alebo uhľovodíkov. Takýto rozklad si však vyžaduje veľa spotreby energie av praxi, v dôsledku tepelných strát na získanie vodíka, je potrebné stráviť viac energie, ako je možné získať. V budúcnosti, ak sa vám podarí vytvoriť veľké a lacné zdroje energie (napríklad v dôsledku vývoja jadrových alebo solárnych techník), sa časť z neho použije na získanie vodíka. Mnohí vedci sú presvedčení, že energia budúcnosti je vodíková energia.

S pomocou Gesse Law a jeho následkov, možno určiť mnoho množstiev, vrátane tých, ktoré nie sú určené experimentálne, ak sa reakcia na neznáme hodnoty možno získať skladaním iných reakcií so známymi vlastnosťami.

Príklad 2.Na základe tepla spaľovania CH4 (N 0 SG \u003d 890CH / mol) a H2 (N 0 SG \u003d 286 kJ / mol) vypočíta výhrevnosť plynu obsahujúceho 60% vodík a 40% % metánu CH4.

Rozhodnutie. Píšeme termochemické rovnice spaľovacích reakcií:

1) H2 + ½O 2 \u003d H20 (g); N 0 F (H20) \u003d 286 kJ / mol;

CH4 + 2O2 \u003d CO 2 + 2N20 (g); n 0 2

H 0 2 \u003d H 0 ƒ, (CO 2) + 2N 0 ƒ, (H2 0) N 0 ƒ, (CH 4) \u003d 3932. 286 + 75 \u003d 890 KJ / MOL.

1m 3 plyn obsahuje 600l H2 a 400l CH4, čo je zložka 2 ISS 4. Výhrevnosť plynu bude:

kJ / m 3.

Príklad 3.Použitie tabuľky 5.1 vypočítajte tepelný účinok reakcie na spaľovaciu etylénu: C2H4 + 3O 2 \u003d 2 + 2N20 (g).

Rozhodnutia.Z tabuľky 5.1 vypočítame hodnoty entalpy tvorby látok zapojených do reakcie (v KJ / mol):

H 0 ƒ, CO 2 \u003d 393,5; Н 0 ƒ, C2H4 \u003d 52,3; HO 0 ƒ, H20 \u003d 241.8.

(Pripomeňme, že entalpia tvorby jednoduchých látok je nula.)

Podľa následku zákona o Gesse (4.4):

h 0 298 x.r \u003d n prod · n 0 ƒ, prod n · n 0 ƒ, ex \u003d 2n 0 ƒ, CO 2 + 2N 0 ƒ, H 2 ON 0 ƒ, C 2N 4 \u003d

2. (393,5) + 2. (241.8) 52,3 \u003d 1322.9 KJ.

Príklad 4.Na základe tepelného účinku reakcie

3SAO (T) + P205 (T) \u003d CA 3 (PO 4) 2 (T), N 0 \u003d 739 KJ,

určite entalpiu tvorby ortofosfátu vápnika.

Rozhodnutia.V dôsledku zákona Gessa:

H 0 298 X.R \u003d N 0 ƒ, CA 3 (PO 4) 2  (3N 0 ƒ, SAA + N 0 ƒ, P 2 O 5).

Z tabuľky. 4.1: N 0 ƒ, (SAO) \u003d 635,5; N 0 ƒ, (P205) \u003d 1492 (KJ / MOL).

Н 0 ƒ, CA 3 (PO 4) 2 \u003d 739 + 3. (635,5) 1492 \u003d 4137,5 kJ / mol.

Príklad 5.Zapíšte termochemickú rovnicu pre spaľovaciu reakciu pevnej síry v N20, ak je známe, že 66,9 KJ teplo sa rozlišuje pri spaľovaní síry (predpokladá sa, že pri meraní tepla sa teplota produktu zníži na teplotu Reagencie rovné 298 k).

Rozhodnutia.Na spálenie termochemickej rovnice je potrebné vypočítať tepelný účinok reakcie:

S (t) + 2N20 (g) \u003d S02 (g) + 2N2 (g); H 0 \u003d X KJ.

Podmienkou tohto problému je známe, že so spaľovaním 16 g síry, 66,9 kJ vyznačuje a 32 g síry sa podieľa na reakcii. Zostavujeme podiel:

16G 66.9 KJ

32 g x kj x \u003d 133,8 až j.

Termochemická rovnica je teda napísaná ako:

S (t) + 2N20 (g) \u003d S02 (g) + 2N2 (g), N 0 x..r. \u003d 133,8 kJ.

(Vzhľadom k tomu, že teplo je zvýraznené, reakcia je exotermická, n 0 0).

Príklad 6.Aké množstvo tepla je zvýraznené zlúčeninou 5,6 litra vodíka s chlórom (n. Y.), ak je entalpia tvorby chlorovodíka rovná 191,8 kJ / mol (teplota výrobkov a činidiel je 25 С).

Rozhodnutia.0 ƒ, (HCl) \u003d -91,8 kJ / mol, to znamená, že pri tvorbe jednej modlitby HCl z jednoduchých látok sa rozlišuje 91,8 kJ tepla, čo zodpovedá termochemickej rovnici:

½Cl 2 + ½ H2 \u003d HCl, H 0 ƒ \u003d 91.8 KJ.

Je možné vidieť z rovnice, že 0,5 mol H2 sa spotrebuje na získanie 1 mol 2, t.j. 0,5 · 22,4 l \u003d 11,2 l. Zostavujeme podiel:

11.2 l 91.8 KJ

5,6 l xx \u003d 45,19 kJ.

Odpoveď: 45.19 KJ teplo bude pridelené.

Príklad 7.Určite entalpiu tvorby oxidu železa (III) na základe troch termochemických rovníc (nepoužíva sa odkaz):

Fe203 + 3CO \u003d 2FE + 3CO 2, N 0 1 \u003d 26,5 kJ;

C (grafit) + ½o 2 \u003d CO, N 0 2 \u003d 110.4 KJ;

CO 2 \u003d C (grafit) + O 2, N 0 3 \u003d + 393,3 KJ.

Rozhodnutie:Píšeme rovnicu, tepelný účinok, ktorý potrebujete na určenie:

4FE + 3O 2 \u003d 2FE 2O 3; n 0 4 \u003d 2x KJ.

Aby sa dosiahli štvrté štyri rovnice z prvých troch rovníc, rovnica 1) sa vynásobí (2), a rovnice 2) a 3) - na (6) a zložiť: \\ t

1) 4FE + 6CO 2 \u003d 2FE 2O 3 + 6CO, N 0 1 \u003d 2 · (+26,5) KJ;

2) 6CO \u003d 6C (grafit) + 3O 2, N 0 2 \u003d 6 · (+110,4) KJ;

3) 6c (grafit) + 6O2 \u003d 6CO 2, N 0 3 \u003d 6 · (393.3) KJ;

N 0 4 \u003d 2N 0 1 + 6N 0 2 + 6N 0 3 \u003d +53 + 662,42359,8 \u003d 1644.4 KJ.

Preto je 0 ƒ (FE 2 O 3) \u003d 822.2 KJ / MOL.

Akákoľvek chemická reakcia je sprevádzaná vylučovaním alebo absorpciou energie vo forme tepla.

Na základe výberu alebo absorpcie rozdielov tepla exotermický a endotermický reakcie.

Exotermický Reakcie - takéto reakcie, počas ktorých teplo pridelené (+ q).

Endotermické reakcie - reakcie, keď sa prúd tepla absorbuje (-Q).

Reakcia termálneho efektu (Q.) Zavolajte množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje, keď je interakcia určitého počtu počiatočných činidiel interagovaná.

Termochemická rovnica sa nazýva rovnica, v ktorej je uvedený tepelný účinok chemickej reakcie. Napríklad termochemické sú rovnice:

Treba tiež poznamenať, že termochemické rovnice musia nevyhnutne zahŕňať informácie o súhrnných stavoch činidiel a výrobkov, pretože záleží na zmysle tepelného účinku.

Výpočty tepelného účinku reakcie

Príklad typickej úlohy nájsť tepelný účinok reakcie:

S interakciou 45 g glukózy s nadbytkom kyslíka v súlade s rovnicou

C6 H12O6 (TV.) + 6O2 (g) \u003d 6CO2 (g) + 6H20 (g) + q

700 KJ tepla von. Určiť termálny účinok reakcie. (Zaznamenajte číslo do celého čísla.)

Rozhodnutie:

Vypočítajte množstvo glukózovej látky:

n (C6H12O6) \u003d m (C6H206) / m (C6H12O6) \u003d 45 g / 180 g / mol \u003d 0,25 mol

Tí. Keď je interakcia 0,25 mol glukózy s kyslíkom zvýraznená 700 kJ tepla. Z termochemickej rovnice uvedenej v stave, z toho vyplýva, že keď je interakcia 1 mol glukózy s kyslíkom vytvorená množstvom tepla rovného Q (tepelný účinok reakcie). Potom platí nasledujúci podiel:

0,25 mol glukózy - 700 kJ

1 mol glukóza - q

Z tohto pomeru zodpovedá rovnica:

0,25 / 1 \u003d 700 / Q

Relax, ktorý zistíme, že:

Tepelný účinok reakcie je teda 2800 kJ.

Výpočty na termochemických rovniciach

Oveľa častejšie v úlohách skúšky na termochémiu, význam tepelného efektu je už známy, pretože Podmienka poskytuje úplnú termochemickú rovnicu.

V tomto prípade je potrebné vypočítať buď množstvo uvoľneného tepla / absorbovať so známym množstvom činidla alebo produktu, alebo naopak,, podľa známeho tepla, je potrebné určiť hmotnosť, objem alebo množstvo látky osoby.

Príklad 1.

V súlade s termochemickou reakčnou rovnicou

3 O 4 O 4 (TV.) + 8AL (TV.) \u003d 9FE (TV) + 4AL 2 O 3 (TV.) + 3330 KJ

bol vytvorený 68 g oxidu hlinitého. Aké množstvo tepla bolo oddelené? (Zaznamenajte číslo do celého čísla.)

Rozhodnutie

Vypočítajte množstvo látky oxidu hlinitého:

n (Al203) \u003d m (Al203) / m (Al203) \u003d 68 g / 102 g / mol \u003d 0,667 mol

V súlade s termochemickou rovnicou reakcie vo forme 4 mol oxidu hlinitého, 3330 KJ vyniká. V našom prípade sa vytvorí 0,6667 mol oxidu hlinitého. Naznačte sa množstvom tepla uvoľneného v rovnakom čase, cez X CJ k podielu:

4 mol al 2 o 3 - 3330 KJ

0,667 mol Al 2 O 3 - X KJ

Tento podiel zodpovedá rovnici:

4 / 0,6667 \u003d 3330 / x

Rozhodovanie o tom, čo zistí, že X \u003d 555 KJ

Tí. Pri tvorbe 68 g oxidu hlinitého v súlade s termochemickou rovnicou sa rozlišuje 555 kJ tepla v stave.

Príklad 2.

V dôsledku reakcie termochemickú rovnicu

4fes 2 (TV.) + 11O2 (g) \u003d 8S02 (g) + 2FE 2 O 3 (TV.) + 3310 KJ

1655 KJ tepla von. Určite objem (L) zvýrazneného oxidu siričitého (N.U.). (Zaznamenajte číslo do celého čísla.)

Rozhodnutie

V súlade s termochemickou respondentovou rovnicou, 3310 CJ na teplo sa zvýrazní pri tvorbe 8 mol SO2. V našom prípade sa uvoľnilo 1655 kJ tepla. Nechajte množstvo látky SO 2 vytvorené súčasne, rovná X mol. Potom je tento podiel spravodlivý:

8 Mole SO 2 - 3310 KJ

x MOL SO 2 - 1655 KJ

Z čoho nasleduje rovnica:

8 / x \u003d 3310/1655

Relax, ktorý zistíme, že:

Množstvo látky SO2 vytvorenej súčasne je teda 4 mol. V dôsledku toho je jeho objem:

V (SO 2) \u003d v m ∙ N (S02) \u003d 22,4 l / mol ∙ 4 mol \u003d 89,6 l ≈ 90 l (Zaokrúhliť až do celého, pretože sa vyžaduje v stave.)

Možno nájsť viac demontovaných úloh na tepelnom účinku chemickej reakcie.

Tepelný účinok chemickej reakcie Alebo zmena enthalpy systému v dôsledku prúdenia chemickej reakcie - množstvo tepla získaného systémom získaným chemickej premennej, ktorý prešiel chemickou reakciou a reakčné produkty vzali teplotu činidla.

Aby bol tepelný účinok hodnotou v závislosti len od povahy podkladovej chemickej reakcie, dodržiavanie týchto podmienok: \\ t

• Reakcia by mala prúdiť buď v konštantnom objeme. Q. V (proces isochorn) alebo pri konštantnom tlaku Q. P (isobarický proces).
• V systéme sa neuskutočňuje žiadna práca, okrem p \u003d operácie expanzie.

Ak sa reakcia uskutočňuje za štandardných podmienok pri T \u003d 298,15 K \u003d 25 ˚С a p \u003d 1 atm \u003d 101325 Pa \u003d 766 mm RT. Príspevok, tepelný účinok sa nazýva štandardný tepelný účinok reakcie alebo štandardnej entalpy reakcie δ H. R o. V termochémii sa štandardný tepelný účinok reakcie vypočíta s použitím štandardných enthalpies vzdelávania.

Encyklopedic YouTube.

• 1 / 5

  Pod štandardným tepem vzdelávania sa rozumie tepelný účinok tvorby jednej mol látky z jednoduchých látok, jeho zložiek, ktoré sú v trvalo udržateľných štandardných stavoch.

  Napríklad štandardná entalpia formovania 1 mol metánu z uhlíka a vodíka sa rovná tepelnému účinku reakcie:

  C (TV) + 2H2 (g) \u003d CH4 (g) + 74,9 kJ / mol.

  Štandardná vzdelávacia entalpia je označená Δ H. F o. Index F je tu formácia (formácia) a prekrížený kruh pripomínajúci disk PLYMSOLE, je, že hodnota sa vzťahuje na štandardný stav látky. V literatúre sa nájde ďalšie označenie štandardného entalpy - ΔH 298.15 0.Tam, kde 0 poukazuje na rovnosť tlaku jednej atmosféry (alebo, trochu presnejšie pre štandardné podmienky) a 298,15 - teplota. Niekedy sa index 0 používa pre hodnoty súvisiace s Čistá látkaStandard, že štandardné termodynamické hodnoty môžu byť označené iba vtedy, keď je zrejmé, že štandardný stav je zvolený ako štandardný stav. Štandard môže byť tiež vyrobený, napríklad, stav látky v extrémne zriedenom roztoku. "Disc pplimsol" v tomto prípade znamená skutočný štandardný stav látky bez ohľadu na jeho výber.

  Enthalpy tvorby jednoduchých látok sa berie rovná nule, pričom nulová hodnota enthalpy vzdelávania sa týka súhrnného stavu, odolného voči t \u003d 298 K. Napríklad pre jód v kryštalickom stave δ H. I 2 (TV) 0 \u003d 0 KJ / MOL, a pre kvapalný jód δ H. I 2 (g) 0 \u003d 22 kJ / mol. Enthalpy z tvorby jednoduchých látok za štandardných podmienok sú ich hlavné energetické charakteristiky.

  Tepelný účinok akejkoľvek reakcie je ako rozdiel medzi súčtom tepla tvorby všetkých produktov a súčtom tepla tvorby všetkých činidiel v tejto reakcii (dôsledok zákona o Gesse):

  Δ H. Reakcie O \u003d σδ H. F o (produkty) - σδ H. F o (reagencie)

  Termochemické účinky môžu byť zahrnuté v chemických reakciách. Chemické rovnice, v ktorých je uvedené množstvo oddeleného alebo absorbovaného tepla, sa nazýva termochemické rovnice. Reakcie sprevádzané vydaním tepla do životného prostredia majú negatívny termálny účinok a nazývajú sa exotermické. Reakcie sprevádzané absorpciou tepla majú pozitívny tepelný účinok a nazývajú sa endotermické. Termálny účinok sa zvyčajne vzťahuje na jednu modlitbu reagovanej zdrojovej látky, ktorej stechiometrický koeficient je maximálny.

  Teplotná závislosť tepelného efektu (entalpia) reakcie

  Na výpočet teploty závislosti entalpie reakcie je potrebné poznať molárnu tepelnú kapacitu látok zapojených do reakcie. Zmena entalpie reakcie s rastúcou teplotou z T1 až T2 sa vypočíta podľa Circhoffového zákona (predpokladá sa, že v tomto intervale teploty, molárna tepelná kapacita nezávisí od teploty a žiadnej fázovej transformácie):

  AH (T2) \u003d AH (T 1) + ∫ 1 2 A C P (T 1, T2) D (T) (Displaystyle delta (H (T_ (2)) \u003d delta (H (T_) (1))) + Limity _ (1) ^ (2) (delta (c_ (p)) (t_ (1) () t_ (2)) d (t)))

  Ak sa fázové transformácie vyskytujú v tomto teplotnom rozsahu, potom pri výpočte je potrebné vziať do úvahy teplo zodpovedajúcich transformácií, ako aj zmenu teploty závislosti tepelnej kapacity látok, ktoré sa týkajú takýchto transformácií: \\ t

  AH (t2) \u003d δ h (t 1) + ∫ 1 t f δ c p (t 1, t f) d (t) + ∫ t f 2 δ c p (t f, t 2) d (t) (DISPORTSTYLE \\ DELTA (H (t_ (2))) \u003d delta (h (t_ (1))) + int limity _ (1) ^ (t_ (f)) (delta (c_ (p)) (T_ (1) ) (,) t_ (f)) d (t)) + int limity _ (t_ (f)) ^ (2) (delta (c_ (p)) (t_ (f) () t_ (2) ) D (t))

  kde Δc p (t 1, t f) je zmena tepelnej kapacity v teplotnom rozsahu od T1 až po teplotu fázového prechodu; ΔC p (t f, t 2) je zmena tepelnej kapacity v teplotnom rozsahu od teploty fázovej prechodu na konečnú teplotu a t f - teplota fázového prechodu.

  Štandardné spojenie ENTERPIA - Δ H. Hory O, tepelný účinok spaľovacej reakcie jednej modlitby látky v kyslíku na tvorbu oxidov v najvyššej oxidácii. Teplo spaľovania nehorľavých látok sa berie rovné nule.

  Štandardné rozpúšťanie Enhaulpia - Δ H. Sense o tepelnom účinku procesu rozpúšťania 1 modlitby látky v nekonečne veľké množstvo rozpúšťadla. Trvá to tvar z tepla zničenia kryštálovej mriežky a tepelnej hydratácie (alebo tepelne solvácie pre nevodné roztoky), ktorý sa vyznačuje interakciou molekúl rozpúšťadiel s molekulami alebo iónmi rozpustnej látky variabilné zloženie hydrátov (solváty). Zničenie krištáľovej mriežky je zvyčajne endotermický proces - δ H. DEC\u003e 0, a hydratačné ióny - exotermické, δ H. Hydra< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH. Obtlačok a δ. H. HYDRA Enthalpy Disolution môže mať pozitívnu aj zápornú hodnotu. Takže rozpúšťanie kryštalického hydroxidu draselného je sprevádzané uvoľňovaním tepla:

  Δ H. Sólo o \u003d δ H. Rozhodnutie o + δ H. HYDD + O + Δ H. Hydroh - O \u003d -59 KJ / MOL

  Pod entalpou hydratácie - Δ H. Hydr, je chápané, že je teplo, ktorý sa uvoľňuje pri pohybe 1 modlí sa vákuových iónov do roztoku.

  Štandardná neutralizácia entalpov - Δ H. Neutre o entalpovej reakcii interakcie silných kyselín a báz s tvorbou 1 modlitby vody za štandardných podmienok:

  Štandardná neutralizačná enthalpia pre koncentrované roztoky silných elektrolytov závisí od koncentrácie iónov v dôsledku zmeny hodnoty ΔH hydratačných iónov pri zriedení.

  Poznámky

  Literatúra

  • KNORRE D. G., Krylova L. F., Hudobníci V. S. Fyzikálna chémia. - M.: Vyššia škola, 1990
  • Etkins P. Fyzikálna chémia. - Moskva. : Mier, 1980
  Laboratórne pracovné číslo 3.

  Tepelný efekt (entalpia) Chemická reakcia

  Účel práce: Na základe termodynamických reprezentácií sa naučiť, ako uzavrieť hlavnú možnosť a smer chemických procesov.

  1. 
     Stručné teoretické podávanie.
  Chemická termodynamika ako časť všeobecnej termodynamiky študuje prechody jednej formy energie do iných foriem, ktoré majú miesto v chemických reakciách, procesoch rozpúšťania a kryštalizácie, elektródových procesov a rad ďalších interakcií, alebo v oboch chemických systémoch (pod Chemický systém, ľubovoľne vyhradená časť priestoru s väzňami v IT reaguje látky).

  Chemická termodynamika, ako aj všeobecná termodynamika, je založená najmä v dvoch zákonoch.

  Podľa prvého zákona termodynamiky pre uzavreté systémy, ktoré majú možnosť vymeniť si energiu Q. na prírastku vnútornej energie a do práce A. proti vonkajším silám:

  Q Prijíma pozitívne hodnoty, ak systém absorbuje energiu.

  Vnútorná energia - funkcia systému systému určeného tlakovými parametrami p. \\ tobjem V.Teploty T. , určené rozdielom
  a nezávisí od cesty procesu.

  Teplo a práca nie je charakterizovaná stavom, ale proces, a preto nemôžu byť považované za typy energie (to je spôsob, ako prenášať energiu), závisia od spôsobu zmeny stavu.

  Práca vykonáva systém pri zmene hlasitosti V. 1 predtým V. 2 rovná:

  A. =
  .

  Ak reakcia prebieha v konštantnom objeme (proces Ispochorn), potom systém rozširujúceho systému ( A \u003d.p. \\ t*
  ) Je nula. Ak sa neuskutočňujú žiadne iné druhy práce (napríklad elektrické),

  =,

  kde - počet absorbovaného tepelného systému pri konštantnom objeme.

  Chemické reakcie sa najčastejšie vykonávajú v konštantnom objeme, ale pri konštantnom tlaku p. \\ t (
  \u003d 0, izobarický proces). Pre tieto podmienky nie je jediná funkcia nemožno odstrániť z rovnice prvého zákona termodynamiky:

  \u003d + p * \u003d + p (v 1 - V 2).

  Otvorenie konzoly je možné zaznamenať rovnicu:

  \u003d (U 2 + PV 2) - (U 1 + PV 1).

  Funkcia U. + pv = H. Nazývame entalpiu alebo energetický obsah. Enclation - Funkcia štátu charakterizuje celkovú energiu systému za podmienok konštantného tlaku a teploty a predstavuje množstvo vnútornej energie a práce proti vonkajšiemu.

  Systém sa teda nahlásil teplo pri konštantnom tlaku, ktorý prejde na jeho entalpiu.

  =
  

  Encalpia, ako je vnútorná energia, je funkcia funkcie a nie je možné určiť absolútnu hodnotu.

  V termodynamike sa tepelný účinok považuje v porovnaní s samotným reakčným systémom ("egoistic" systému značiek). Tepelný účinok exotermických reakcií sa pripisuje znameniu "-" (systém udáva teplo) a tepelný účinok endotermickej reakcie je znak "+" (systém dostane teplo).

  Pre mnohé praktické účely je dôležité poznať tepelný účinok reakcie pri konštantnom tlaku, najčastejšie pri atmosférici. V budúcnosti budeme fungovať len s tepelným účinkom pri konštantnom tlaku (zmena entalpy).

  \u003d const \u003d + p * \u003d; \u003d.

  Podľa zákona HESS, tepelný účinok reakcie ( ) rovná rozdielu množstva tepla (entalpy) vzdelávania ( obr.) Jeho konečné a primárne produkty.

  Zároveň by sa mali brať do úvahy stechiometrické koeficienty reakčnej rovnice: \\ t

  kde n. k. a n. H. - počet mólov každého z konečných a primárnych produktov, \\ t

  obr. – v súlade s tým, ich teplo (entalpia) vzdelávania je celkový termálny účinok (entalpia).

  Tepelný účinok zodpovedajúci tvorbe 1 modlitby z základných látok stabilných za štandardných podmienok sa nazýva štandardná tepelná (entalpia) tvorby tejto súvislosti. Teplo tvorby základných látok (H2, 02, N2, C (Grafit), Cl2, atď.) Za štandardných podmienok (p \u003d 1013 Pa, T \u003d 298 K) je podmienené ako nula. Štandardné teplo (entalpia) vzdelávania sú uvedené v referenčných knihách.

  Podľa zákona o zachovaní hmotnosti a energie Lomonosov, počas tvorby chemickej zlúčeniny sa absorbuje alebo sa rozlišuje celý rad tepla, ktorý sa uvoľňuje alebo absorbuje pri rozvádzaní na počiatočné zložky.

  Zákony termochémie sa používajú na výpočet tepelných účinkov reakcií alebo tepla tvorby zlúčenín, ktoré nemôžu byť určené experimentom.

  V termochemických rovniciach by sa mal uviesť agregovaný stav a modifikácia látky, ak môže existovať aj v niekoľkých rôznych kryštalických modifikáciách.

  Hnacia sila a smer chemických reakcií. Burito (1867) bol formulovaný na základe štúdie tepelných účinkov chemických reakcií, čo tvrdí, že proces chemickej afinity slúži ako tepelný účinok chemických reakcií, ktoré sú sprevádzané iba takéto spôsoby, ), t.j. Exotermických procesov.

  Tento princíp je pozorovaný často, ale nie vždy; Možné sú prípady spontánne sa vyskytujúcich endotermických reakcií. Je to spôsobené skutočnosťou, že okrem zásady minimálneho energie ( 0) zásada maximálnej poruchy (
  \u003e 0). S je entropia, ktorá charakterizuje možné stavy látky a ich nepretržité zmeny. Čím väčší je počet individuálnych kontinuálne meniacich sa micosty, tým väčšia je porucha jej celkového stavu.

  S plyn\u003e S Kvapalina\u003e S Pevná látka

  Zvýšenie entropie v prechode látky z kryštalického stavu do kvapaliny a kvapaliny do plynného, \u200b\u200bs expanziou plynov, s chemickými interakciami, ktoré vedú k zvýšeniu počtu častíc. Naopak, všetky procesy, v dôsledku čoho sa zvyšuje objednávací systém (kondenzácia, polymerizácia, kompresia, zníženie počtu častíc), je sprevádzaný poklesom entropie. Entropia je vyjadrená v jednotkách súvisiacich s teplotou teploty a množstva látky (J / Mol K).

  Entropy, podobne ako entalpia, je funkciou stavu systému. Na získanie porovnateľných údajov sa porovnávajú štandardné merania entropie
  .

  Zmena entropie systému () V dôsledku chemickej reakcie sa rovná súčtu entropie reakčných produktov mínus súčtu entropie počiatočných látok s prihliadnutím na počet molôch zapojených do reakcie :

  =
  .

  Na rozdiel od entalpy formácie, entropia jednoduchej látky, dokonca aj v kryštalickom stave, nie je nula.

  V izolovanom systéme sa spontánne procesy prúdia smerom k zvýšeniu entropie\u003e 0. Ak

  V chemických (alebo fyzikálnych) systémov sú súčasne prevádzkované dve konkurenčné tendencie: princíp minima pre energiu (princíp BERTLO) a princíp maximálnej poruchy (maximálna entropia).

  Chemický prostriedok, alebo hnacia sila reakcie je určená voľnou energiou, t.j. Časť celkovej generácie tepla, ktorá sa dá použiť na dosiahnutie maximálnej práce. Určuje sa v konštantných hodnotách Ročník a T. a odkazujú na energiu GIBBS a za štandardných podmienok - štandardné Gibbs Energy, označujúca
  a
  , Presnejšie, Gibbs Energy Gibbs Energy. Terminálne synonymá: Isobaro-izotermický (Isobar) potenciál, bezplatná entalpia.

  Gibbs Energy je spojená so vstupom z entropie vzťahu g \u003d H - t *, kde t je absolútna teplota. Pre izobaro-izotermické procesy je zmena energie Gibbs:

  = -T *.

  Hodnota závisí nielen od povahy látok reaktantov, ale aj z agregovaného stavu a podmienok. Na získanie porovnateľných údajov charakterizujúcich rôzne reakcie sa porovnávajú štandardné zmeny v Gibbs Energy:

  Energia formácií GIBBS sa týkajú 1 mol látok vyjadrených v KJ / MOL; V tomto prípade sa tvorba jednoduchej látky dostane rovná nule.

  Zmena energie GIBBS môže byť tiež zaznamenaná takto:

  Prvý člen tohto výrazu predstavuje entalpový faktor a druhá je entropia. Prvá odráža tendenciu systému, aby vytvoril spojenia v dôsledku vzájomnej príťažlivosti častíc - molekúl alebo atómov, čo vedie k ich komplikácii a druhá tendencia posilniť disociačný proces komplexných častíc na jednoduchší a menej objednaný stav. Oba faktory pôsobia v opačných smeroch a celkový smer reakcie je určený vplyvom prevládajúceho faktora.

  S konštantnými hodnotami Ročníka T. Iba takéto reakcie, ktorých isobarickým potenciálom sú negatívne reakcie, tým väčšia je hnacia sila spontánne pokračovať. V priebehu reakcie je rovnováha stanovená na \u003d 0 v systéme. Ak\u003e 0, potom reakcia nemôže ísť bez nákladov na energiu zvonku a takáto nerovnosť označuje základnú schopnosť reakcie za týchto podmienok ( Ročník a T.) av nerovnosti
  Reakcia je neuskutočniteľná za akýchkoľvek podmienok.

  Hnacou silou procesu je teda skutočným kritériom pre možnosť spracovania procesu.

  Ak sa reakcie postupujú pri nízkych teplotách a bez účasti plynných látok, potom T *
  a . Kritérium reakcie môže slúžiť ako zmena entalpie (princíp BERTLO). V iných prípadoch je potrebné vypočítať zmenu energie GIBBS.

  1. 
     Dokončenie práce.
  Stanovenie tepelného účinku (entalpia) neutralizačnej reakcie

  HCl + NaOH \u003d NaCl + H20

  Porovnajte narovnú hodnotu s teoretickým a vypočítaním relatívnej chyby merania, napíšte termodynamickú rovnicu neutralizačnej reakcie.

  Laboratórne vybavenie.

  Kalorimeter obsahuje vnútorné sklo, v ktorom sa reakcia vykonáva, vonkajšie sklo, tepelne izolačné tesnenie, veko, v ktorom sú otvory pre teplomer a lievik. Na meranie hmotnosti reakčných látok sa používajú laboratórne váhy na meranie objemu - rozmerové valce. Na miešanie roztokov sa používa magnetický miešadlo.

  Materiály a reagencie: Riešenia HCl a NaOH.

  Pokroku.

  Zvážte vnútorné sklo kalorimetra (M 1), spustite miešadlo do nej a odvážte vnútorné sklo miešadlom (M2). Nalejte sklo 45 ml alkaliu zodpovedajúcej koncentrácie (1N alebo 2 H). Zvážte sklo s alkáliou (m3). Zbierajte kalorimetrickú inštaláciu. Zapnite magnetické miešadlo. Vykonať predbežnú reakčnú dobu registráciou zmeny teploty po 1 minúte po dobu 5 minút. Zaviesť 40 ml kyslého roztoku rovnakej koncentrácie cez lievik ako alkálie. Zaregistrujte teplotu počas hlavného reakčného obdobia. Pokračujte v registrácii teploty za ďalších 5 minút konečnej doby odozvy.

  Výsledky experimentu sú predložené vo forme dvoch tabuliek.

  Tabuľka 2.1 Výsledky merania hmotnosti
  

  Tabuľka 2.2. Výsledky merania teploty počas reakcie
  

  Od začiatku skúseností	Predbežné obdobie					Hlavné obdobie				Konečné obdobie
  	0,0	1,0	2,0	3,0	4,0	4,25	4,5	4,75	5,0	6,0	7,0	8,0	9,0	10
  Teplota, o	19,6	19,75	19,8	19,81	19,83	23,6	26,8	28,8	31,6	31,4	31,1	31	30,8	30,6

  1. 
     Praktické riešenie
  1. Tepelná kapacita kalorimetrického systému sa vypočíta približným vzorcom:

  C \u003d zo skla + s roztokom + s teplomerom + s miešadlom.

  Tepelná kapacita teplomeru je zanedbaná a určí tepelnú kapacitu ostatných častí vzorcami:

  Z pohára \u003d zo skla M 1 \u003d 0,2 cal / g o Z * 48.80 g \u003d 9.76 cal / o Z \u003d 9,76 10 -3 kcal / o c,

  kde zo skla \u003d 0,2 kal / g asi s;

  S roztokom \u003d s roztokom m p \u003d 1,0 cal / g o Z * 92,29 g \u003d 92,29 cal / o Z\u003d 92,29 10 -3 KCAL / O C,

  tam, kde s roztokom \u003d 1,0 kal / g asi c;, nie skreslené tepelnou výmenou, ktorá sa vyskytuje počas hlavného obdobia, je potrebné pokračovať AB a CD pred ich prekročením vertikálnym priamym E. pre tento bod V a N zodpovedajúci Počiatočné a záverečné teploty hlavných období sa vzťahujú na osdovú sekciu. Cez stred mnového segmentu držať riadok KP. Priesečník tohto riadku s BC krivkou poskytuje bod L, ktorý určuje polohu priameho E. segmentu E a bude rovná KCAL / MOL,

  kde s K je teplota všetkých častí kalorimetrického systému, KAL / O C,

  - zmena teploty počas reakcie, približne C,

  S K - množstvo tepla rozlišuje, keď tepelná reakcia, výkaly,

  K - počet ekvivalentov kyselín v danom objeme.

  5. Výpočet chyby experimentu.

  Relatívna chyba je určená vzorcom:

  E \u003d.
  =
  = 22,6 % ,

  kde
  - experimentálne definovaná hodnota entalpy reakcie,
  - Teoretická hodnota entalpy reakcie neutralizácie závažnej kyseliny je silná báza. Neutralizácia modlitieb ekvivalentov akejkoľvek silnej kyseliny milovanej silnej bázy v zriedených roztokoch je vždy sprevádzaná rovnakým exotermickým účinkom rovným 13,70 kcal / mol. Táto skutočnosť je teória elektrolytickej disociácie tým, že neutralizačná reakcia sa znižuje na tvorbu vody modlitby:

  Tí.
  .

  Hlavným faktorom určujúcim presnosť výsledku bude chyba definície, pretože Chyby váženia nepresahujú stotiny percenta.

  1. 
     Výkon
  Vykonávanie tejto laboratórnej práce som sa dozvedel, čo sa naučil entalpie a entropia určiť termálny účinok (entalpy) neutralizačnej reakcie experimentálne. Mám to, že sa rovná -16,8 kcal / mol 22,6 % v porovnaní s teoretickou hodnotou sa mierne líšia, pretože Pri výpočte a priamo vykonávaní práce boli vykonané chyby.

  Tu T (Displaystyle T) - absolútna teplota, S (DisplayStyle S) - entropia, P) - tlak, V (Displaystyle V) - objem, N i (Displaystyle N_ (I)) - Množstvo (alebo hmotnosť) I (Displaystyle I)- komponentný systém látky, \\ t μ i (Displaystyle \\ MU _ (I)) - Chemický potenciál tejto látky (pozri entropiu otvoreného systému).

  Teda teplo nekonečne malé kvasistatické isochoret Q V (Displaystyle Q_ (V)) rovný

  Q V \u003d D U - σ I \u003d 1 K μ I D N I, (Displaystyle Q_ (V) \u003d DU- súčet _ (i \u003d 1) ^ (k) MU _ (I) DN_ (I),)

  (Teplo nekonečne malé kvasistatický izochorický proces)

  a teplo nekonečne malé kvasistatické izobar Q P (Displaystyle Q_ (P)) rovný

  q p \u003d d h - σ i \u003d 1 k μ i d n i. (Displaystyle Q_ (P) \u003d DH- súčet _ (i \u003d 1) ^ (k) MU _ (I) DN_ (I).)

  (Teplo nekonečne malé kvasistatické izobarické proces)

  Energetický účinok chemickej reakcie sa vždy zvažuje vo vzťahu k špecifickej termochemickej rovnici, ktorá nesmie mať postoje k skutočnému chemickému procesu. Termochemická rovnica ukazuje iba, ktoré súpravy počiatočných a konečných jednotlivých látok, ktoré sú v určitých štátoch a kvantitatívne vzťahy zmiznú a tvoria. V počiatočnom stave musia byť prítomné iba východiskové materiály (reaktanty) a v produktoch s konečnou hodnotou. Jedinou podmienkou na zaznamenávanie termochemickej rovnice je súlad s materiálovým a poplatku. Látky v rozpustenom alebo adsorbovanom stave sú tiež považované za jednotlivé zlúčeniny; Ak sa rozpúšťadlo alebo adsorbentné nezúčastňuje priamo v chemickej reakcii a nereaguje s rozpustenou látkou, potom sa považuje za jednoducho ako faktor ovplyvňujúci termodynamické vlastnosti posudzovanej látky. Nakoniec, častice, ktoré nie sú schopné nezávislej existencie, sa môžu objaviť v termochemickej rovnici (elektróny, protóny, ióny, radikály, atómové látky).

  Energetický účinok skutočného procesu s chemickou reakciou závisí od podmienok spôsobu a nesmú slúžiť ako štandardná charakteristika konkrétnej chemickej reakcie. Chemická termodynamika potrebuje indikátor spojený s energiou chemickej reakcie, ale nezávisle od jej podmienok. Ukážme, ako indikátor máte záujem. Urobte to, zvážte nasledujúci mentálny experiment. Vezmite čisté jednotlivé východiskové materiály v molárnych množstvách zodpovedajúcich stechiometrickým koeficientom termochemickej rovnice záujmu pre nás a sú pri určitých teplotách a tlaku. Ak prinesiete tieto látky do styku, potom entalpia vytvoreného nerovnovážneho systému bude rovná množstvu entalpie počiatočných látok. Teraz zvážte konečný stav systému, ktorý sa skúmal za predpokladu, že reaktanty reagovali úplne a reakčné produkty sú pri rovnakej teplote a rovnaký tlak ako reaktanty. Enthalpy systému (vo všeobecnom prípade nie je výskyt, z chemických reakčných produktov sa rovná množstvu entalpie týchto látok. Ako Enthalpy - funkcia štátu, potom rozdiel entalpy Δ h (displejstyle delta h) Systémy na konci a začiatku zváženého mentálneho experimentu nezávisia od podmienok vykonávania chemickej reakcie. Tento rozdiel v entalpii sa nazýva isobarický termálny účinok (termochemické teplo) chemickej reakcie zodpovedajúcej určitej termochemickej rovnici. Je dôležité, aby skutočná realizovateľnosť známého mentálneho experimentu, hypotetické podmienky pre jej správanie a nerovnováhu počiatočných a konečných stavov termochemického systému nemajú vplyv na definíciu tepelného účinku chemickej reakcie.

  Často tepelný účinok chemickej reakcie patrí do 1 hromady jedného z reakčných produktov.

  Sumarizujeme povedané: teplo procesu spojeného so skutočným tokom chemickej reakcie a energetický účinok chemickej reakcie nie je vôbec rovnaký a definícia tepelného účinku chemickej reakcie neznamená skutočný Implementácia reakcie zodpovedajúcej termochemickej rovnici.

  A vnútorná energia a entalpia predstavujú funkciu stavu, preto tepelný účinok chemickej reakcie závisí od povahy a stavu východiskových materiálov a konečných produktov, ale nezávisí od cesty reakcie, to znamená Počet a povaha prechodných etáp (GEESA zákon).

  Tepelný účinok chemickej reakcie prúdiacej pri konštantnom tlaku a rovnajúca sa zmene enthalpy systému v procese zodpovedajúcej termochemickej rovnici isobarický termálny efekt alebo entalpia chemickej reakcie. Tepelný účinok chemickej reakcie prúdiacej v konštantnom objeme a rovnajúca sa zmene vnútornej energie systému v procese zodpovedajúcej termochemickej rovnici, sa nazýva izoormálny termálny účinok .

  Pre jednotlivé typy chemických reakcií namiesto všeobecného termínu "tepelný účinok chemickej reakcie" sa používajú špeciálne (skrátené) termíny: vzdelávanie tepla, tepelné spaľovanie atď.

  Definície tepelných účinkov by mali byť doplnené indikáciou počiatočných bodov odkazu na hodnoty energie a entalpie. Na porovnanie tepelných efektov a zjednodušenie termodynamických výpočtov sa všetky hodnoty tepelných účinkov reakcií týkajú štandardných podmienok (všetky látky sú v štandardných podmienkach). Ak je reakcia skutočná alebo hypoteticky nesená za štandardných podmienok ( T. \u003d 298,15 k \u003d 25 ° С a P. \\ t \u003d 1 bar \u003d 100 kPa) Potom sa nazýva termálny účinok Štandardný účinok tepelnej reakcie alebo Štandardná entrálna reakcia Δ H.o.
  r..

  Chemické reakcie sprevádzané zvýšením teploty sa nazývajú exotermické, zníženie teploty - endotermické. V termodynamickom systéme príznakov tepelný účinok exotermickej reakcie ( Δ U.< 0 {\displaystyle \Delta U<0} alebo Δ H.< 0 {\displaystyle \Delta H<0} ) Zvážte negatívne, endotermické ( Δ U\u003e 0 (Displaystyle delta U\u003e 0) alebo Δ H\u003e 0 (Displaystyle delta H\u003e 0)) - Pozitívne. V zastaraní a neodporúča sa používať termochemický systém príznakov je pozitívny, naopak, tepelný účinok exotermickej reakcie sa uvažuje, a negatívne - endotermické.

  Tepelné účinky chemických reakcií sú dôležité pre teoretickú chémiu a sú potrebné vo výpočtoch rovnovážnych zmesí, uvoľňovania reakčných produktov, špecifickej tyče paliva prúdových motorov a vyriešiť mnoho ďalších aplikovaných úloh.

  Štúdium tepelných účinkov chemických reakcií je najdôležitejšou úlohou termochémie. Na výpočet štandardných tepelných účinkov chemických reakcií sa používajú tabuľky štandardného tepla alebo spaľovania.

  Štandardné vzdelávanie (štandardné vzdelávanie tepla)

  Podľa štandardného tepla vzdelávania tepelný účinok reakcie tvorby jednej modlitby látky z jednoduchých látok, jeho zložiek, ktoré sú v trvalo udržateľných štandardných štátoch.

  Napríklad štandardná entalpia tvorby 1 mol metánu z uhlíka a vodíka sa rovná tepelnému účinku reakcie:

  C (TV) + 2H2 (g) \u003d CH4 (g) + 74,9 kJ / mol.

  Štandardná vzdelávacia entalpia je označená Δ H.o.
  f.. Tu index f znamená tvorenie. (Vzdelávanie) a znak "O" v hornom indexe označuje, že hodnota sa vzťahuje na štandardný stav látky: jeden mól individuálnej chemickej zlúčeniny odobratého v jeho čistej forme za štandardných podmienok v súhrnnom stave, ktorý je stabilný Tieto podmienky (ak neexistuje žiadna špeciálna rezervácia). Niekedy na označenie štandardného stavu používajte prekrížený symbol "O" v hornom indexe; Podľa odporúčaní Žida, o používaní označení vo fyzickej chémii, je prečiarknutý a nepevnený "O" symbol používaný na označenie štandardného stavu je rovnako prijateľný. V literatúre sa nájde ďalšie označenie štandardného entalpy - Δ H. O.
  298.15, kde označenie "O" označuje rovnosť tlaku jednej atmosféry (alebo, trochu presnejšie pre štandardné podmienky) a 298,15 - teplotu. Niekedy sa index "O" používa pre hodnoty týkajúce sa Čistá látkaStandard, že štandardné termodynamické hodnoty môžu byť označené iba vtedy, keď je zrejmé, že štandardný stav je zvolený ako štandardný stav. Štandard môže byť tiež vyrobený, napríklad, stav látky v extrémne zriedenom roztoku.

  Enthalska tvorba jednoduchých látok sa berie rovná nule, pričom nulová hodnota entalpie vzdelávania sa týka agregatívneho stavu udržateľného T. \u003d 298.15 K.. Napríklad pre jód v kryštalickom stave Δ H. O (I 2, TV) \u003d 0 KJ / MOLa pre tekutý jód Δ H. o (i 2, g) \u003d 22 kJ / mol. Enthalpy z tvorby jednoduchých látok za štandardných podmienok sú ich hlavné energetické charakteristiky.

  Tepelný účinok akejkoľvek reakcie je ako rozdiel medzi súčtom tepla tvorby všetkých produktov a súčtom tepla tvorby všetkých činidiel v tejto reakcii (dôsledok zákona o Gesse):

  Δ H. o Reakcia \u003d σδ H.o.
  f. (Produkty) - σδ H.o.
  f. (Reagencie).

  Termochemické účinky môžu byť zahrnuté v chemických reakciách. Chemické rovnice, v ktorých je uvedené množstvo oddeleného alebo absorbovaného tepla, sa nazýva termochemické rovnice. Reakcie sprevádzané vydaním tepla do životného prostredia majú negatívny termálny účinok a nazývajú sa exotermické. Reakcie sprevádzané absorpciou tepla majú pozitívny tepelný účinok a nazývajú sa endotermické. Termálny účinok sa zvyčajne vzťahuje na jednu modlitbu reagovanej zdrojovej látky, ktorej stechiometrický koeficient je maximálny.

  Teplotná závislosť tepelného efektu (entalpia) reakcie

  Na výpočet teploty závislosti entalpie reakcie je potrebné poznať molárnu tepelnú kapacitu látok zapojených do reakcie. Zmeňte entalpiu reakcie so zvýšenou teplotou T. 1 byť T. 2 sa vypočíta podľa zákona Kirchhoff (predpokladá sa, že v tomto teplotnom rozsahu, molárna tepelná kapacita nezávisí od teploty a neexistujú žiadne fázové transformácie):

  AH (T2) \u003d AH (t 1) + ∫ 1 2 δ C p (t 1, t2) d (t). (Displaystyle delta (H (t_ (2))) \u003d delta (h (t_ (1))) + int limity _ (1) ^ (2) (delta (c_ (p)) (t_ (1) (,) t_ (2)) d (t)).)

  Ak sa fázové transformácie vyskytujú v tomto teplotnom rozsahu, potom pri výpočte je potrebné vziať do úvahy teplo zodpovedajúcich transformácií, ako aj zmenu teploty závislosti tepelnej kapacity látok, ktoré sa týkajú takýchto transformácií: \\ t

  AH (t2) \u003d δ H (t 1) + ∫ 1 t φ δ c p (t 1, t φ) d (t) + ∫ t φ 2 δ c p (t φ, t2) d (t), \\ t (Displaystyle delta (H (T_ (2))) \u003d delta (H (T_ (1))) + Int Limity _ (1) ^ (t _ (varphi)) (delta (c_ (c_ ( p)) (t_ (1) (,) t _ (varphi)) d (t)) + int limity _ (t _ (varphi)) ^ (2) (delta (c_ (p)) (T _ (varphi) () t_ (2)) d (t)),)

  kde Δ C P.(T. 1 , T. φ) - zmena tepelnej kapacity v teplotnom rozsahu od T. 1 na teplotu fázového prechodu; Δ C P.(T. φ , T. 2) - zmena teploty v teplotnom rozsahu od teploty prechodu fáz na konečnú teplotu a T. Φ - Teplota prechodu fázy.

  Štandardné spojenie ENTERPIA - Δ H.o
  pohorie, Tepelný účinok spaľovacej reakcie jednej modlitby látky v kyslíku na tvorbu oxidov v najvyššej oxidácii. Teplo spaľovania nehorľavých látok sa berie rovné nule.

  Štandardné rozpúšťanie Enhaulpia - Δ H.o
  Šesť, tepelný účinok procesu rozpúšťania 1 modlí sa látky v nekonečne veľké množstvo rozpúšťadla. Trvá to tvar z tepla zničenia kryštálovej mriežky a tepelnej hydratácie (alebo tepla schodov pre nevodné roztoky), ktorý sa vyznačuje interakciou molekúl rozpúšťadiel s molekulami alebo iónmi rozpustnej látky s tvorbou Zlúčeniny premennej zloženia - hydráty (solváty). Zničenie krištáľovej mriežky je zvyčajne endotermický proces - Δ H. sol. \u003e 0.a hydratačné ióny - exotermické, Δ H. Hydra< 0 . V závislosti od pomeru hodnôt δ H. sol. a δ. H. Hydra Enthalpy o rozpúšťaní môže mať pozitívnu aj zápornú hodnotu. Takže rozpúšťanie kryštalického hydroxidu draselného je sprevádzané uvoľňovaním tepla:

  Δ H. o
  solved.KOH \u003d δ. H. o
  sol. + Δ. H. o
  hydrak.k + + Δ H. o
  hydra .OH-\u003d -59 KJ / MOL.

  Pod entalpou hydratácie δ H. Hydra Rozumie sa tepla, ktorý sa rozlišuje pri pohybe 1 modlí ióny od vákua do roztoku.

  Štandardná neutralizácia entalpov Δ H. o
  neutre. - entrálna reakcia interakcie silných kyselín a báz s tvorbou 1 modlitou vody za štandardných podmienok:

  HCl + NaOH \u003d NaCl + H20H + + OH-\u003d H20, δ H. o
  neutre. \u003d -55,9 kJ / mol

  Štandardná neutralizačná enthalpia pre koncentrované roztoky silných elektrolytov závisí od koncentrácie iónov, v dôsledku zmeny hodnoty δ H. o
  hydratačné ióny pri zriedení.

  pozri tiež

  Pripomienka

  Poznámky

  1. , z. 450.
  2. , z. šestnásť.
  3. , z. 522-523.
  4. , z. 290.
  5. , z. 21.
  6. , z. 17, 63.
  7. , z. 311.
  8. , z. 174.
  9. , z. 6.
  10. Stav jednoduchého termodynamického systému (plyny a izotropné kvapaliny v situácii, keď sa môžu zanedbávať povrchové účinky a prítomnosť vonkajších výkonových polí), je plne daná svojím objemom, tlakom v systéme a hmotnosti komponentov systému látok.
  11. , z. 143.
  12. , z. 103.
  13. Nekonečne malé ( základný, nekonečný) Nazývajú proces, pre ktorý je rozdiel medzi počiatočnými a koncovými stavmi systému nekonečne malé.
  14. Za tepla sa tu rozumie zmena energie systému v dôsledku prenosu tepla cez hraničnú plochu (pozri teplo).
  15. , z. osem.
  16. , z. 114.
  17. , z. 54.
  18. , s. štrnásť.
  19. , z. 31.
  20. , s. 36
  21. , z. 257.
  22. , z. 125.
  23. , z. jedenásť.
  24. , z. 87.
  25. , z. 10.
  26. , z. 127.
  27. , z. 128.
  28. Skutočnosť, že konečný štát môže byť nedosiahnuteľný v skutočnosti, vo vzťahu k tomuto preskúmaniu nezáleží.
  29. , z. 130.
  30. , z. 24.
  31. , z. 17.