Nxehtësia e formimit të një lënde të thjeshtë në kushte standarde. Entalpia e formimit. Ekuacioni i reaksionit termokimik
Nxehtësia standarde e formimit kuptohet si efekti i nxehtësisë i reaksionit të formimit të një moli të një substance nga substanca të thjeshta, përbërësit e saj, të cilët janë në gjendje standarde të qëndrueshme.
Për shembull, entalpia standarde e formimit të 1 mol metan nga karboni dhe hidrogjeni është e barabartë me nxehtësinë e reaksionit:
C (tv) + 2H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + 76 kJ / mol.
Entalpia standarde e formimit shënohet Δ H për . Këtu indeksi f do të thotë formim (edukim), dhe rrethi i kryqëzuar, që i ngjan një disku Plimsol, do të thotë se vlera i referohet gjendjes standarde të materies. Në literaturë, shpesh gjendet një përcaktim tjetër për entalpinë standarde - ΔH 298,15 0, ku 0 tregon presion të barabartë me një atmosferë (ose, disi më saktë, kushte standarde), dhe 298.15 është temperatura. Ndonjëherë indeksi 0 përdoret për sasitë që lidhen me substancë e pastër, duke përcaktuar se është e mundur të përcaktohen sasi standarde termodinamike me të vetëm kur është një substancë e pastër që zgjidhet si gjendje standarde. Standardi mund të merret gjithashtu, për shembull, gjendja e një substance në një zgjidhje jashtëzakonisht të holluar. "Disk Plimsol" në këtë rast nënkupton gjendjen aktuale standarde të materies, pavarësisht nga zgjedhja e tij.
Energjia e proceseve kimike është pjesë e termodinamikës kimike (pjesë e termodinamikës së përgjithshme).
Gjendja energjetike reaksion kimik si përshkruhet sistemi duke përdorur karakteristikat e mëposhtme: U-energjia e brendshme, H-entalpia, S-entropia, energjia G-Gibbs.
Nxehtësia e marrë nga sistemi përdoret për të rritur energjinë e brendshme dhe për të kryer punën: Q=D U+A. Nëse sistemi nuk kryen punë tjetër përveç punës së zgjerimit, atëherë Q=D U+pD V. Vlera D H=D U+pD V në p=const quhet entalpi e reaksionit. Sepse është e pamundur të matet energjia e brendshme e trupit (mund të matet vetëm ndryshimi D U), atëherë është gjithashtu e pamundur të matet entalpia e trupit - ndryshimi në entalpinë D H përdoret në llogaritjet.
Entalpia standarde e formimit është efekti i nxehtësisë izobarik i reaksionit për të prodhuar një mol substancë komplekse nga substanca të thjeshta të marra në formën e tyre më të qëndrueshme në kushte standarde (T=298K, p=1 atm., C=1 mol/l). Entalpia e formimit të substancave të thjeshta në gjendjen e tyre të qëndrueshme në kushte standarde supozohet të jetë 0.
Ligjet e termokimisë:
1. Lavoisier-Laplace: efekti termik i formimit të përbërjeve kimike është i barabartë, por në shenjë të kundërt, me efektin termik të zbërthimit të tij.
2. Hess: efekti termik i një reaksioni në presion ose vëllim konstant varet vetëm nga gjendja fillestare dhe përfundimtare e sistemit dhe nuk varet nga rruga e tranzicionit.
Entropiaështë një masë sasiore e çrregullimit të sistemit. Ajo ka një kuptim statistikor dhe është një karakteristikë e sistemeve që përbëhen nga një numër mjaft i madh, por i kufizuar grimcash. Entropia shprehet në termat e probabilitetit termodinamik të sistemit - numri i mikrostateve që korrespondojnë me një mikrogjendje të caktuar. Supozohet se në zero absolute entropia e një kristali ideal është 0. Gjithashtu supozohet se për një proton të hidratuar H + vlera absolute e entropisë në një tretësirë ujore është 0. Entropia varet nga: numri i grimcave në sistemi, natyra e substancës dhe gjendja e grumbullimit. Për reaksionet kimike, ndryshimi i entropisë llogaritet nga vlerat absolute të entropisë së përbërësve. Për reaksionet që ndodhin në një tretësirë ujore, llogaritja bëhet duke përdorur një formulë të shkurtër jonike. Për substancat e gazta, shenja e D S përcaktohet nga ndryshimi i vëllimit. Nëse vëllimi nuk ndryshon, atëherë shenja nuk mund të përcaktohet. Në sistemet e izoluara, proceset janë të mundshme që shkojnë me një rritje të entropisë. Kjo do të thotë se shenja D S mund të merret si kriter për një reagim të mundshëm spontan (vetëm në sisteme të izoluara!). Në përgjithësi, ky kriter nuk mund të zbatohet në sistemet e hapura.
Ndikimi total i energjisë dhe faktorëve të entropisë në presion dhe temperaturë konstante pasqyron ndryshimin në potencialin izotermik, i cili quhet ndryshimi i energjisë së lirë të Gibbs: D G=D H-TD S. energji e lirë Gibbs quhet energjia e përbërë nga energjitë e lidhjeve kimike. Shenja D G është një kriter i probabilitetit termodinamik të rrjedhjes spontane të procesit në kushte të dhëna (p,T=const). Në këto kushte, vetëm ato procese D G për të cilat është më pak se 0 mund të vazhdojnë spontanisht. nuk merret parasysh varësia nga temperatura entalpia dhe entropia. Në temperatura të ulëta ndodhin kryesisht reaksione ekzotermike. Në temperatura të larta, rolin kryesor e luan termi i entropisë së ekuacionit, i cili mund të shihet nga shembulli i faktit se reaksionet e zbërthimit të substancave komplekse në të thjeshta kryesisht zhvillohen në temperaturë të lartë.
Energjia standarde Gibbs e një substance është energjia e marrjes së një substance të caktuar në kushte standarde. Kushtet standarde nuk ekzistojnë në praktikë, kështu që të gjitha llogaritjet duke përdorur vlera standarde janë të përafërta.
Kushtet standarde
Efektet termike të reaksioneve varen nga kushtet në të cilat ato ndodhin. Prandaj, për të qenë në gjendje të krahasojmë vlerat e marra të efekteve termike të reaksioneve, entalpitë e formimit të substancave, ne ramë dakord që t'i përcaktojmë ose t'i çojmë ato në disa, identike, të ashtuquajturat. kushte standarde. Kushtet standarde konsiderohen të jenë gjendja e 1 mol të një substance të pastër në një presion prej 101,325 Pa (1 atm ose 760 mm Hg) dhe një temperaturë prej 25 ° C ose 298 K. Për substancat në tretësirë, një përqendrim i barabartë me një mol në litër (C \u003d 1 mol / l). Për më tepër, supozohet se tretësira sillet në këtë përqendrim në të njëjtën mënyrë si në hollimin e pafund, d.m.th. është ideale. I njëjti supozim vlen për substancat që janë në gjendje të gaztë (një gaz, si të thuash, është ideal si në një presion prej 1 atmosfere ashtu edhe në një presion shumë më të ulët).
Prandaj, ndryshimi i entalpisë së sistemit të reaksionit gjatë kalimit nga një gjendje në tjetrën në kushte standarde do të ketë gjithashtu karakter standard. Prandaj, entalpia e formimit të një moli të një substance komplekse nga substanca të thjeshta në kushte standarde do të quhet gjithashtu entalpi standarde (ngrohtësi ) arsimimi.
Ndryshimet standarde në entalpinë e formimit shënohen me DYa (^ fq. Në vijim, ne thjesht do t'i quajmë entalpi standarde të formimit të substancave ose entalpi të reaksionit (duke hequr fjalën ndryshim). Për shembull, entalpia standarde e formimit të ujit në gjendje të lëngshme shënohet si më poshtë:
Kjo hyrje do të thotë se në kushte standarde, formimi i një moli ujë në gjendje të lëngët nga substanca të thjeshta shoqërohet me një humbje prej 285,85 kJ nga sistemi reagues. Ekuacioni termokimik për këtë reaksion duket si ky:
Entalpitë standarde të formimit për shumicën e substancave të njohura janë përcaktuar në mënyrë empirike ose të llogaritura dhe të përmbledhura në tabelat referuese të vetive termodinamike të substancave.
Vlerat standarde të entalpive të formimit të substancave të thjeshta (për shembull, H 2 (g), O 2 (g), Cu (cr) dhe substanca të tjera) për ato gjendje agregate në të cilat këto substanca janë të qëndrueshme merren të barabarta. në zero, d.m.th.
Entalpia standarde e formimit të një përbërjeje është një masë e qëndrueshmërisë termodinamike, forcës dhe është e një natyre periodike për një klasë, një grup substancash të të njëjtit lloj.
Ndonjëherë ka përjashtime nga zgjedhja e gjendjes standarde, për shembull, kur flasim për nxehtësinë standarde të formimit të ujit me avull, nënkuptojmë që formohet avulli i ujit, presioni i të cilit është 101.3 kPa dhe temperatura është 25 ° C. . Por në 25°C, avulli i ujit ka një presion ekuilibri shumë më të ulët. Kjo do të thotë se nxehtësia e formimit të ujit në gjendjen e avullit Dc 2 o(n) është një gjendje thjesht e kushtëzuar.
Ligjet termokimike
Ligji i Hesit
Pavarësia e nxehtësisë së një reaksioni kimik nga rruga e procesit në R = konst dhe T = const u krijua në gjysmën e parë të shekullit të 19-të. Shkencëtari rus G. I. Hess. Hess formuloi ligjin që tani mban emrin e tij: Efekti termik i një reaksioni kimik nuk varet nga rruga e shfaqjes së tij, por varet vetëm nga natyra dhe gjendja fizike e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit.
Ky ligj vlen për ato ndërveprime që ndodhin në kushte izobarike-izotermale (ose izokorik-izotermale), pavarësisht se lloji i vetëm i punës që kryhet është puna kundër forcave të presionit të jashtëm.
Imagjinoni që ekziston një sistem reaksioni në të cilin substancat A Dhe NË shndërrohen në produkte D Dhe E, sipas ekuacionit termokimik:
Ndryshimi në entalpinë e këtij reaksioni АH^ eacci. produktet e reagimit D Dhe E mund të merret drejtpërdrejt dhe drejtpërdrejt nga materialet fillestare A Dhe NË , siç tregohet skematikisht në Fig. 2.2, por përgjatë rrugës 1-2, duke anashkaluar çdo fazë të ndërmjetme. Efekti termik në këtë metodë të transformimit (Fig. 2.2, 6) do të jetë e barabartë me:
Merrni të njëjtat produkte D Dhe E është e mundur duke kryer procesin përmes formimit të çdo substance të ndërmjetme, për shembull, përgjatë rrugës 1-3 4-5-2 ose 1-6-7-2 (Fig. 2.2, A). Për më tepër, çdo fazë e edukimit
Substancat e ndërmjetme do të karakterizohen nga efekti i tyre termik ose ndryshimi i entalpisë: D H 1, DN 2, DN 3, DN 4, DN 5, DN 6 dhe DN 7, përkatësisht, për çdo seksion të shtegut të procesit (Fig. 2.2, b).
Oriz. 2.2. :
A - mënyrat e mundshme të realizimit të procesit; b - skemat e ndryshimit të entalpive të fazave të ndërmjetme në varësi të rrugës së reagimit
Nëse marrim parasysh rezultatin përfundimtar të ndryshimeve energjetike të procesit përmes fazave të ndërmjetme, atëherë rezulton se ai është i barabartë me shumën algjebrike të ndryshimit në entalpitë e fazave të ndërmjetme:
Kjo do të thotë, efekti termik i reaksionit nuk varet nga mënyra e kryerjes së procesit, por varet vetëm nga gjendja fillestare e materialeve fillestare dhe gjendja përfundimtare e produkteve të reaksionit (Fig. 2.2. b).
Në një reagim specifik, për shembull, oksidimi i hekurit me oksigjen, ne do të kontrollojmë realizueshmërinë e ligjit të Hess. Ekuacioni termokimik për këtë proces është:
Le ta kalojmë këtë proces hap pas hapi. Së pari, ne oksidojmë hekurin në oksid hekuri (I) sipas ekuacionit:
Unë skenoj :
me një efekt termik prej 2,263.7 kJ, dhe më pas oksidojmë oksidin e hekurit (I) në fazën e dytë në oksid hekuri (III) sipas ekuacionit:
II fazë-.
në të cilin do të lirohen 293.9 kJ. Duke shtuar ekuacionet e fazës së parë dhe të dytë të reaksioneve, marrim:
Efekti termik total i këtyre fazave është gjithashtu i barabartë me 821.3 kJ, sikur procesi të ishte kryer pa faza të ndërmjetme. Kjo është, ligji i Hesit është përmbushur.
Ekuacionet termokimike mund të shtohen dhe zbriten si ekuacionet e zakonshme algjebrike.
Shqyrtoni një ilustrim të ligjit të Hesit me një shembull tjetër.
E njohur:
Gjeni DH° për reaksionet e mëposhtme:
Bazuar në të dhënat fillestare, është e përshtatshme të hartohet një diagram i rrugëve të mundshme për formimin e CO 2 (Fig. 2.3).
Oriz. 2.3.
Sipas ligjit të Hesit
I njëjti rezultat mund të arrihet, duke pasur parasysh se ekuacioni i reaksionit (3) mund të merret duke zbritur ekuacionin (2) nga ekuacioni (1). Një operacion i ngjashëm me efekte termike do të japë
Për të marrë ekuacionin (4), duhet të zbresim ekuacionin (2) nga ekuacioni (1) i shumëzuar me 2. Prandaj,
Për përdorim praktik, pasojat e ligjit të Hesit janë të rëndësishme. Le të shqyrtojmë dy prej tyre.
Pasoja e parë e ligjit të Hesit
Kjo pasojë shoqërohet me nxehtësinë e formimit të komponimeve. Nxehtësia (entalpia) e formimit komponimet quhet sasia e nxehtësisë,
lirohet ose absorbohet gjatë formimit të 1 mol të këtij përbërësi nga substanca të thjeshta që janë në gjendjen më të qëndrueshme në kushte të dhëna. (Substancat e thjeshta përbëhen nga atome të të njëjtit lloj, për shembull, N 2, H 2, 0 2, C, S, Fe, etj.) Në këtë rast, reagimi mund të rezultojë të jetë hipotetik, d.m.th. nuk rrjedhin vërtetë. Për shembull, nxehtësia e formimit të karbonatit të kalciumit është e barabartë me nxehtësinë e reaksionit për formimin e 1 mol karbonat kalciumi kristalor nga kalciumi metalik, karboni në formën e grafitit dhe oksigjenit të gaztë:
Nxehtësitë (entalpitë) e formimit të substancave të thjeshta të qëndrueshme (N 2 , H 2 , 0 2 , Fe etj.) janë të barabarta me zero.
Le ta caktojmë nxehtësinë e formimit të substancës si DY oG)p
Në përputhje me përfundimin e parë të ligjit Hess, efekti i nxehtësisë i çdo reaksioni mund të llogaritet nga tenlotat (entalpitë) e formimit: efekti i nxehtësisë i reaksionit është i barabartë me diferencën midis nxehtësisë (entalpive) të formimit të produkteve të reaksionit dhe materialeve fillestare, duke marrë parasysh koeficientët stoikiometrikë.
(2.11)
Ikonat e abonimit këtu j Dhe і referojuni produkteve të reagimit dhe materialeve fillestare, përkatësisht; v- koeficientët stekiometrikë.
Skema në fig. 2.4 ilustron vërtetimin e kësaj përfundimi. Ekuacioni (2.11) rrjedh nga rregulli i mbledhjes së vektorit.
Oriz. 2.4.
Siç thuhet në seksionin 2.4, nxehtësitë e formimit zakonisht quhen kushte standarde dhe quhen nxehtësia standarde (entalpia) e formimit të përbërjes dhe shënojmë AHob r. Vlerat Anob të përbërjeve më të zakonshme janë dhënë në tabelat e referencës termodinamike. Me ndihmën e tyre, llogariten efektet termike standarde të reaksioneve kimike AN 0:
Pasoja e dytë e ligjit të Hesit
Vini re se në të gjithë shembujt e mësipërm, u përdorën entalpi (ngrohje) standarde të formimit të substancave individuale. Por për disa komponime nuk është e mundur të përcaktohen drejtpërdrejt në mënyrë eksperimentale nëse vazhdojmë vetëm nga substanca të thjeshta. Në raste të tilla, ligji i G. I. Hess përdoret për të llogaritur entalpitë (ngrohjet) standarde të formimit sipas të njohurve entalpitë (ngrohjet) e djegies këto substanca, pasi në shumicën e këtyre rasteve është e mundur të kryhet reaksioni i djegies së plotë të substancave të thjeshta dhe komplekse.
Në të njëjtën kohë, nën vlera kalorifike kuptojnë efekti termik i djegies së 1 mol të një lënde komplekse (ose 1 mol atomesh të një lënde të thjeshtë) derisa të formohen okside të qëndrueshme.
Vlerat standarde kalorifike referuar 25°C (298 K) dhe presionit
- 101.3 kPa. Nxehtësitë e djegies së oksigjenit dhe produkteve të djegies në gjendje të qëndrueshme në kushte standarde (25°С,
- 101.3 kPa), d.m.th. konsideroni përmbajtjen energjetike të oksigjenit të gaztë, azotit, dioksidit të karbonit, dioksidit të squfurit, ujit të lëngshëm dhe substancave të tjera jo të djegshme kushtimisht të barabartë me zero.
Rëndësia praktike e njohjes së nxehtësisë së djegies së substancave është se vlerat e tyre mund të përdoren për të llogaritur efektet termike të reaksioneve kimike në të njëjtën mënyrë siç bëhet kur përdoren entalpitë (ngrohjet) e formimit të substancave. Në fund të fundit, efekti termik i reagimit nuk varet nga metoda e zbatimit të tij, fazat e ndërmjetme, por përcaktohet vetëm nga gjendja fillestare dhe përfundimtare e substancave fillestare dhe produkteve të reagimit sipas ligjit Hess. veçanërisht të mëdha vlerë praktike vlerat kalorifike përdoren për të përcaktuar efektet termike të reaksioneve që përfshijnë komponimet organike. Për shembull, nxehtësia e formimit të metanit nga substanca të thjeshta
nuk mund të matet drejtpërdrejt. Për të përcaktuar nxehtësinë e formimit të lëndës organike, ajo digjet dhe, në bazë të nxehtësisë së djegies së lëndës organike komplekse dhe nxehtësisë së djegies së substancave të thjeshta, gjendet nxehtësia e formimit të saj. Marrëdhënia ndërmjet nxehtësisë së formimit të metanit dhe nxehtësisë së djegies së produkteve të reaksionit është e dukshme në diagram (Fig. 2.5).
Sipas ligjit të Hess-it, efektet termike të rrugës së parë dhe të dytë duhet të jenë të barabarta
Nxehtësia e djegies së një lënde të thjeshtë, për shembull, grafiti dhe hidrogjeni në një oksid të qëndrueshëm, d.m.th. para formimit të dioksidit të karbonit ose ujit, është identike me nxehtësinë e formimit të dioksidit të karbonit ose ujit:
Oriz. 2.5.
Duke marrë parasysh këtë, marrim:
Duke zëvendësuar vlerat numerike të nxehtësisë përkatëse të formimit në ekuacion, marrim:
Disa manuale termodinamike përmbajnë tabela me nxehtësi izobare të djegies - A//J rop e shumë substancave organike, të cilat mund të përdoren në llogaritje. Sidoqoftë, nëse në reaksion përfshihen substanca jo të djegshme, atëherë efekti termik mund të përcaktohet vetëm përmes nxehtësisë së formimit. Për shembull:
në kushte standarde, efekti termik është:
ato. ky reaksion është ekzotermik Q= +168,07 kJ/mol.
Ligji i Hesit dhe pasojat e tij shërbejnë si bazë për të gjitha llogaritjet termokimike, ndërsa është e nevojshme që të gjitha nxehtësitë e djegies ose formimit t'i referohen të njëjtave kushte - izobarike ose izokorike. Tabelat termodinamike japin vlerat AN formimi ose djegia në kushte standarde (/? = 101,3 kPa dhe T = 298 K), d.m.th. për procesin izobarik-izotermik.
Për të shkuar nga Qp në Qn
ju duhet të përdorni ekuacionin: 
Shndërrimet kimike të substancave ushqimore në trup, si çdo reaksion kimik jashtë trupit, u binden ligjeve të termokimisë. Rrjedhimisht, ligji i Hess-it jep arsye për të përdorur nxehtësinë e djegies së substancave ushqimore për të përfaqësuar energjinë e oksidimit të tyre në trup. Edhe pse lëndë ushqyese, të futura në trup, kalojnë deri në transformimin përfundimtar të tyre rrugë e vështirë dhe marrin pjesë në një numër të madh reaksionesh, efekti total energjetik i të gjitha këtyre reaksioneve, sipas ligjit Hess, është i barabartë me efektin termik të djegies së drejtpërdrejtë të substancave të futura.
Për shembull, kur digjet një mol glukozë (në dioksid karboni dhe ujë) në një bombë kalorimetrike, lirohet 2816 kJ, që do të thotë se me oksidim të plotë dhe në trupin e një moli glukozë, një sasi energjie e barabartë me 2816 kJ. lirohet. Rrugët e oksidimit të glukozës në një bombë kalorimetrike dhe në një organizëm janë të ndryshme, por efekti i energjisë është i njëjtë në të dyja rastet, pasi gjendja fillestare dhe përfundimtare e substancave të përfshira në reaksion janë të njëjta.
Llogaritjet termokimike
Llogaritjet termokimike të lidhura me përcaktimin e efekteve termike të reaksioneve, nxehtësitë e formimit të komponimeve, bëjnë të mundur në një farë mase parashikimin e drejtimit të mundshëm të procesit dhe karakterizojnë afërsisht forcën e bashkimit. Të gjitha llogaritjet bazohen në dy ligje të termokimisë dhe në konceptet dhe përkufizimet bazë të saj.
Konsideroni disa shembuj konkretë llogaritjet termokimike.
Shembulli 2.1. Gjeni efektin termik standard А// 0 të reaksionit të përftimit të Al2(SO4)3 kristalor në 298 K nga Al 2 0 3 kristalor dhe S0 3 i gaztë:
Entalpitë standarde të formimit të substancave të përfshira në këtë reaksion në 298 K janë:
Pastaj me ekuacionin (2.12) gjejmë
Zgjidhje. Shkruajmë ekuacionin termokimik për djegien e metanit
Nga manuali i vetive termodinamike të substancave, ne shkruajmë vlerat standarde të entalpive të formimit (nxehtësitë e formimit) të materialeve fillestare dhe produkteve të reaksionit:
Meqenëse dioksidi i karbonit (1 mol) dhe uji (2 mol) formohen në gjendje të lëngët gjatë djegies së metanit, ne do të përpilojmë ekuacionet termokimike për formimin e këtyre substancave nga substanca të thjeshta:
Dhe meqenëse gjatë djegies, metani CH 4 (g) dekompozohet, duke u shndërruar në ujë në gjendje të lëngshme dhe dioksid karboni, ne shkruajmë ekuacionin termokimik për zbërthimin e metanit në substanca të thjeshta:
Duke shtuar këto tre ekuacionet e fundit, marrim ekuacionin termokimik për reaksionin e djegies së metanit:
Kështu, efekti termik i këtij reaksioni në kushte standarde është i barabartë me Q °„ \u003d 890,94 kJ / mol ose ndryshimi në entalpinë e reaksionit është DH ° ktsnn \u003d - 890,94 kJ / mol.
Nëse shikoni me kujdes se si është marrë kjo vlerë numerike, rezulton se shuma e nxehtësisë së formimit të substancave fillestare është zbritur nga shuma e nxehtësisë së formimit të produkteve të reaksionit. Kjo pasojë nga ligji i Hesit, i cili mund të shkruhet si më poshtë:
Ose, në lidhje me konceptin e një ndryshimi në entalpinë e një reagimi:
Siç zbatohet për problemin tonë, efekti termik i reaksionit mund të llogaritet pa përpiluar ekuacionet për formimin dhe zbërthimin e substancave:
Ose, duke zëvendësuar të dhënat numerike, marrim:
Një llogaritje e ngjashme mund të kryhet duke përdorur jo nxehtësinë e formimit, por entalpitë:
Shembulli 2.3. Llogaritni efektin termik të reaksionit:
Entalpitë e djegies janë:
për acetilen (g) DH a = -1298,3 kJ/mol; për benzen (l) AN" = -3264,2 kJ/mol.
Me ekuacionin (2.13) gjejmë
Duke ditur nxehtësinë e djegies, është e lehtë të përcaktohet nxehtësia e formimit, dhe anasjelltas. Nëse, për shembull, nxehtësia e djegies së alkoolit metil është -729 kJ / mol, atëherë, duke përdorur vlerat e nxehtësisë së formimit të CO 2 dhe H 2 0, mund të përcaktohen ekuacionet termokimike të mëposhtme:
)
Duke shumëzuar ekuacionin (V) me 2, duke shtuar me ekuacionin (b) dhe duke zbritur ekuacionin (a), marrim pas shndërrimeve reaksionin e formimit të alkoolit metil.
Pasi kemi kryer transformime të ngjashme me efektet termike të reaksioneve, marrim efektin termik të formimit të alkoolit metil. AN
Ligji i Hesit është gjithashtu i vlefshëm për proceset komplekse biokimike. Kështu, sasia e nxehtësisë e përftuar gjatë oksidimit të karbohidrateve dhe yndyrave në një organizëm të gjallë, ku këto procese zhvillohen në disa faza dhe sasia e nxehtësisë që çlirohet gjatë djegies së këtyre substancave në oksigjen, rezultoi e barabartë. Për proteinat, kjo nuk është kështu, pasi produkti përfundimtar i oksidimit të proteinave në trup është ureja, ndërsa në oksigjen, oksidimi i proteinave është i plotë.
Përmbajtja e artikullit
TERMODINAMIKA KIMIKE, merr parasysh marrëdhënien ndërmjet punës dhe energjisë në lidhje me shndërrimet kimike. Meqenëse një transformim kimik zakonisht shoqërohet me lëshimin ose thithjen e një sasie të caktuar nxehtësie, ai, si fenomenet e tjera natyrore (përfshirë elektrike dhe magnetike), të shoqëruara nga efekte termike, u bindet parimeve (fillesave) themelore të termodinamikës. Termodinamika kimike përcakton, para së gjithash, kushtet (të tilla si temperatura dhe presioni) për shfaqjen e reaksioneve kimike dhe gjendjet e ekuilibrit që ato arrijnë. Analiza e dukurive termike bazohet në tre parime themelore, të konfirmuara nga vëzhgime të shumta.
Ligji i parë i termodinamikës.
Ligji i parë i termodinamikës shpreh në thelb ligjin e ruajtjes së energjisë. Për një sistem të rrethuar nga një kufi i mbyllur përmes të cilit nuk ka transferim të materies, relacioni
Ku U 1 dhe U 2 – energjitë e sistemit në gjendjet 1 dhe 2; P- nxehtësia e marrë nga burime të jashtme; W- puna e bërë nga sistemi mbi trupat e jashtëm në procesin me të cilin sistemi kalon nga gjendja 1 në gjendjen 2. Nëse procesi është një reaksion kimik, atëherë zakonisht kryhet në kushte të tilla që është e mundur të ndahet energjia. e transformimit kimik nga energjia e lidhur me ndryshimet e njëkohshme të temperaturës ose presionit. Prandaj, energjia (nxehtësia) e një reaksioni kimik zakonisht përcaktohet në kushte në të cilat produktet janë në të njëjtën temperaturë dhe presion si reaktantët. Energjia e një reaksioni kimik më pas përcaktohet nga nxehtësia P të marra nga ose të transferuara në mjedis. Matja P mund të bëhet me një kalorimetër lloj i përshtatshëm. Reagimi mund të kryhet, për shembull, në një enë metalike të zhytur në një vëllim uji të izoluar termikisht, ndryshimi i temperaturës së të cilit (zakonisht me disa gradë) korrespondon me nxehtësinë e reaksionit. Për matjet sasiore, kalorimetri zakonisht kalibrohet duke përdorur një ngrohës elektrik të pavarur ose duke kryer një reaksion kimik në një enë, nxehtësia e së cilës dihet.
Reagimet e ngadalta janë veçanërisht të vështira për matjet kalorimetrike sepse nevojiten masa paraprake komplekse për të mbrojtur kalorimetrin nga shkëmbimi i nxehtësisë me mjedisin. I ashtuquajturi kalorimetër adiabatik është zhytur plotësisht në një guaskë izotermale me ngrohje të pavarur, temperatura e së cilës gjatë eksperimentit mbahet sa më afër temperaturës brenda kalorometrit. Reaksionet që lëshojnë nxehtësi (negative P në ekuacionin (1)), quhen ekzotermike, dhe reaksionet në të cilat thithet nxehtësia quhen endotermike.
Siç tregon ekuacioni (1), energjia e brendshme e një sistemi reagues përcaktohet jo vetëm nga sasia e nxehtësisë së çliruar ose të absorbuar. Gjithashtu varet nga sa energji harxhon ose fiton sistemi përmes punës së bërë. Në presion të vazhdueshëm fq puna totale e bërë nga sistemi përshkruhet me shprehjen fq (V 2 – V 1) +ne, ku termi i parë është puna e zgjerimit e shoqëruar me një ndryshim në vëllim nga V 1 deri në V 2, dhe ne- shtesë, ose të ashtuquajturat. “e dobishme”, puna e bërë nga sistemi krahas punës së zgjerimit. Nëse punohet në sistem, atëherë të dy termat kanë një shenjë negative. Prandaj, ekuacioni (1) mund të shndërrohet në formë
Prezantohet një masë ndihmëse e energjisë së sistemit H, i përcaktuar nga relacioni i përgjithshëm
Nëse presioni është konstant (zakonisht një presion prej 1 atm merret si standard), atëherë ndryshimi në funksion H, i quajtur entalpia e sistemit, ndryshon nga ndryshimi në energjinë e tij të brendshme nga vlera e punës së zgjerimit:
Me përjashtim të sistemeve me fazë gazi, ky ndryshim është i papërfillshëm në krahasim me efektet termike tipike të reaksioneve. Megjithatë, për rastin e përgjithshëm, nga formula (2) rrjedh se nxehtësia P matet me presion konstant dhe ne= 0 (kushti i zakonshëm që një reaksion kimik të ndodhë nëse nuk ndodh, për shembull, në një bateri ose një qelizë galvanike), është i barabartë me ndryshimin në entalpinë e sistemit:
Në çdo rast, që nga diferenca H 2 – H 1, si dhe U 2 – U 1, përcaktohet, sipas ligjit të parë të termodinamikës, ekskluzivisht nga gjendjet fillestare dhe përfundimtare të sistemit dhe nuk varet nga mënyra e kalimit nga gjendja fillestare në gjendjen përfundimtare, sasia totale e nxehtësisë së përthithur në proces. i transformimit kimik në temperaturë dhe presion konstant (në ne= 0) varet vetëm nga reagentët fillestarë dhe produktet përfundimtare dhe nuk varet nga fazat e ndërmjetme nëpër të cilat zhvillohet reaksioni.
Këtu, shkronjat në kllapa tregojnë gjendjet agregate të substancave (gaz ose lëng). Simboli D H° tregon ndryshimin e entalpisë në një transformim kimik në një presion standard prej 1 atm dhe një temperaturë prej 298 K (25 ° C) (shenja e shkallës në mbishkrimin H tregon se kjo vlerë i referohet substancave në gjendje standarde (në fq= 1 atm dhe T= 298 K)). Formula kimikeçdo substancë në një ekuacion të tillë tregon një sasi të mirëpërcaktuar të një substance, përkatësisht peshën e saj molekulare, të shprehur në gram. Pesha molekulare fitohet duke shtuar masat atomike të të gjithë elementëve të përfshirë në formulë me koeficientë të barabartë me numrin e atomeve të një elementi të caktuar në molekulë. Pesha molekulare e metanit është 16.042, dhe, sipas ekuacionit të mëparshëm, djegia e 16.042 g (1 mol) metan prodhon produkte entalpia e të cilëve është 212.798 kcal më pak se entalpia e reaktantëve. Në përputhje me ekuacionin (5), kjo sasi nxehtësie lirohet kur 1 mol metan digjet në oksigjen me një presion konstant prej 1 atm. Ulja përkatëse e energjisë së brendshme të sistemit gjatë reaksionit është 211.615 kcal. Dallimi midis D H° dhe D U° është e barabartë me - 1.183 kcal dhe paraqet punën fq (V 2 – V 1), kryhet kur 3 mol reagentë të gaztë janë të ngjeshur me një presion prej 1 atm deri në 1 mol dioksid karboni të gaztë dhe 2 mol ujë të lëngshëm.
Nxehtësia standarde e formimit.
Nga ligji i ruajtjes së energjisë rrjedh se kur një substancë formohet nga atome dhe (ose) substanca më të thjeshta, energjia e brendshme ose entalpia e sistemit ndryshon me një sasi të caktuar, e quajtur nxehtësia e formimit të kësaj substance. Nxehtësia e formimit mund të përcaktohet menyra te ndryshme, duke përfshirë matjet e drejtpërdrejta kalorimetrike dhe me llogaritjen indirekte (bazuar në ligjin e Hesit) nga nxehtësia e reaksionit në të cilin merr pjesë një substancë e caktuar. Kur bëjnë llogaritjet, ata përdorin standarde (me fq= 1 atm dhe T= 298 K) nxehtësitë e formimit të substancave të përfshira në ekuacionin e reaksionit. Për shembull, nxehtësia standarde (entalpia) e formimit të metanit mund të llogaritet duke përdorur ekuacionin termokimik
Megjithëse ky reagim nuk është praktik në 25°C, nxehtësia standarde e formimit të metanit llogaritet në mënyrë indirekte nga nxehtësia e matur e djegies së metanit, hidrogjenit dhe grafitit. Bazuar në ligjin e Hesit, është vërtetuar se nxehtësia e reaksionit është e barabartë me diferencën midis nxehtësisë së djegies së substancave të treguara në anën e majtë të ekuacionit dhe nxehtësisë së djegies së substancave të treguara në anën e djathtë të ekuacioni i reaksionit (marrë me shenjat e duhura dhe koeficientët stekiometrikë).
Përveç përdorimit të të dhënave termokimike për zgjidhjen e problemeve të përdorimit praktik të energjisë termike, ato përdoren gjerësisht në vlerësimin teorik të energjive të lidhjeve kimike. Kjo çështje është shqyrtuar në detaje nga L. Pauling në libër Natyra lidhje kimike (Natyra e lidhjes kimike, 1960).
Ligji i dytë i termodinamikës.
Ligji i dytë i termodinamikës në thelb përcakton njëdrejtimshmërinë e transferimit të nxehtësisë në procese të ndryshme që ndodhin spontanisht në kushte të caktuara, përkatësisht drejtimin e transferimit të nxehtësisë nga trupat me temperaturë të lartë për trupat me temperatura të ulëta. Ligji i dytë i termodinamikës mund të formulohet si më poshtë: nuk mund të ketë transferim të përgjithshëm spontan të nxehtësisë nga trupat më pak të nxehtë në trupat më të nxehtë.
Transferim i nxehtësisë P nga një burim me një temperaturë T mund të karakterizohet nga P/T. Për çdo proces spontan të transferimit të nxehtësisë në të cilin një burim me temperaturë T 1 lëshon sasinë e nxehtësisë P 1 , dhe si rezultat i transferimit, sistemi me temperaturë T 2 merr sasinë e nxehtësisë P 2, pabarazia e Clausius P 1 /T 1 Ј P 2 /T 2. Kështu, në mënyrë që të bëhet transferimi i nxehtësisë, T 1 duhet të jetë më shumë T 2. Për kalimin e një sistemi nga një gjendje në tjetrën, një formulim më i përgjithshëm i ligjit të dytë të termodinamikës thotë se drejtimi i transferimit të nxehtësisë përcaktohet nga kushti
Ku S 2 – S 1 është ndryshimi midis entropive të sistemit në dy gjendje. Nëse e kombinojmë këtë gjendje me ekuacionet (2) dhe (3), marrim një lidhje që është e rëndësishme për përshkrimin e një reaksioni kimik në temperaturë dhe presion konstant:
Nëse prezantojmë funksionin e gjendjes së sistemit
atëherë formulimi i ligjit të dytë të termodinamikës do të marrë formën e mëposhtme:
Kjo do të thotë se për një sistem me temperaturë dhe presion konstant, mund të ndodhin vetëm kalime të tilla nga një gjendje në tjetrën për të cilat puna e dobishme ne nuk kalon një vlerë maksimale të caktuar të barabartë me diferencën D G dy vlera G. Nëse G 1 > G 2, atëherë kalimi nga gjendja 1 në gjendjen 2 (të themi, nga reaktantët në produkte) mund të ndodhë spontanisht edhe kur ne= 0. Nëse G 2 > G 1, atëherë kalimi nga gjendja 1 në gjendjen 2 mund të kryhet vetëm për shkak të jashtme punë e dobishme; do të thotë se puna ne duhet të jetë një vlerë negative, si, për shembull, energjia elektrike e shpenzuar në dekompozimin elektrolitik të ujit. Nëse G 1 = G 2, atëherë sistemi është në ekuilibër.
Funksioni G quhet energjia Gibbs, ose potenciali izobarik-izotermik. Metoda të ndryshme kanë treguar se vlera e D G° , "energjia standarde e formimit Gibbs", në analogji me entalpinë standarde të formimit mund të përcaktohet për komponimet kimike në lidhje me elementët nga ekuilibri kimik dhe të dhënat e procesit kimik. Energjia standarde e Gibbs-it e formimit D G° , i cili karakterizon çdo reaksion kimik, mund të përcaktohet duke përdorur tabela të energjive standarde të formimit të Gibbs duke zbritur shumën e vlerave të tyre për reaktantët nga shuma e vlerave për produktet. vlerat D G° për pastrim elementet kimike në 25°C dhe presion prej 1 atm merren baraz me zero.
Energjia standarde e Gibbs-it e një reaksioni kimik është në thelb një masë se sa larg janë reaktantët dhe produktet nga ekuilibri me njëri-tjetrin në një temperaturë të caktuar dhe një presion standard prej 1 atm. Sipas ligjit të dytë të termodinamikës, të gjitha ndryshimet spontane në sistem dhe mjedisin e tij priren t'i sjellin ato në gjendjen përfundimtare të ekuilibrit. Prandaj, është ndryshimi në energjinë e Gibbs, dhe jo ndryshimi në entalpinë ose energjinë e brendshme, që përcakton mundësinë e një reaksioni kimik. Në veçanti, ndryshimi i potencialit midis elektrodave të burimeve të rrymës kimike varet nga ndryshimi në energjinë e Gibbs-it gjatë një reaksioni kimik.
Ndryshimi standard në energjinë Gibbs lidhet me ndryshim standard entalpia, sipas (7), nga relacioni
Ushtrimi 81.
Llogaritni sasinë e nxehtësisë që do të lirohet gjatë reduktimit të Fe 2O3 alumini metalik nëse përftohej 335,1 g hekur. Përgjigje: 2543.1 kJ.
Zgjidhja:
Ekuacioni i reagimit:
\u003d (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ
Llogaritja e sasisë së nxehtësisë që lirohet pas marrjes së 335.1 g hekuri, ne prodhojmë nga proporcioni:
(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847.7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,
ku 55.85 është masa atomike e hekurit.
Përgjigje: 2543,1 kJ.
Efekti termik i reaksionit
Detyra 82.
Alkooli etilik i gaztë C2H5OH mund të merret nga bashkëveprimi i etilenit C 2 H 4 (g) dhe avullit të ujit. Shkruani ekuacionin termokimik për këtë reaksion, duke llogaritur më parë efektin termik të tij. Përgjigje: -45,76 kJ.
Zgjidhja:
Ekuacioni i reagimit është:
C2H4 (g) + H2O (g) \u003d C2H5 OH (g); = ?
Vlerat e nxehtësisë standarde të formimit të substancave jepen në tabela të veçanta. Duke marrë parasysh se nxehtësitë e formimit të substancave të thjeshta me kusht merren të barabarta me zero. Llogaritni efektin termik të reaksionit, duke përdorur pasojën e ligjit Hess, marrim:
\u003d (C 2 H 5 OH) - [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] \u003d
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ
Ekuacionet e reaksionit në të cilat gjendjet e tyre të grumbullimit ose modifikimit kristalor tregohen pranë simboleve të përbërjeve kimike, si dhe vlera numerike e efekteve termike, quhen termokimike. Në ekuacionet termokimike, nëse nuk specifikohet ndryshe, vlerat e efekteve termike në një presion konstant Q p tregohen të barabarta me ndryshimin në entalpinë e sistemit. Vlera zakonisht jepet në anën e djathtë të ekuacionit, e ndarë me presje ose pikëpresje. Pranohen shkurtesat e mëposhtme për gjendjen e përgjithshme të lëndës: G- i gaztë, dhe- lëngshme, te
Nëse nxehtësia lirohet si rezultat i një reaksioni, atëherë< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
C2H4 (g) + H2O (g) \u003d C2H5OH (g); = - 45,76 kJ.
Përgjigje:- 45,76 kJ.
Detyra 83.
Llogaritni efektin termik të reaksionit të reduktimit të oksidit të hekurit (II) me hidrogjenin, bazuar në ekuacionet termokimike të mëposhtme:
a) EEO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g); = -283,0 kJ;
c) H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ.
Përgjigje: +27,99 kJ.
Zgjidhja:
Ekuacioni i reaksionit për reduktimin e oksidit të hekurit (II) me hidrogjen ka formën:
EeO (k) + H2 (g) \u003d Fe (k) + H2O (g); = ?
\u003d (H2O) - [ (FeO)
Nxehtësia e formimit të ujit jepet nga ekuacioni
H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ,
dhe nxehtësia e formimit të oksidit të hekurit (II) mund të llogaritet nëse ekuacioni (a) i zbritet ekuacionit (b).
\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241,83 - [-283.o - (-13,18)] \u003d + 27,99 kJ.
Përgjigje:+27,99 kJ.
Detyra 84.
Gjatë bashkëveprimit të sulfurit të hidrogjenit të gaztë dhe dioksidit të karbonit, formohen avujt e ujit dhe disulfidi i karbonit СS 2 (g). Shkruani ekuacionin termokimik për këtë reaksion, llogaritni paraprakisht efektin termik të tij. Përgjigje: +65,43 kJ.
Zgjidhja:
G- i gaztë, dhe- lëngshme, te- kristalore. Këto simbole hiqen nëse gjendja e përgjithshme e substancave është e dukshme, për shembull, O 2, H 2, etj.
Ekuacioni i reagimit është:
2H2S (g) + CO2 (g) \u003d 2H2O (g) + CS2 (g); = ?
Vlerat e nxehtësisë standarde të formimit të substancave jepen në tabela të veçanta. Duke marrë parasysh se nxehtësitë e formimit të substancave të thjeshta me kusht merren të barabarta me zero. Efekti termik i reaksionit mund të llogaritet duke përdorur përfundimin e nga ligji i Hesit:
\u003d (H2O) + (CS2) - [(H2S) + (CO2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.
2H2S (g) + CO2 (g) \u003d 2H2O (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.
Përgjigje:+65,43 kJ.
Ekuacioni i reaksionit termokimik
Detyra 85.
Shkruani ekuacionin termokimik për reaksionin ndërmjet CO (g) dhe hidrogjenit, si rezultat i të cilit formohen CH 4 (g) dhe H 2 O (g). Sa nxehtësi do të lirohet gjatë këtij reaksioni nëse në kushte normale fitohen 67.2 litra metan? Përgjigje: 618.48 kJ.
Zgjidhja:
Ekuacionet e reaksionit në të cilat gjendjet e tyre të grumbullimit ose modifikimit kristalor tregohen pranë simboleve të përbërjeve kimike, si dhe vlera numerike e efekteve termike, quhen termokimike. Në ekuacionet termokimike, përveç rasteve kur thuhet në mënyrë specifike, vlerat e efekteve termike në presion konstant Q p tregohen të barabarta me ndryshimin në entalpinë e sistemit. Vlera zakonisht jepet në anën e djathtë të ekuacionit, e ndarë me presje ose pikëpresje. Pranohen shkurtesat e mëposhtme për gjendjen e përgjithshme të lëndës: G- i gaztë, dhe- diçka te- kristalore. Këto simbole hiqen nëse gjendja e përgjithshme e substancave është e dukshme, për shembull, O 2, H 2, etj.
Ekuacioni i reagimit është:
CO (g) + 3H2 (g) \u003d CH4 (g) + H2O (g); = ?
Vlerat e nxehtësisë standarde të formimit të substancave jepen në tabela të veçanta. Duke marrë parasysh se nxehtësitë e formimit të substancave të thjeshta me kusht merren të barabarta me zero. Efekti termik i reaksionit mund të llogaritet duke përdorur përfundimin e nga ligji i Hesit:
\u003d (H2O) + (CH4) - (CO)];
\u003d (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) \u003d -206,16 kJ.
Ekuacioni termokimik do të duket si ky:
22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67,2 (-206,16) / 22? 4 \u003d -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.
Përgjigje: 618,48 kJ.
Nxehtësia e Formimit
Detyra 86.
Efekti termik i të cilit reaksioni është i barabartë me nxehtësinë e formimit. Llogaritni nxehtësinë e formimit të NO nga ekuacionet termokimike të mëposhtme:
a) 4NH3 (g) + 5O 2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H2O (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH3 (g) + 3O 2 (g) \u003d 2N 2 (g) + 6H2O (g); = -1530,28 kJ
Përgjigje: 90.37 kJ.
Zgjidhja:
Nxehtësia standarde e formimit është e barabartë me nxehtësinë e formimit të 1 mol të kësaj substance nga substanca të thjeshta në kushte standarde (T = 298 K; p = 1.0325.105 Pa). Formimi i NO nga substanca të thjeshta mund të përfaqësohet si më poshtë:
1/2N 2 + 1/2O 2 = JO
Jepet reaksioni (a) në të cilin formohen 4 mol NO dhe jepet reaksioni (b) në të cilin formohen 2 mole N2. Të dy reagimet përfshijnë oksigjen. Prandaj, për të përcaktuar nxehtësinë standarde të formimit të NO, ne hartojmë ciklin e mëposhtëm Hess, d.m.th., duhet të zbresim ekuacionin (a) nga ekuacioni (b):
Kështu, 1/2N 2 + 1/2O 2 = JO; = +90,37 kJ.
Përgjigje: 618,48 kJ.
Detyra 87.
Kloruri kristalor i amonit formohet nga bashkëveprimi i amoniakut të gaztë dhe klorurit të hidrogjenit. Shkruani ekuacionin termokimik për këtë reaksion, duke llogaritur më parë efektin termik të tij. Sa nxehtësi do të lirohet nëse në reaksion do të harxhoheshin 10 litra amoniak në kushte normale? Përgjigje: 78,97 kJ.
Zgjidhja:
Ekuacionet e reaksionit në të cilat gjendjet e tyre të grumbullimit ose modifikimit kristalor tregohen pranë simboleve të përbërjeve kimike, si dhe vlera numerike e efekteve termike, quhen termokimike. Në ekuacionet termokimike, përveç rasteve kur thuhet në mënyrë specifike, vlerat e efekteve termike në presion konstant Q p tregohen të barabarta me ndryshimin në entalpinë e sistemit. Vlera zakonisht jepet në anën e djathtë të ekuacionit, e ndarë me presje ose pikëpresje. Pranohen sa vijon te- kristalore. Këto simbole hiqen nëse gjendja e përgjithshme e substancave është e dukshme, për shembull, O 2, H 2, etj.
Ekuacioni i reagimit është:
NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k). ; = ?
Vlerat e nxehtësisë standarde të formimit të substancave jepen në tabela të veçanta. Duke marrë parasysh se nxehtësitë e formimit të substancave të thjeshta me kusht merren të barabarta me zero. Efekti termik i reaksionit mund të llogaritet duke përdorur përfundimin e nga ligji i Hesit:
\u003d (NH4Cl) - [(NH 3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.
Ekuacioni termokimik do të duket si ky:
Nxehtësia e lëshuar gjatë reaksionit të 10 litrave amoniak në këtë reaksion përcaktohet nga proporcioni:
22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.
Përgjigje: 78,97 kJ.
efekt termik reaksioni është sasia e nxehtësisë që lirohet ose absorbohet nga sistemi gjatë reaksionit.
ku , - koeficientët stekiometrikë të produkteve të reaksionit dhe materialeve fillestare; , - entalpi standarde të formimit të produkteve të reaksionit dhe materialeve fillestare. Nxehtësia e formimit. Këtu indeksi do të thotë formimi(formimi), dhe zero që vlera i referohet gjendjes standarde të materies.
Nxehtësia e Formimit substancat përcaktohen nga librat e referencës ose llogariten në bazë të strukturës së substancës.
Nxehtësia e djegies quhet sasia e nxehtësisë që çlirohet gjatë djegies së plotë të një sasie njësi të një lënde, me kusht që produktet fillestare dhe përfundimtare të jenë në kushte standarde.
Të dallojë:
· molare- për një mol (kJ/mol),
· masë− për një kilogram (kJ/kg),
· vëllimore− për një metër kub substancë (kJ/m³) nxehtësia e djegies.
Në varësi të gjendjes së grumbullimit të ujit të formuar gjatë procesit të djegies, ka vlera kalorifike më të larta dhe më të ulëta.
Vlera më e lartë kalorifike quhet sasia e nxehtësisë që lirohet gjatë djegies së plotë të një sasie njësi të substancës së djegshme, duke përfshirë nxehtësinë e kondensimit të avullit të ujit.
vlerë më të ulët kalorifike quhet sasia e nxehtësisë që lirohet gjatë djegies së plotë të një sasie njësie të një lënde djegëse, me kusht që uji në produktet e djegies të jetë në gjendje të gaztë.
Nxehtësia molare e djegies llogaritet në përputhje me ligjin Hess. Për të kthyer nxehtësinë molare të djegies në nxehtësi masive, mund të përdorni formulën:
ku është masa molare e lëndës djegëse, .
Për substancat në gjendje të gaztë, kur shndërrohen nga nxehtësia standarde e djegies në nxehtësi vëllimore, përdoret formula:
ku është vëllimi molar i gazit, i cili në kushte standarde është i barabartë me.
Rezultatet mjaft të sakta për substancat ose përzierjet komplekse të djegshme jepen nga formula e Mendeleev për vlerën më të lartë kalorifike:
Ku , ; , , , , - përmbajtja në lëndën e djegshme, përkatësisht, e karbonit, hidrogjenit, squfurit, oksigjenit dhe azotit në masë. për qind.
Për një vlerë më të ulët kalorifike
Ku , ; - përmbajtja e lagështisë në lëndën e djegshme në masë. për qind.
Llogaritja e nxehtësisë së djegies së përzierjeve të djegshme kryhet sipas formulës
ku është vlera më e ulët kalorifike e përzierjes së djegshme; - fraksioni vëllimor i karburantit i-të në përzierje; është vlera më e ulët kalorifike e karburantit i-të në përzierje, .
Llogaritja e nxehtësisë së djegies së përzierjeve gaz-ajër kryhet duke përdorur formulën
ku është vlera më e ulët kalorifike e një lënde të djegshme; - përqendrimi i substancës së djegshme në përzierjen gaz-ajër, fraksioni vëllimor; është nxehtësia e djegies së përzierjes gaz-ajër, .
Kapaciteti i nxehtësisë trupi quhet sasi fizike, i cili përcakton raportin e një sasie infinite të vogël të nxehtësisë së marrë nga trupi me rritjen përkatëse të temperaturës së tij
Sasia e nxehtësisë që furnizohet ose hiqet nga një trup është gjithmonë proporcionale me sasinë e materies.
kapaciteti specifik i nxehtësisëështë kapaciteti i nxehtësisë për njësi sasie të një substance. Sasia e një substance mund të matet në kilogramë, metër kub dhe mol. Prandaj, bëhet një dallim midis masës, vëllimit dhe kapacitetit molar të nxehtësisë.
Shënoni:
· - kapaciteti molar i nxehtësisë, . Kjo është sasia e nxehtësisë që duhet të pezullohet në 1 mol të një lënde në mënyrë që temperatura e saj të rritet me 1 Kelvin;
· - kapaciteti masiv i nxehtësisë, . Kjo është sasia e nxehtësisë që duhet të pezullohet në 1 kilogram lëndë që temperatura e saj është rritur me 1 Kelvin;
· - kapaciteti vëllimor i nxehtësisë, . Kjo është sasia e nxehtësisë që duhet të pezullohet nga 1 metër kub substancë që temperatura e saj është rritur me 1 Kelvin.
Marrëdhënia midis kapaciteteve molare dhe masive të nxehtësisë shprehet me formulën
ku është masa molare e substancës. Kapaciteti vëllimor i nxehtësisë shprehet në terma molarë si më poshtë
ku është vëllimi molar i gazit në kushte normale.
Kapaciteti termik i një trupi varet nga procesi gjatë të cilit furnizohet nxehtësia.
Kapaciteti i nxehtësisë i një trupi në presion konstant quhet raporti i sasisë specifike (për 1 mol substancë) të nxehtësisë së dhënë në procesin izobarik me ndryshimin e temperaturës së trupit.
Kapaciteti termik i një trupi në vëllim konstant quhet raporti i sasisë specifike (për 1 mol të një substance) të nxehtësisë së dhënë në një proces izokorik ndaj një ndryshimi në temperaturën e trupit.
Kapaciteti termik i gazeve ideale është
ku është numri i shkallëve të lirisë së molekulës. Marrëdhënia midis kapaciteteve të nxehtësisë izobarike dhe izokore të gazeve ideale përcaktohet nga ekuacioni i Mayer
ku është konstanta universale e gazit.
Kapaciteti termik i substancave në fazën e ngurtë për kushte afër normales sipas ligjit Dulong-Petit është
Për shkak të faktit se kapaciteti i nxehtësisë varet nga temperatura, konsumi i nxehtësisë për të njëjtën rritje të temperaturës ndryshon (Fig. 3.1).
Kapaciteti i vërtetë i nxehtësisë quhet kapaciteti i nxehtësisë, i cili, në një proces të caktuar termodinamik, shprehet me formulën e mëposhtme
ku - tregon procesin në të cilin matet kapaciteti i nxehtësisë. Parametri mund të marrë vlera, etj.
Oriz. 3.1. Varësia e kapacitetit të nxehtësisë nga temperatura
Kapaciteti mesatar i nxehtësisëështë raporti i sasisë së nxehtësisë që i jepet trupit në një proces të caktuar me ndryshimin e temperaturës, me kusht që diferenca e temperaturës të jetë një vlerë e kufizuar. Me një varësi të njohur të kapacitetit të vërtetë të nxehtësisë nga temperatura, kapaciteti mesatar i nxehtësisë në diapazonin e temperaturës nga deri në mund të gjendet duke përdorur teoremën e vlerës mesatare
ku është kapaciteti mesatar i nxehtësisë, është kapaciteti i vërtetë i nxehtësisë.
Në studimet eksperimentale të kapacitetit termik të substancave, kapaciteti mesatar i nxehtësisë shpesh gjendet në funksion të kufirit të sipërm, me një vlerë fikse të kufirit të poshtëm, i cili merret e barabartë me
Varësia e kapaciteteve mesatare të nxehtësisë së gazeve nga temperatura e kufirit të sipërm jepet në tabelën 3.1.
Kapaciteti i nxehtësisë përzierje gazi varet nga përbërja e përzierjes dhe kapacitetet termike të përbërësve. Le të shënojmë: - fraksionin molar të përbërësit në përzierje; - fraksioni vëllimor; - fraksioni masiv. Këtu - sasia e komponentit -të në nishan, m 3, kg, përkatësisht. Kapaciteti termik i një përzierjeje gazi mund të përcaktohet nga formula
ku , , janë kapacitetet mesatare molare, masa dhe vëllimore të nxehtësisë së përbërësit të th të përzierjes.
Tabela 3.1.
| Emri i gazit | Formulat për përcaktimin e kapaciteteve mesatare molare të nxehtësisë së gazeve individuale në vëllim konstant, J/(mol deg), për temperatura, 0 С | |
| nga 0 në 1500 | nga 1501 deri në 2800 | |
| Ajri | ||
| Oksigjen | ||
| Azoti | ||
| Hidrogjeni | ||
| oksid karboni | ||
| Dioksid karboni | ||
| avujt e ujit |
Në motorët me ngrohje dhe motorët, në fillim të çdo cikli, një pjesë e një përzierjeje të freskët futet në dhomën e djegies, e cila quhet ngarkim i freskët. Sidoqoftë, si rregull, gazrat e shkarkimit nga cikli i mëparshëm mbeten në dhomën e djegies.
Raporti i gazit të mbetur quhet raporti
ku është numri i moleve të gazeve të mbetura, është numri i moleve të ngarkesës së freskët. Përzierja në dhomën e djegies së gazrave të mbetur me një ngarkesë të freskët quhet përzierje pune. Kapaciteti i nxehtësisë i përzierjes së punës llogaritet me formulë
ku , janë kapacitetet mesatare të nxehtësisë së ngarkesës së freskët dhe gazeve të mbetura në temperaturën e përzierjes së punës; - koeficienti i gazrave të mbetur.
Nxehtësia e lëshuar në zonën e djegies shpenzohet për ngrohjen e produkteve të djegies dhe humbjen e nxehtësisë (këto të fundit përfshijnë ngrohjen paraprake të substancës së djegshme dhe rrezatimin nga zona e djegies në mjedisi). Temperatura maksimale në të cilën nxehen produktet e djegies quhet temperatura e djegies.
Në varësi të kushteve në të cilat zhvillohet procesi i djegies, ekzistojnë kalorimetrike, adiabatike, teorike, Dhe e vlefshme temperatura e djegies.
Nën temperatura kalorimetrike e djegies kuptojnë temperaturën në të cilën nxehen produktet e djegies në kushtet e mëposhtme:
e gjithë nxehtësia e lëshuar gjatë reaksionit shkon në ngrohjen e produkteve të djegies;
djegia e plotë e përzierjes së djegshme stoikiometrike ();
Në procesin e formimit të produkteve të djegies, shpërbërja e tyre nuk ndodh;
Përzierja e djegshme është në një temperaturë fillestare prej 273K dhe një presion prej 101.3 kPa.
Temperatura e djegies adiabatike të përcaktuara për një përzierje jo-stekiometrike të djegshme ().
Temperatura teorike e djegies ndryshon nga ai kalorimetrik në atë që llogaritjet marrin parasysh humbjet e nxehtësisë për shkak të disociimit të produkteve të djegies.
Temperatura aktuale e djegiesështë temperatura në të cilën nxehen produktet e djegies në kushte reale.
Le të shqyrtojmë llogaritjen e vetëm temperaturave kalorimetrike dhe adiabatike të djegies me një korrigjim të vogël. Supozojmë se temperatura fillestare e përzierjes fillestare ndryshon nga . Shënojmë dhe numrin e moleve të përzierjes së punës dhe përzierjes së produkteve të djegies. Atëherë bilanci i nxehtësisë i djegies në presion konstant mund të shkruhet si
ku , janë kapacitetet mesatare të nxehtësisë së përzierjes fillestare dhe produkteve të djegies; është nxehtësia e lëshuar gjatë djegies së 1 mol të përzierjes së punës, ; dhe janë respektivisht temperaturat e përzierjes së punës dhe produkteve të djegies. Në lidhje me një mol të përzierjes së punës, formula (3.20) mund të përfaqësohet si
ku është koeficienti i ndryshimit molekular në përbërjen e përzierjes. Temperaturat kalorimetrike dhe adiabatike të djegies gjenden nga ekuacioni i bilancit të nxehtësisë.
Presioni i shpërthimit mund të gjendet duke përdorur ekuacionin Klaiperon-Mendeleev, duke pasur parasysh që vëllimi nuk ndryshon gjatë procesit.
"Llogaritja e nxehtësisë së djegies së substancave"
Synimi: Mësoni konceptet bazë të bilancit energjetik të proceseve të djegies. Mësoni si të llogarisni nxehtësinë e djegies për lloj të ndryshëm substancë e djegshme (substanca dhe përzierje individuale; substanca komplekse të përfaqësuara nga përbërja elementare).
Formulat dhe algoritmet e llogaritjes
1. Për të llogaritur vlerën kalorifike substancave individualeështë përdorur formula (3.1). Së pari, hartohet një ekuacion i reaksionit të djegies, me ndihmën e të cilit përcaktohen koeficientët dhe produktet stoikiometrike. Më pas, sipas tabelës (shih tabelën 3.1), gjenden entalpitë standarde të formimit të lëndëve fillestare dhe produkteve të reaksionit. Parametrat e gjetur zëvendësohen në formulën (3.1) dhe llogaritet nxehtësia e djegies së substancës së djegshme.
2. Vlera kalorifike substanca komplekse gjenden sipas formulave të D. I. Mendeleev (3.4) dhe (3.5). Për të kryer llogaritjen, është e nevojshme të njihen vetëm fraksionet masive të elementeve në përqindje. Nxehtësia e djegies llogaritet në kJ/kg.
3. Për llogaritjen përzierjet e djegshme janë përdorur formulat (3.1) - (3.6). Së pari, vlera më e ulët kalorifike e çdo gazi të djegshëm gjendet si një substancë individuale sipas formulës (3.2) ose si një substancë komplekse sipas formulave (3.4), (3.5). Formulat (3.2), (3.3) përdoren për të kaluar në nxehtësinë vëllimore të djegies. Llogaritja plotësohet duke llogaritur vlerën kalorifike neto të përzierjes së djegshme sipas formulës (3.6).
4. Për të përcaktuar vlerën kalorifike prej 1 m 3 përzierje gaz-ajër llogaritni pjesën vëllimore të gazeve të djegshme në prani të ajrit, sasia e të cilit varet nga . Më pas, duke përdorur formulën (3.7), llogaritet nxehtësia e djegies së përzierjes gaz-ajër.
Shembulli 3.1. Përcaktoni vlerën kalorifike neto të acetilenit.
Zgjidhje. Le të shkruajmë ekuacionin për djegien e acetilenit.
Në përputhje me ekuacionin, koeficientët stekiometrikë janë , , , . Duke përdorur shtojcën 3.1, gjejmë entalpitë standarde të formimit të substancave të reaksionit: , , , . Duke përdorur formulën (3.1), ne llogarisim vlerën kalorifike neto të acetilenit
Për të llogaritur sasinë e nxehtësisë së lëshuar gjatë djegies së 1 m 3 acetilen, është e nevojshme të ndahet vlera që rezulton me vëllimin molar në kushte standarde (3.3):
Përgjigje: ;
Zgjidhje. Me formulat e Mendelejevit (3.4) dhe (3.5) gjejmë
Përgjigje: .
Shembulli 3.3. Përcaktoni nxehtësinë e djegies së një përzierje gazi që përbëhet nga - 40%, - 20%, - 15%, - 5%, - 10%, - 10%.
Zgjidhje. Nga këto gazra, , , , janë të djegshëm. Për çdo lëndë djegëse, ne shkruajmë ekuacionin për reaksionin me oksigjen:
Entalpitë standarde të formimit të substancave duke përdorur të dhëna tabelare i gjejmë në tabelën 3.2.
; ; ; ; ; ; ; .
Sipas formulës (3.1), në përputhje me ekuacionet e djegies (1) - (4), gjejmë nxehtësinë e djegies, :
Për një përzierje të gazrave të djegshëm, ne përdorim formulën (3.6), duke marrë parasysh që fraksionet molare dhe vëllimore janë të njëjta. Si rezultat i llogaritjeve, marrim vlerën kalorifike më të ulët të një përzierje gazesh
Gjatë djegies së 1 m 3 të një përzierje të tillë gazesh, nxehtësia lëshohet e barabartë me
Përgjigje: ; .
Zgjidhje. Shkruajmë ekuacionin e djegies së propanit
Në përputhje me ekuacionin e reaksionit, 1 m 3 propan duhet të llogaritet për m 3 ajër për një përzierje stoikiometrike. Duke marrë parasysh që m 3 ajër konsumohet në të vërtetë për 1 m 3 propan. Kështu, në 1 m 3 në një përzierje propan-ajër, fraksioni vëllimor i propanit do të jetë
Ne gjejmë vlerën më të ulët kalorifike të propanit duke përdorur formulën (3.1). Entalpia standarde e formimit të propanit mund të përcaktohet nga Tabela 3.2.
Nxehtësia e djegies së propanit është
Vlera më e ulët kalorifike e përzierjes propan-ajër mund të përcaktohet me formulën (3.7)
1536,21
Tabela 3.3. Parametrat për detyrën e kontrollit nr. 3.1
| Opsioni | gjendja | Opsioni | gjendja | Opsioni | gjendja |
| 1. | CH3OH | 11. | C 4 H 8 | 21. | C 8 H 18 |
| 2. | C2H5OH | 12. | C 4 H 10 | 22. | C 10 H 8 |
| 3. | NH3 | 13. | C 3 H 8 | 23. | C 12 H 10 |
| 4. | SO 3 | 14. | C 7 H 8 | 24. | CH4O |
| 5. | HNO3 | 15. | C 7 H 16 | 25. | C2H4O2 |
| 6. | C 3 H 4 | 16. | C 5 H 12 | 26. | C2H6O |
| 7. | H 2 S | 17. | C 6 H 12 | 27. | C3H6O |
| 8. | C 5 H 5 N | 18. | C 6 H 14 | 28. | C4H10O |
| 9. | C 2 H 5 O | 19. | C 8 H 6 | 29. | CH 6 N 2 |
| 10. | C 3 H 6 | 20. | C 8 H 10 | 30. | C6H7N |
Tabela 3.4. Parametrat për detyrën e kontrollit nr. 3.2 ( W - lagështi)
