Εργασία 1.
Όταν καίγονται 560 ml (n.s.) ακετυλενίου σύμφωνα με τη θερμοχημική εξίσωση:
2C 2 H 2 (G) + 5O 2 (G) = 4CO 2 (G) + 2H 2 O (G) + 2602,4 kJ
ξεχώρισαν:
1) 16.256 kJ; 2) 32,53 kJ; 3) 32530 kJ; 4) 16265 kJ
Δεδομένος:
όγκος ακετυλενίου: V(C 2 H 2) = 560 ml.
Βρείτε: την ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται.
Λύση:
Για να επιλέξετε τη σωστή απάντηση, είναι πιο βολικό να υπολογίσετε την ποσότητα που αναζητείται στο πρόβλημα και να τη συγκρίνετε με τις προτεινόμενες επιλογές. Ο υπολογισμός χρησιμοποιώντας μια θερμοχημική εξίσωση δεν διαφέρει από τον υπολογισμό με χρήση μιας συμβατικής εξίσωσης αντίδρασης. Πάνω από την αντίδραση υποδεικνύουμε τα δεδομένα στη συνθήκη και τις απαιτούμενες ποσότητες, κάτω από την αντίδραση - τις σχέσεις τους σύμφωνα με τους συντελεστές. Η θερμότητα είναι ένα από τα προϊόντα, επομένως θεωρούμε την αριθμητική της τιμή ως συντελεστή.
Συγκρίνοντας την απάντηση που ελήφθη με τις προτεινόμενες επιλογές, βλέπουμε ότι η απάντηση Νο. 2 είναι κατάλληλη.
Ένα μικρό κόλπο που οδήγησε τους απρόσεκτους μαθητές στη λανθασμένη απάντηση Νο. 3 ήταν οι μονάδες μέτρησης για τον όγκο της ακετυλίνης. Ο όγκος που υποδεικνύεται στην κατάσταση σε χιλιοστόλιτρα έπρεπε να μετατραπεί σε λίτρα, αφού ο μοριακός όγκος μετράται σε (l/mol).
Περιστασιακά υπάρχουν προβλήματα στα οποία μια θερμοχημική εξίσωση πρέπει να συντάσσεται ανεξάρτητα με βάση την τιμή της θερμότητας σχηματισμού μιας σύνθετης ουσίας.
Πρόβλημα 1.2.
Η θερμότητα σχηματισμού του οξειδίου του αργιλίου είναι 1676 kJ/mol. Προσδιορίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης στην οποία, όταν το αλουμίνιο αλληλεπιδρά με το οξυγόνο,
25,5 g A1 2 O 3.
1) 140 kJ; 2) 209,5 kJ; 3) 419 kJ; 4) 838 kJ.
Δεδομένος:
θερμότητα σχηματισμού οξειδίου του αργιλίου: Qrev (A1 2 O 3) = = 1676 kJ/mol;
μάζα του προκύπτοντος οξειδίου του αργιλίου: m(A1 2 O 3) = 25,5 g.
Εύρεση: θερμική επίδραση.
Λύση:
Αυτό το είδος προβλήματος μπορεί να λυθεί με δύο τρόπους:
Μέθοδος Ι
Σύμφωνα με τον ορισμό, η θερμότητα σχηματισμού μιας σύνθετης ουσίας είναι η θερμική επίδραση της χημικής αντίδρασης του σχηματισμού 1 mol αυτής της σύνθετης ουσίας από απλές ουσίες.
Καταγράφουμε την αντίδραση σχηματισμού οξειδίου του αργιλίου από Α1 και Ο2. Κατά την τακτοποίηση των συντελεστών στην εξίσωση που προκύπτει, λαμβάνουμε υπόψη ότι πριν από το A1 2 O 3 πρέπει να υπάρχει ένας συντελεστής "1"
, που αντιστοιχεί στην ποσότητα της ουσίας σε 1 mole. Σε αυτήν την περίπτωση, μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε τη θερμότητα σχηματισμού που καθορίζεται στην συνθήκη:
2A1 (TV) + 3/2O 2(g) -----> A1 2 O 3(TV) + 1676 kJ
Πήραμε μια θερμοχημική εξίσωση.
Για να παραμείνει ο συντελεστής A1 2 O 3 ίσος με «1», ο συντελεστής οξυγόνου πρέπει να είναι κλασματικός.
Κατά τη σύνταξη θερμοχημικών εξισώσεων, επιτρέπονται κλασματικοί συντελεστές.
Υπολογίζουμε την ποσότητα θερμότητας που θα απελευθερωθεί κατά τον σχηματισμό 25,5 g A1 2 O 3:
Ας κάνουμε μια αναλογία:
με την παραλαβή 25,5 g A1 2 O 3, απελευθερώνεται x kJ (σύμφωνα με την προϋπόθεση)
κατά τη λήψη 102 g A1 2 O 3, απελευθερώνονται 1676 kJ (σύμφωνα με την εξίσωση)
Η απάντηση με αριθμό 3 είναι κατάλληλη.
Κατά την επίλυση του τελευταίου προβλήματος υπό τις συνθήκες της Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης, ήταν δυνατό να μην δημιουργηθεί μια θερμοχημική εξίσωση. Ας εξετάσουμε αυτή τη μέθοδο.
μέθοδος II
Σύμφωνα με τον ορισμό της θερμότητας σχηματισμού, 1676 kJ απελευθερώνονται όταν σχηματίζεται 1 mol A1 2 O 3. Η μάζα 1 mole A1 2 O 3 είναι 102 g, επομένως, η αναλογία μπορεί να γίνει:
1676 kJ απελευθερώνονται όταν σχηματίζονται 102 g A1 2 O 3
Το x kJ απελευθερώνεται όταν σχηματιστούν 25,5 g A1 2 O 3
Η απάντηση με αριθμό 3 είναι κατάλληλη.
Απάντηση: Q = 419 kJ.
Πρόβλημα 1.3.
Όταν σχηματίζονται 2 moles CuS από απλές ουσίες, απελευθερώνονται 106,2 kJ θερμότητας. Όταν σχηματιστούν 288 g CuS, απελευθερώνεται θερμότητα σε ποσότητα:
1) 53,1 kJ; 2) 159,3 kJ; 3) 212,4 kJ; 4) 26,6 kJ
Λύση:
Βρείτε τη μάζα των 2 mol CuS:
m(СuS) = n(СuS) . M(CuS) = 2. 96 = 192 γρ.
Στο κείμενο της συνθήκης, αντί για την τιμή της ποσότητας της ουσίας CuS, αντικαθιστούμε τη μάζα 2 γραμμομορίων αυτής της ουσίας και παίρνουμε την τελική αναλογία:
όταν σχηματιστούν 192 g CuS, απελευθερώνονται 106,2 kJ θερμότητας
όταν σχηματιστούν 288 g CuS, απελευθερώνεται θερμότητα στην ποσότητα Χ kJ.
Η απάντηση νούμερο 2 είναι κατάλληλη.
Το δεύτερο είδος προβλήματος μπορεί να λυθεί τόσο με τη χρήση του νόμου των ογκομετρικών σχέσεων όσο και χωρίς τη χρήση του. Ας δούμε και τις δύο λύσεις χρησιμοποιώντας ένα παράδειγμα.
Εργασίες για την εφαρμογή του νόμου των ογκομετρικών σχέσεων:
Πρόβλημα 1.4.
Προσδιορίστε τον όγκο του οξυγόνου (n.o.) που θα χρειαστεί για την καύση 5 λίτρων μονοξειδίου του άνθρακα (n.o.).
1) 5 l; 2) 10 λίτρα; 3) 2,5 l; 4) 1,5 λίτρο.
Δεδομένος:
όγκος μονοξειδίου του άνθρακα (n.s.): VCO) = 5 l.
Να βρείτε: όγκος οξυγόνου (όχι): V(O 2) = ?
Λύση:
Πρώτα απ 'όλα, πρέπει να δημιουργήσετε μια εξίσωση για την αντίδραση:
2CO + O 2 = 2CO
n = 2 mol n =1 mol
Εφαρμόζουμε τον νόμο των ογκομετρικών σχέσεων:
Βρίσκουμε τη σχέση από την εξίσωση αντίδρασης, και
Παίρνουμε V(CO) από την συνθήκη. Αντικαθιστώντας όλες αυτές τις τιμές στον νόμο των ογκομετρικών σχέσεων, παίρνουμε:
Ως εκ τούτου: V(O 2) = 5/2 = 2,5 l.
Η απάντηση με αριθμό 3 είναι κατάλληλη.
Χωρίς τη χρήση του νόμου των ογκομετρικών σχέσεων, το πρόβλημα λύνεται χρησιμοποιώντας τον υπολογισμό χρησιμοποιώντας την εξίσωση:
Ας κάνουμε μια αναλογία:
5 l CO2 αλληλεπιδρούν με x l O2 (ανάλογα με την συνθήκη) 44,8 l CO2 αλληλεπιδρούν με 22,4 l O2 (σύμφωνα με την εξίσωση):
Λάβαμε την ίδια επιλογή απάντησης Νο. 3.
Εργασία 88.
Η θερμική επίδραση ποιας αντίδρασης είναι ίση με τη θερμότητα σχηματισμού του μεθανίου; Υπολογίστε τη θερμότητα σχηματισμού του μεθανίου με βάση τις ακόλουθες θερμοχημικές εξισώσεις:
Α) H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (l); = -285,84 kJ;
β) C (k) + O 2 (g) = CO 2 (g); = -393,51 kJ;
γ) CH4 (g) + 2O 2 (g) = 2H2O (l) + CO2 (g); = -890,31 kJ.
Απάντηση: -74,88 kJ.
Λύση:
.
105 Pa). Ο σχηματισμός μεθανίου από υδρογόνο και άνθρακα μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:
C (γραφίτης) + 2H2 (g) = CH4 (g); = ?
Με βάση αυτές τις εξισώσεις σύμφωνα με τις συνθήκες του προβλήματος, λαμβάνοντας υπόψη ότι το υδρογόνο καίγεται στο νερό, ο άνθρακας στο διοξείδιο του άνθρακα, το μεθάνιο σε διοξείδιο του άνθρακα και νερό και, βάσει του νόμου του Hess, οι θερμοχημικές εξισώσεις μπορούν να λειτουργήσουν με τον ίδιο τρόπο όπως οι αλγεβρικές αυτές. Για να αποκτήσετε το επιθυμητό αποτέλεσμα, πρέπει να πολλαπλασιάσετε την εξίσωση καύσης υδρογόνου (α) επί 2 και στη συνέχεια να αφαιρέσετε το άθροισμα των εξισώσεων καύσης υδρογόνου (α) και άνθρακα (β) από την εξίσωση καύσης μεθανίου (γ):
CH 4 (g) + 2O 2 (g) - 2 H 2 (g) + O 2 (g) - C (k) + O 2 (g) =
= 2H 2 O (l) + CO 2 - 2H 2 O - CO 2;
= -890,31 – [-393,51 + 2(-285,84).
CH4 (g) = C (k) + 2H2 (k); = +74,88 kJ.2
Αφού η θερμότητα σχηματισμού είναι ίση με τη θερμότητα αποσύνθεσης με το αντίθετο πρόσημο, τότε
(CH 4) = -74,88 kJ.
Απάντηση: -74,88 kJ.
Εργασία 89.
Η θερμική επίδραση ποιας αντίδρασης είναι ίση με τη θερμότητα σχηματισμού του υδροξειδίου του ασβεστίου; Υπολογίστε τη θερμότητα σχηματισμού του υδροξειδίου του ασβεστίου με βάση τις ακόλουθες θερμοχημικές εξισώσεις:
Ca (k) + 1/2O (g) = CaO (k); = -635,60 kJ;
H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (l); = -285,84 kJ;
CaO (k) + H2O (l) = Ca (OH) 2 (k); = -65,06 kJ.
Απάντηση: -986,50 kJ.
Λύση:
Η τυπική θερμότητα σχηματισμού είναι ίση με τη θερμότητα αντίδρασης του σχηματισμού 1 mol αυτής της ουσίας από απλές ουσίες υπό τυπικές συνθήκες (T = 298 K, p = 1,0325 .
105 Pa). Ο σχηματισμός υδροξειδίου του ασβεστίου από απλές ουσίες μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:
Ca (k) + O2 (g) + H2 (g) = Ca (OH) 2 (k); = ?
Με βάση τις εξισώσεις που δίνονται σύμφωνα με τις συνθήκες του προβλήματος και λαμβάνοντας υπόψη ότι το υδρογόνο καίγεται στο νερό και το ασβέστιο, αντιδρώντας με το οξυγόνο, σχηματίζει CaO, τότε, με βάση το νόμο του Hess, οι θερμοχημικές εξισώσεις μπορούν να λειτουργήσουν με τον ίδιο τρόπο. ως αλγεβρικά. Για να έχετε το επιθυμητό αποτέλεσμα, πρέπει να προσθέσετε και τις τρεις εξισώσεις μαζί:
CaO (k) + H 2 O (l) + Ca (k) + 1/2O (g) + H 2 (g) + 1/2O 2 (g = (OH) 2 (k) + CaO (k) + Η2Ο (l);
= -65,06 + (-635,60) + (-285,84) = -986,50 kJ.
Δεδομένου ότι οι τυπικές θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδέν, η θερμότητα σχηματισμού του υδροξειδίου του ασβεστίου θα είναι ίση με τη θερμική επίδραση της αντίδρασης σχηματισμού του από απλές ουσίες (ασβέστιο, υδρογόνο και οξυγόνο):
== (Ca(OH) 2 = -986,50 kJ.2
Απάντηση: -986,50 kJ.
Εργασία 90.
Η θερμική επίδραση της αντίδρασης καύσης της υγρής βενζίνης με το σχηματισμό υδρατμών και διοξειδίου του άνθρακα είναι ίση με -3135,58 kJ. Να σχηματίσετε μια θερμοχημική εξίσωση για αυτή την αντίδραση και να υπολογίσετε τη θερμότητα σχηματισμού του C 6 H 6 (l). Απάντηση: +49,03 kJ.
Λύση:
Οι εξισώσεις αντίδρασης στις οποίες η κατάσταση συσσωμάτωσης ή η τροποποίηση των κρυστάλλων, καθώς και η αριθμητική τιμή των θερμικών επιδράσεων υποδεικνύονται δίπλα στα σύμβολα των χημικών ενώσεων, ονομάζονται θερμοχημικές. Στις θερμοχημικές εξισώσεις, εκτός αν αναφέρεται συγκεκριμένα, οι τιμές των θερμικών επιδράσεων σε σταθερή πίεση Qp υποδεικνύονται ίσες με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος. Η τιμή δίνεται συνήθως στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, χωρισμένη με κόμμα ή ερωτηματικό. Γίνονται αποδεκτοί οι ακόλουθοι συντομευμένοι χαρακτηρισμοί για την κατάσταση συσσωμάτωσης μιας ουσίας: g - αέριο, g - υγρό, j - κρυσταλλικό. Αυτά τα σύμβολα παραλείπονται εάν η αθροιστική κατάσταση των ουσιών είναι προφανής, για παράδειγμα, O 2, H 2 κ.λπ.
Η θερμοχημική εξίσωση της αντίδρασης είναι:
C6H6 (l) + 7/2O2 = 6CO2 (g) + 3H2O (g); = -3135,58 kJ.
Οι τιμές των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού ουσιών δίνονται σε ειδικούς πίνακες. Λαμβάνοντας υπόψη ότι οι θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδενικές. Το θερμικό αποτέλεσμα μιας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας ένα συμπέρασμα του νόμου του Hess:
6 (CO 2) + 3 =0 (H 2 O) - (C 6 H 6)
(C6H6) = -;
(C6H6) = - (-3135,58) = +49,03 kJ.
Απάντηση:+49,03 kJ.
Θερμότητα σχηματισμού
Εργασία 91.
Υπολογίστε πόση θερμότητα θα απελευθερωθεί κατά την καύση 165 λίτρων (n.s.) ακετυλενίου C 2 H 2 αν τα προϊόντα της καύσης είναι διοξείδιο του άνθρακα και υδρατμοί; Απάντηση: 924,88 kJ.
Λύση:
Οι εξισώσεις αντίδρασης στις οποίες η κατάσταση συσσωμάτωσης ή η τροποποίηση των κρυστάλλων, καθώς και η αριθμητική τιμή των θερμικών επιδράσεων υποδεικνύονται δίπλα στα σύμβολα των χημικών ενώσεων, ονομάζονται θερμοχημικές. Στις θερμοχημικές εξισώσεις, εκτός αν αναφέρεται συγκεκριμένα, οι τιμές των θερμικών επιδράσεων σε σταθερή πίεση Qp υποδεικνύονται ίσες με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος. Η τιμή δίνεται συνήθως στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, χωρισμένη με κόμμα ή ερωτηματικό. Γίνονται αποδεκτές οι ακόλουθες συντομευμένες ονομασίες για την κατάσταση συσσωμάτωσης μιας ουσίας: σολ- αέριο, και- υγρό, Προς την-- κρυσταλλικό. Αυτά τα σύμβολα παραλείπονται εάν η αθροιστική κατάσταση των ουσιών είναι προφανής, για παράδειγμα, O 2, H 2 κ.λπ.
Η εξίσωση της αντίδρασης είναι:
C2H2 (g) + 5/2O2 (g) = 2CO2 (g) + H2O (g); = ?
2(CO2) + (H2O) – (C2H2);
= 2(-393,51) + (-241,83) – (+226,75) = -802,1 kJ.
Η θερμότητα που απελευθερώνεται κατά την καύση 165 λίτρων ακετυλίνης από αυτή την αντίδραση προσδιορίζεται από την αναλογία:
22,4: -802,1 = 165: x; x = 165 (-802,1)/22,4 = -5908,35 kJ; Q = 5908,35 kJ.
Απάντηση: 5908,35 kJ.
Εργασία 92.
Όταν η αμμωνία καίγεται, παράγει υδρατμούς και οξείδιο του αζώτου. Πόση θερμότητα θα απελευθερωθεί κατά τη διάρκεια αυτής της αντίδρασης εάν ληφθούν 44,8 λίτρα ΝΟ, με βάση κανονικές συνθήκες; Απάντηση: 452,37 kJ.
Λύση:
Η εξίσωση της αντίδρασης είναι:
NH 3 (g) + 5/4O 2 = NO (g) + 3/2H 2 O (g)
Οι τιμές των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού ουσιών δίνονται σε ειδικούς πίνακες. Λαμβάνοντας υπόψη ότι οι θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδενικές. Το θερμικό αποτέλεσμα μιας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας ένα συμπέρασμα του νόμου του Hess:
= (ΝΟ) + 3/2 (Η 2 Ο) - (ΝΗ 3);
= +90,37 +3/2 (-241,83) – (-46,19) = -226,185 kJ.
Η θερμοχημική εξίσωση θα είναι:
Υπολογίζουμε τη θερμότητα που απελευθερώνεται κατά την καύση 44,8 λίτρων αμμωνίας από την αναλογία:
22,4: -226,185 = 44,8: x; x = 44,8 (-226,185)/22,4 = -452,37 kJ; Q = 452,37 kJ.
Απάντηση: 452,37 kJ
Θερμοχημικές εξισώσεις. Ποσότητα θερμότητας. που απελευθερώνεται ή απορροφάται ως αποτέλεσμα της αντίδρασης μεταξύ ορισμένων ποσοτήτων αντιδραστηρίων, που καθορίζονται με στοιχειομετρικούς συντελεστές, ονομάζεται θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης και συνήθως συμβολίζεται με το σύμβολο Q. Εξώθερμες και ενδόθερμες αντιδράσεις. Θερμοχημικός νόμος της Έσσης Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν με την απελευθέρωση ενέργειας με τη μορφή θερμότητας ονομάζονται εξώθερμες. Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν με την απορρόφηση ενέργειας με τη μορφή θερμότητας είναι ενδόθερμες. Έχει αποδειχθεί ότι σε ισοβαρικές χημικές διεργασίες, η απελευθερούμενη (ή απορροφούμενη) θερμότητα είναι ένα μέτρο της μείωσης (ή, κατά συνέπεια, της αύξησης) της ενθαλπίας της αντίδρασης. Έτσι, στις εξώθερμες αντιδράσεις, όταν απελευθερώνεται θερμότητα, το ΑΝ είναι αρνητικό. Στις ενδόθερμες αντιδράσεις (η θερμότητα απορροφάται), το ΑΝ είναι θετικό. Το μέγεθος της θερμικής επίδρασης μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τη φύση των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης, την κατάσταση συσσωμάτωσης και τη θερμοκρασία τους. Μια εξίσωση αντίδρασης, στη δεξιά πλευρά της οποίας, μαζί με τα προϊόντα της αντίδρασης, υποδεικνύεται η μεταβολή της ενθαλπίας AN ή η θερμική επίδραση της αντίδρασης Qp, ονομάζεται θερμοχημική. Παράδειγμα εξώθερμης αντίδρασης είναι η αντίδραση σχηματισμού νερού: 2H2(G) + 02(g) = 2H20(G) Για να πραγματοποιηθεί αυτή η αντίδραση, είναι απαραίτητο να δαπανηθεί ενέργεια για να σπάσουν οι δεσμοί στα μόρια Η2 και 02. Αυτά τα ποσά ενέργειας είναι αντίστοιχα 435 και 494 kJ/mol. Από την άλλη πλευρά, όταν σχηματίζεται δεσμός Ο - Η, απελευθερώνονται 462 kJ/mol ενέργειας. Η συνολική ποσότητα ενέργειας (1848 kJ) που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό δεσμών Ο - Η είναι μεγαλύτερη από τη συνολική ποσότητα ενέργειας (1364 kJ) που δαπανάται για τη διάσπαση των δεσμών H - H και O = O, επομένως η αντίδραση είναι εξώθερμη, δηλ. , με το σχηματισμό δύο γραμμομόρια ατμού νερού θα απελευθερώσουν 484 kJ ενέργειας. Η εξίσωση για την αντίδραση σχηματισμού νερού, γραμμένη λαμβάνοντας υπόψη τη μεταβολή της ενθαλπίας Εξώθερμες και ενδόθερμες αντιδράσεις. Ο θερμοχημικός νόμος της Έσσης θα είναι ήδη μια θερμοχημική εξίσωση της αντίδρασης. Παράδειγμα ενδόθερμης αντίδρασης είναι ο σχηματισμός μονοξειδίου του αζώτου (II) Για να πραγματοποιηθεί αυτή η αντίδραση, είναι απαραίτητο να δαπανηθεί ενέργεια για να σπάσουν οι δεσμοί N = N και 0 = 0 στα μόρια των αρχικών ουσιών. Είναι αντίστοιχα ίσα με 945 και 494 kJ/mol. Όταν σχηματίζεται ο δεσμός N = O, απελευθερώνεται ενέργεια σε ποσότητα 628,5 kJ/mol. Η συνολική ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για τη διάσπαση των δεσμών στα μόρια των αρχικών ουσιών είναι 1439 kJ και είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια που απελευθερώνεται για το σχηματισμό δεσμών στα μόρια του προϊόντος αντίδρασης (1257 kJ). Επομένως, η αντίδραση είναι ενδόθερμη και απαιτεί την απορρόφηση ενέργειας της τάξης των 182 kJ από το περιβάλλον για να συμβεί. Θερμοχημικές εξισώσεις Εξώθερμες και ενδόθερμες αντιδράσεις. Θερμοχημικός νόμος της Έσσης Αυτό εξηγεί ότι το οξείδιο του αζώτου (II) σχηματίζεται μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες, για παράδειγμα, στα καυσαέρια των αυτοκινήτων, στις εκκενώσεις κεραυνών και δεν σχηματίζεται υπό κανονικές συνθήκες.
Από τα υλικά του μαθήματος θα μάθετε ποια εξίσωση χημικής αντίδρασης ονομάζεται θερμοχημική. Το μάθημα είναι αφιερωμένο στη μελέτη του αλγορίθμου υπολογισμού για την εξίσωση θερμοχημικής αντίδρασης.
Θέμα: Ουσίες και μετασχηματισμοί τους
Μάθημα: Υπολογισμοί με χρήση θερμοχημικών εξισώσεων
Σχεδόν όλες οι αντιδράσεις συμβαίνουν με την απελευθέρωση ή την απορρόφηση θερμότητας. Η ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης ονομάζεται θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης.
Εάν το θερμικό αποτέλεσμα γράφεται στην εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης, τότε μια τέτοια εξίσωση ονομάζεται θερμοχημική.
Στις θερμοχημικές εξισώσεις, σε αντίθεση με τις συνηθισμένες χημικές, πρέπει να αναφέρεται η αθροιστική κατάσταση της ουσίας (στερεή, υγρή, αέρια).
Για παράδειγμα, η θερμοχημική εξίσωση για την αντίδραση μεταξύ οξειδίου του ασβεστίου και νερού μοιάζει με αυτό:
CaO (s) + H 2 O (l) = Ca (OH) 2 (s) + 64 kJ
Η ποσότητα θερμότητας Q που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογη με την ποσότητα της ουσίας του αντιδρώντος ή του προϊόντος. Επομένως, χρησιμοποιώντας θερμοχημικές εξισώσεις, μπορούν να γίνουν διάφοροι υπολογισμοί.
Ας δούμε παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων.
Εργασία 1:Προσδιορίστε την ποσότητα της θερμότητας που δαπανήθηκε για την αποσύνθεση 3,6 g νερού σύμφωνα με το TCA της αντίδρασης αποσύνθεσης νερού:
Μπορείτε να λύσετε αυτό το πρόβλημα χρησιμοποιώντας την αναλογία:
κατά την αποσύνθεση 36 g νερού, απορροφήθηκαν 484 kJ
κατά την αποσύνθεση απορροφήθηκαν 3,6 g νερού x kJ
Με αυτόν τον τρόπο, μπορεί να γραφεί μια εξίσωση για την αντίδραση. Η πλήρης λύση του προβλήματος φαίνεται στο σχήμα 1.
Ρύζι. 1. Διατύπωση της λύσης στο πρόβλημα 1
Το πρόβλημα μπορεί να διατυπωθεί με τέτοιο τρόπο που θα χρειαστεί να δημιουργήσετε μια θερμοχημική εξίσωση για την αντίδραση. Ας δούμε ένα παράδειγμα μιας τέτοιας εργασίας.
Πρόβλημα 2: Όταν 7 g σιδήρου αλληλεπιδρούν με το θείο, απελευθερώνονται 12,15 kJ θερμότητας. Με βάση αυτά τα δεδομένα, δημιουργήστε μια θερμοχημική εξίσωση για την αντίδραση.
Εφιστώ την προσοχή σας στο γεγονός ότι η απάντηση σε αυτό το πρόβλημα είναι η θερμοχημική εξίσωση της ίδιας της αντίδρασης.
Ρύζι. 2. Επισημοποίηση της λύσης στο πρόβλημα 2
1. Συλλογή προβλημάτων και ασκήσεων χημείας: 8η τάξη: για σχολικά βιβλία. P.A. Orzhekovsky και άλλοι.«Χημεία. 8η τάξη» / Π.Α. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Χέγκελ. - Μ.: AST: Astrel, 2006. (σ.80-84)
2. Χημεία: ανόργανη. χημεία: σχολικό βιβλίο. για την 8η τάξη γενική εκπαίδευση εγκατάσταση /Γ.Ε. Ρουτζίτης, Φ.Γ. Φέλντμαν. - M.: Education, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§23)
3. Εγκυκλοπαίδεια για παιδιά. Τόμος 17. Χημεία / Κεφ. εκδ.V.A. Volodin, Ved. επιστημονικός εκδ. I. Leenson. - Μ.: Avanta+, 2003.
Πρόσθετοι πόροι ιστού
1. Επίλυση προβλημάτων: υπολογισμοί με χρήση θερμοχημικών εξισώσεων ().
2. Θερμοχημικές εξισώσεις ().
Εργασία για το σπίτι
1) σελ. 69 προβλήματα Νο 1,2από το σχολικό βιβλίο «Χημεία: ανόργανη». χημεία: σχολικό βιβλίο. για την 8η τάξη γενική εκπαίδευση ίδρυμα." /Γ.Ε. Ρουτζίτης, Φ.Γ. Φέλντμαν. - M.: Εκπαίδευση, OJSC "Moscow Textbooks", 2009.
2) σελ. 80-84 Αρ. 241, 245από τη Συλλογή προβλημάτων και ασκήσεων χημείας: 8η τάξη: για σχολικά βιβλία. P.A. Orzhekovsky και άλλοι.«Χημεία. 8η τάξη» / Π.Α. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Χέγκελ. - M.: AST: Astrel, 2006.
Εξισώσεις χημικών αντιδράσεων, που δείχνουν τη θερμική τους
ονομάζονται εφέ θερμοχημικές εξισώσεις.
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Οι θερμοχημικές εξισώσεις έχουν μια σειρά από χαρακτηριστικά:
α) Εφόσον η κατάσταση του συστήματος εξαρτάται από τις αθροιστικές καταστάσεις των ουσιών
γενικά, στις θερμοχημικές εξισώσεις που χρησιμοποιούν δείκτες γραμμάτων
(ι), (ζ), (ρ) και (δ) υποδεικνύουν τις καταστάσεις των ουσιών (κρυσταλλικές, υγρές, διαλυμένες και αέριες). Για παράδειγμα,
β) Έτσι ώστε η θερμική επίδραση της αντίδρασης να εκφράζεται σε kJ/mol μιας από τις πρώτες ουσίες ή τα προϊόντα αντίδρασης, σε θερμοχημικές εξισώσεις
Επιτρέπονται κλασματικές πιθανότητες. Για παράδειγμα,
=−46,2 kJ/mol.
γ) Συχνά η θερμότητα της αντίδρασης (θερμική επίδραση) γράφεται ως ΔΗ
Ο ανώτερος δείκτης 0 σημαίνει την τυπική τιμή της θερμικής επίδρασης (η τιμή που λαμβάνεται υπό τυπικές συνθήκες, δηλ. σε πίεση 101 kPa) και ο χαμηλότερος δείκτης σημαίνει τη θερμοκρασία στην οποία συμβαίνει η αλληλεπίδραση.
Η ιδιαιτερότητα των θερμοχημικών εξισώσεων είναι ότι όταν εργάζεστε με αυτές, μπορείτε να μεταφέρετε τους τύπους των ουσιών και το μέγεθος των θερμικών επιδράσεων από το ένα μέρος της εξίσωσης στο άλλο. Κατά κανόνα, αυτό δεν μπορεί να γίνει με συνηθισμένες εξισώσεις χημικών αντιδράσεων.
Επιτρέπεται επίσης η πρόσθεση και η αφαίρεση θερμοχημικών εξισώσεων ανά όρο. Αυτό μπορεί να είναι απαραίτητο για τον προσδιορισμό των θερμικών επιδράσεων των αντιδράσεων που είναι δύσκολο ή αδύνατο να μετρηθούν πειραματικά.
11.Διατυπώστε το νόμο του Hess και ένα συμπέρασμα του νόμου του Hess.
Ο νόμος του Hess διατυπώνεται ως εξής: η θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης δεν εξαρτάται από την πορεία της εμφάνισής της, αλλά εξαρτάται μόνο από τη φύση και τη φυσική κατάσταση (ενθαλπία) των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης.
Συμπέρασμα 1. Η θερμική επίδραση της αντίδρασης ισούται με τη διαφορά μεταξύ των αθροισμάτων των θερμοτήτων σχηματισμού των προϊόντων αντίδρασης και των θερμοτήτων σχηματισμού των αρχικών ουσιών, λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους.
Συμπέρασμα 2. Εάν είναι γνωστά τα θερμικά αποτελέσματα ενός αριθμού αντιδράσεων, τότε είναι δυνατό να προσδιοριστεί η θερμική επίδραση μιας άλλης αντίδρασης, η οποία περιλαμβάνει ουσίες και ενώσεις που περιλαμβάνονται στις εξισώσεις για τις οποίες είναι γνωστό το θερμικό αποτέλεσμα. Ταυτόχρονα, με τις θερμοχημικές εξισώσεις μπορείτε να εκτελέσετε μια ποικιλία αριθμητικών πράξεων (πρόσθεση, αφαίρεση, πολλαπλασιασμό, διαίρεση) όπως και με τις αλγεβρικές εξισώσεις.
12. Ποια είναι η τυπική ενθαλπία σχηματισμού μιας ουσίας;
Η τυπική ενθαλπία σχηματισμού μιας ουσίας είναι η θερμική επίδραση της αντίδρασης σχηματισμού 1 mole μιας δεδομένης ουσίας από την αντίστοιχη ποσότητα απλών ουσιών υπό τυπικές συνθήκες.
13.Τι είναι η εντροπία; Πώς μετριέται;
Εντροπίαείναι μια θερμοδυναμική συνάρτηση της κατάστασης του συστήματος και η τιμή της εξαρτάται από την ποσότητα της υπό εξέταση ουσίας (μάζας), τη θερμοκρασία και την κατάσταση συσσωμάτωσης.
Μονάδες J/C
14.Διατυπώστε τον 2ο και 3ο νόμο της θερμοδυναμικής.
Δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής
Σε απομονωμένα συστήματα (Q= 0, A= 0, U= const) συμβαίνουν αυθόρμητα
μόνο εκείνες οι διεργασίες που συνοδεύονται από αύξηση της εντροπίας του συστήματος, δηλαδή S>0.
Η αυθόρμητη διαδικασία τελειώνει όταν το μέγιστο στο
δεδομένων συνθηκών εντροπίας S max, δηλαδή όταν ΔS= 0.
Έτσι, σε απομονωμένα συστήματα, το κριτήριο για μια αυθόρμητη διεργασία είναι η αύξηση της εντροπίας και το όριο μιας τέτοιας διαδικασίας είναι -ΔS = 0.
Τρίτος νόμος της θερμοδυναμικής
Η εντροπία κάθε χημικού στοιχείου σε ιδανική κρυσταλλική κατάσταση σε θερμοκρασία κοντά στο απόλυτο μηδέν είναι κοντά στο μηδέν.
Η εντροπία των μη ιδανικών κρυστάλλων είναι μεγαλύτερη από το μηδέν, αφού μπορούν να θεωρηθούν
ως μίγματα με εντροπία ανάμειξης. Αυτό ισχύει επίσης για τους κρυστάλλους που έχουν ελαττώματα στην κρυσταλλική δομή. Αυτό οδηγεί στην αρχή
το ανέφικτο της απόλυτης μηδενικής θερμοκρασίας. Επί του παρόντος επιτεύχθηκε
χαμηλότερη θερμοκρασία 0,00001 Κ.
