Тепловой эффект. уравнение кирхгофа — справочник студента

Тепловой эффект химической реакции зависит от температуры и давления, при которых проводится реакция. Влиянием давления на ΔН и ΔU реакции обычно пренебрегают. Влияние температуры на величины тепловых эффектов описывает закон Кирхгофа: «Частная производная от теплового эффекта по температуре равна разности теплоемкости системы в конечном и исходном состояниях».

  • Продифференцируем ΔН и ΔU по температуре при постоянных давлении и температуре соответственно:
  • Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента
  • Производные энтальпии и внутренней энергии системы по температуре есть теплоемкости системы в изобарных и изохорныхусловиях Cp и Cv соответственно:
  • Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента
  • Математическая запись закона Кирхгофа:
  • Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента
  • Для химического процесса изменение теплоемкости задается изменением состава системы:
  • Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента
  • Если проинтегрировать выражения, считая ΔСp (ΔСv) не зависящим от температуры, получим интегральную форму закона Кирхгофа:
  • Поскольку обычно известны табличные значения стандартных тепловых эффектов ΔН°298 и ΔU°298, преобразуем выражения:
  • При расчете изменения теплового эффекта реакции в большом интервале температур необходимо учитывать зависимость теплоёмкости от температуры, которая выражается степенным рядом C°p = aT + bT2 + cT3; коэффициенты a, b, c приведены в справочниках.

Основные понятия катализа. Представления о механизме действия катализаторов. Гомогенный катализ. Гетерогенный катализ. Стадии гетерогенно-каталитических реакций. Активные центры.

Катализ явление ускорения реакций в присутствии веществ – катализаторов, которые присутствуют в реакционной смеси и увеличивают скорость реакции, но сами не претерпевают никаких изменений в результате ее протекания. Вещества, уменьшающие скорость реакции называются ингибиторами.

Катализаторы не оказывают влияния на изменение энергии Гиббса и константу равновесия химической реакции, но могут сильно влиять на константу скорости реакции.

Катализатор целесообразно применять для ускорения экзотермических реакций, так как повышение температуры при протекании таких реакций способствует смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продуктов реакции. Действие каждого катализатора специфично, то есть определенные катализаторы оказывают влияние лишь на некоторые реакции.

Например, серебро ускоряет реакции окисления. Для ускорения реакции достаточно очень малого количества катализатора. Смесь катализаторов часто действует значительно сильнее по сравнению с действием отдельных катализаторов.

Механизм воздействия положительного катализатора заключается в снижении энергии активации реакции, а отрицательного – в увеличении.

Различают гомогенный, гетерогенный и ферментативный катализ. При гомогенном катализе катализатор и реакционная смесь составляют одну фазу, а при гетерогенном – разные фазы. При ферментативном катализе катализаторами служат вещества белковой природы (ферменты).

В основу гомогенного катализа положена теория промежуточного соединения, согласно которой катализатор образует с реагирующими веществами нестойкие промежуточные соединения, которые распадаются с образованием продуктов реакции и выделением катализатора в неизменном виде.

Указанные процессы протекают быстрее, чем химическая реакция в отсутствии катализатора.

На скорость гетерогенно-каталитического процесса сильно влияет площадь поверхности катализатора. Чем больше площадь поверхности, тем выше скорость процесса.

Кроме того, на скорость гетерогенного катализа влияет состояние поверхности катализатора, а именно наличие активных центров – различного рода неоднородностей, обусловленных химическим составом, кристаллической структурой и т.д.

Для создания активных центров на поверхности катализатора ее обрабатывают специальными веществами, который называются промоторами. При использовании катализатора его активность постепенно снижается. Вещества, снижающие активность катализатора называют каталитическимиядами.

В гетерогенно-каталитических реакциях есть ряд стадий.

Наиболее обычными стадиями являются диффузия, обеспечивающая подвод исходных веществ к поверхности катализатора, адсорбция их на этой поверхности, взаимодействие адсорбированных веществ с образованием продуктов реакции, десорбция продуктов и отвод продуктов реакции от поверхности катализатора в глубину соответствующей фазы с помощью диффузии.

В зависимости от определяющей стадии реакция может протекать в диффузионной, кинетической или переходной областях. С изменением внешних условий роль определяющей стадии может перейти к другому процессу. Адсорбция — процесс самопроизвольного концентрирования веществаиз объема фаз на поверхности раздела между ними. Ее роль велика в каталитических процессах.

Различают физическую адсорбцию и хемосорбцию. При физической адсорбциимолекулы поглощаемого вещества (адсорбата) удерживаются поверхностью поглотителя (адсорбента) слабыми молекулярными силами притяжения. Физическая адсорбция увеличивается с ростом давления или концентрации поглощаемого вещества (адсорбата) и уменьшается при понижении концентрации.

При хемосорбциимолекулы поглощаемого вещества образуют поверхностное химическое соединение, при этом преодолевается обычно значительный энергетический барьер и адсорбция называется активированной.

Поэтому хемосорбция вещества происходит на некоторых «избранных» адсорбентах, в то время как физическая адсорбция возможна на любых поверхностях. Хемосорбция — обычно необратимый процесс.

Величина адсорбции измеряется количеством молей адсорбата на 1 кг (или на 1 м2) адсорбента.

Энергия исходных реагентов Е1после их адсорбции становится равной Е2. Затем происходит химическое превращение, преодолевается энергетический барьер и образуются продукты с энергией Е3, тоже находящиеся в адсорбированном состоянии. После десорбции продуктов энергия меняется и принимает значение Е4.

Источник: https://stydopedia.ru/3x42e9.html

§2.2 Закон Гесса. Уравнение Кирхгофа — Физическая химия — Конспект лекций

§2.2 Закон Гесса. Уравнение Кирхгофа

  • Закон Гесса утверждает:
  • Тепловой эффект химической реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от её пути.
  • Из закона Гесса вытекает ряд следствий:

1        Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции. Из этого следует, что если прямая реакция экзотермическая, то обратная — эндотермическая.

  1. 2        Если совершаются две реакции, приводящие из двух различных начальных состояний (Н1 и Н2) к одному и тому же конечному состоянию (К), то разность между тепловыми эффектами этих реакций равна тепловому эффекту превращения одного начального состояния в другое.
  2. 3        Если совершаются две реакции, приводящие из одного  начального состояния (Н) к двум разным конечным состояниям (К1 и К2), то разность между тепловыми эффектами этих реакций равна тепловому эффекту превращения одного конечного состояния в другое.
  3.                                                            К
  4.                          К             ∆H1                                     ∆H1         К1      
  5. Тепловой эффект. Уравнение Кирхгофа - Справочник студента     ∆H1                                              ∆H2                             
  6.                  ∆H2     Н2                                     Н                         ∆H12
  7. Н                                                                             ∆H2
  8.                                           ∆H12       Н1                                      К2
  9.   ∆H1 = -∆H2            ∆H12 = ∆H1 — ∆H2            ∆H12 = ∆H1 — ∆H2
  10. Рисунок 2 — Иллюстрация следствий из закона Гесса

Закон Гесса и его следствия позволяют рассчитывать тепловые эффекты некоторых реакций. Гораздо большее значение для расчётов тепловых эффектов любых реакций имеет правило, вытекающее из закона Гесса.

  •             Для расчёта энтальпий реакций при стандартных условиях ∆H298 необходимо знать энтальпии образования реагирующих веществ и продуктов реакции ∆fHo298 . Пусть необходимо рассчитать стандартную энтальпию реакции
  • n N + m M = d D + g G .
  • Воспользуемся правилом:

Стандартная энтальпия химической реакции равна разности энтальпий образования продуктов реакции и энтальпий образования исходных веществ с учётом коэффициентов перед веществами в уравнении реакции, т.е.

  1. ∆H298=[d∙∆fHo298(D)+g∙∆fHo298(G)] — [n∙∆fHo298(N)+m∙∆fHo298(M)].
  2. Это же правило можно использовать для расчёта стандартных изменений и других функций состояния, например, для расчёта изменения энтропии химической реакции:
  3. S298=[d∙So298(D)+g∙So298(G)] — [n∙So298(N)+m∙So298(M)].
  4. В этом случае из таблицы термодинамических величин нужно взять стандартные энтропии веществ So298.
  5. Описанный подход не применим для расчёта  изменения функций состояния системы для нестандартных условий, так как отсутствуют необходимые для такого расчёта справочные данные. В этом случае необходимо воспользоваться уравнением Кирхгофа, которое устанавливает зависимость изменения энтальпии или энтропии реакции от температуры:
  6. ∆HT = ∆H298 + ∆a∙(T – 298) + ∆b/2∙(T2 – 2982) + ∆c/3∙(T3 – 2983) –  
  7.  -∆c’∙(1/T – 1/298),
  8. ∆ST = ∆S298 + ∆a∙ln(T/298) + ∆b∙(T – 298) + ∆c/2∙(T2 – 2982) –
  9.            -∆c’/2∙[(1/T2 – 1/2982)] .
Читайте также:  Число, переменная, функция - справочник студента

Здесь ∆a, ∆b, ∆c, ∆c’ – изменения соответствующих коэффициентов в химической реакции. Для расчёта этих величин необходимо в справочнике найти коэффициенты a, b, c, c’ и рассчитать изменения по общепринятой в термодинамике методике. Например,

  • ∆a=[d∙a(D)+g∙a(G)] — [n∙a(N)+m∙a(M)].
  •             Для расчёта изменения энергии Гиббса G химической реакции следует воспользоваться формулой
  • GT = HTT ∙ ∆ST ,

где Т – любая (стандартная или нестандартная) температура. При расчётах по последней формуле необходимо использовать значения ∆H и ∆S, соответствующие этой температуре.

12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16

Источник: http://bookwu.net/book_fizicheskaya-himiya_1029/8_2.2-zakon-gessa.-uravnenie-kirhgofa

ПОИСК

    Решение. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры выражается уравнением закона Кирхгофа (21), (22)  [c.62]

    Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа.

При проведении термодинамических расчетов следует учитывать, что тепловой эффект химической реакции зависит от температуры. Температурный коэффициент теплового эффекта реакции равен разности теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Эта зависимость описывается уравнением Кирхгофа  [c.42]

    В справочниках чаще всего приводится интегральная теплота растворения с указанием числа моль растворителя, приходящихся на 1 моль растворенного вещества (см. [2, табл. 31—35 3, т. 2, стр. 612—636] ), Тепловой эффект реакции и теплота растворения зависят от природы веществ, участвующих в процессе, и условий протекания процесса. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры процесса описывается законом Кирхгофа, который упрощенно можно выразить следук щим уравнением  [c.54]

    Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа [c.17]

    В широком интервале температур изменяется как теплоемкость веществ, так и тепловой эффект химической реакции. Поэтому для решения уравнения Кирхгофа необходимо в формулы (3.39) и (3.40) подставить эмпирическую зависимость Ср от Т в такой форме  [c.79]

    Если известен тепловой эффект реакции я константа равновесия при какой-либо температуре, то можно определить константу равновесия при другой температуре.

Если же интегрирование приходится производить в значительном интервале температур, то необходимо по закону Кирхгофа вывести уравнение зависимости теплового эффекта реакции от температуры, подставить это уравнение вместо АИ° или Аи° в уравнение (IX.

19) и произвести интегрирование в результате получается, например, для Кр [c.224]

    X. т. использует понятия о типах термодинамич. систем (см. Гетерогенная система. Гомогенная система. Закрытая система, Изолированная система, Открытая система), параметрах состояния (см. Давление, Температура, Химический потенциал), термодинамич. ф-циях и термодинамических потенциалах (см., напр., Внутренняя энергия. Энтропия).

В основе Х.т. лежат законы (начала) общей термодинамики. Первое начало термодинамики — закон сохранения энергаи дая термодинамич. системы, согласно к-рому работа может совершаться только за счет теплоты или к.-л. др. формы энергии. Оно является основой термохимии, изучения теплоемкостей в-в, тепловых эффектов реакций и физ.

-хим процессов. Гесса закон позволяет определять тепловые эффекты расчетным путем, если известны теплоты образования каждого из в-в, участвующих в р-ции, или теплоты сгорания (для орг. соед.). Совр. термодинамич. справочники содержат данные о теплотах образования или теплотах сгорания неск.

тысяч в-в, гто позволяет рассчитывать тепловые эффекты десятков тысяч хим. р-ций. Первое начало лежит в основе Кирхгофа уравнения, к-рое выражает зависимость теплового эффекта р-ции или физ.-хим.

процесса ст т-ры и дает возможность рассчитать тепловой эффект процесса при любой т-ре, если известны теплоемкости в-в, участвующих в р-ции, и тепловой эффект при к.-л. одной т-ре. [c.236]

    Уравнения (64.5) и (64.6) впервые были выведены Кирхгофом (1858) и называются уравнениями Кирхгофа. При исследовании температурной зависимости тепловых эффектов реакций чаще используется уравнение (64.5), так как большинство химических процессов протекает при постоянном давлении. Согласно уравнению (64.5) влияние температуры на тепловой эффект обусловливается знаком величины [c.213]

    Ввиду существования зависимости теплового эффекта от температуры ясно, что в химических уравнениях необходимо не только отмечать агрегатное состояние веществ, но и указывать температуру, при которой протекает реакция.

Можно было бы, думать, что вода при повышении температуры начинает разлагаться на водород и кислород, потому что при более высоких температурах на этот процесс надо затратить меньше энергии, чем при температурах низких.

Опыт, однако, показывает, что при повышении температуры от 273 до 2000° К энтальпия, необходимая для разложения, не падает, а, наоборот, в согласии с законом Кирхгофа, растет от 57,8 до 60,13 ккал/моль-, степень распада тем не менее все время увеличивается. [c.224]

    Для условий постоянного объема или постоянного давления можно с помощью закона Гесса и уравнения Кирхгофа находить тепловые эффекты химических реакций.

При этом необходимо знать теплоемкости реагирующих веществ и их зависимость от температуры, а также тепловой эффект данной реакции при одной из температур.

Такие же закономерности справедливы для теплот фазовых превращений. [c.78]

    Решение. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры выражается уравнением закона Кирхгофа (111.24), (111.25). Приняв, что АСр° не зависит от температуры (в узком температурном интервале это не связано с большой погрешностью), уравнение (111.25) принимает вид [c.60]

    Зависимость теплового эффекта реакции от температуры (при постоянных давлении или объеме) определяется уравнениями Кирхгофа  [c.41]

    Зависимость теплового эффекта от температуры. Уравнение Кирхгофа, его интегрирование и анализ. [c.28]

    Кривые на рис. 1.2 выражают зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Для получения расчетной формулы уравнение Кирхгофа интегрируют в пределах интервала температур 298—Г  [c.33]

    Уравнение (3.17) является приближенным. При точных расчетах необходимо учитывать зависимость теплового эффекта реакции от температуры по уравнению Кирхгофа (1.37). [c.56]

    Зависимость теплового эффекта реакцип от температуры определяется уравнением Кирхгофа [c.588]

    Чтобы проинтегрировать уравнение ( .24), необходимо знать зависимость теплового эффекта реакции от температуры. По закону Кирхгофа [c.144]

    ЗАВИСИМОСТЬ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ Уравнение Кирхгофа [c.63]

    Постоянная интегрирования I называется химической постоянной. Для нахождения упругости пара необходимо знание величины I и зависимости X от температуры. Как и для любого теплового эффекта, температурная зависимость теплоты испарения описывается уравнением Кирхгофа  [c.45]

    По уравнению Кирхгофа (53), для зависимости теплового эффекта от температуры имеем  [c.191]

    Уравнения (II.9) и (11.10) дают возможность вычислять тепловые эффекты реакций при любой температуре Т, если известны зависимость теплоемкостей всех реагентов в рассматриваемом интервале температур и тепловой эффект реакции при какой-либо одной температуре. Уравнение Кирхгофа в интегральной форме имеет вид [c.38]

    Чтобы пояснить применение формулы (9.6) в сочетании с формулой Кирхгофа, выведем уравнение, приближенно определяющее зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Для этого интегрируем выражение (9.5). причем обозначим величину У vi (ao)i через Аоо и т. д. Получаем [c.300]

    При интегрировании уравнения Кирхгофа (64.5) нередко используется температурная зависимость теплоемкостей в виде степенных рядов.

Последние справедливы в определенном интервале температур нижним пределом этого интервала обычно выбирается 298 К. При 298 К можно легко рассчитать тепловой эффект реакции А Н° 2Щ по первому или второму следствиям закона Гесса.

В связи с этим уравнение Кирхгофа целесообразно будет проинтегрировать в интервале температур 298—Г. [c.214]

    Зависимость теплового эффекта от температуры (уравнение Кирхгофа). …….. [c.318]

    Используя круговой процесс, выведете уравнение Кирхгофа для зависимости тепловых эффектов реакций от температуры. [c.266]

    Когда пренебрегать зависимостью теплового эффекта от температуры нельзя, интегрировать уравнения (2.12) и (2.13) нужно с учетом этой зависимости. Ранее было показано, что в соответствии с законом Кирхгофа эта зависимость выражается степенным рядом типа [c.21]

    Если же интегрирование приходится производить в значительном интервале температур, то необходимо по закону Кирхгофа вывести уравнение зависимости теплового эффекта реакции от температуры (см. гл. III), подставить это уравнение вместо ДЯ или AU в уравнение (12) и произвести интегрирование в результате получается, например, для Кр- [c.167]

    Таким образом, зависимость теплового эффекта от температуры может быть выражена уравнением степенного ряда. В справочниках имеются конкретные уравнения степенного ряда тепловых эффектов многих реакций. Уравнение (115) обычно называют развернутым уравнением Кирхгофа. [c.61]

    В уравнениях Кирхгофа дается зависимость тепловых эффектов от температуры  [c.58]

    Зависимость теплового эффекта процесса от температуры. Уравнения Кирхгофа. Пусть реакция А->-В протекает при постоянном объеме ее тепловой эффект, следовательно, будет равен Ареакция протекает при Р = сопз1, то тепловой эффект равен АН. Беря производные по температуре, можно написать [c.20]

    Зависимость тепловых эффектов реакции от температуры обусловливается изменениями теплоемкости системы от температуры. Эта зависимость, найденная Кирхгофом, математически выражается уравнением [c.184]

    При расчете теплового эффекта в большем интервале температур уравнение Кирхгофа интегрируют в пределах 0—Т К и при этом учить1вают зависимость теплоемкости от температуры в виде степенного ряда С,, = аТ ЬТ сТ в соответствии с которой АСр = = АаТ- — ЬР- -АсТ , где [c.33]

Источник: https://www.chem21.info/info/1487852/

Влияние температуры на тепловой эффект реакции. Уравнения Кирхгофа

Температура может оказывать существенное влияние на тепловой эффект химической реакции. Иногда значительное изменение температуры может изменять даже знак теплового эффекта (переход от экзотермической реакции к эндотермической или от эндотермической к экзотермической).

Уравнение, характеризующее влияние температуры на тепловой эффект химической реакции, можно вывести следующим образом.

Пусть энтальпии исходных веществ и продуктов реакции в соответствии с реакцией (2.1) равны:

энтальпии энтальпии исходных веществ продуктов реакции

Суммарная энтальпия исходных веществ выражается так:

а суммарная энтальпия продуктов реакции равна:

Переход из исходного состояния в конечное, т.е. протекание реакции, приводит к изменению энтальпии:

представляющему собой тепловой эффект реакции.

Дифференцируя равенство (2.6) по температуре при постоянном давлении, получим:

Напомним, что производная энтальпии вещества к по температуре является теплоемкостью при постоянном давлении:

Поэтому равенство (2.7) приобретает следующий вид:

Уравнение (2.8), отражающее зависимость теплового эффекта от температуры, называется уравнением Кирхгофа в дифференциальной форме.

Еще один тип уравнения Кирхгофа в дифференциальной форме относится к реакциям, проводимым при постоянном объеме:

Интегрирование дифференциальных уравнений Кирхгофа в температурных пределах от Г/ до 72 дает:

Обращаем внимание на то, что разности, заключенные в скобки, в уравнениях (2.10) и (2.11) затем обозначены символами ЛСр и АСу.

Уравнения (2.10) и (2.11) называются уравнениями Кирхгофа в интегральной формеОшибка! Закладка не определена.. В них входят

  • гг , АН г, AUT ч rj.
  • теплоты реакции при температуре Tj ( '' '') и при температуре Т2
  • (днТ2,диТ2)

Уравнения Кирхгофа позволяют рассчитывать тепловые эффекты реакций в широком диапазоне температур, используя только справочные данные. В частности, теплоту реакции при определенной температуре можно рассчитать на основе первого или второго следствия из закона Гесса, а затем по известным из справочной литературы значениям теплоемкости тепловой эффект рассчитывается для другой температуры.

В справочниках зависимость теплоемкости веществ от температуры, как правило, приводится в виде степенных рядов следующих типов:

Диапазон температур, для которого температурная зависимость теплоемкости выполняется, четко оговаривается. Проведение вычислений при температурах, выходящих за пределы (особенно верхние) диапазона, недопустимо.

Уравнения Кирхгофа позволяют решать и некоторые качественные задачи. Например, зная, что теплоемкость пара всегда меньше теплоемкости жидкости, можно утверждать, что с повышением температуры теплота (изменение энтальпии) испарения жидкости уменьшается.

Источник: https://bstudy.net/712861/estestvoznanie/vliyanie_temperatury_teplovoy_effekt_reaktsii_uravneniya_kirhgofa

1 Термохимия Типы энтальпии Теплоемкость Закон Кирхгофа Закон Гесса. — презентация

1 1 Термохимия Типы энтальпии Теплоемкость Закон Кирхгофа Закон Гесса

2 2 Термохимия Термохимия — это раздел термодинамики. Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций. Реакционный сосуд и его содержание образуют термодинамическую систему. Химическая реакция, которая протекает в системе, приводит к обмену энергией между системой и окружающей средой. система вещество Внешняя среда энергия вещество энергия

3 3 Типы процессов Процессы: Экзотермические Эндотермические Изотермические Что происходит с энтальпией в экзотермических, эндотермических и изотермических процессах? Изотерми- ческий процесс теплота

4 4 Изменение энтальпии в экзотермических и эндотермических процессах Выделение теплоты приводит к уменьшению энтальпии системы (при Р = const). Поэтому для экзотермического процесса: ΔH < 0. Поглощение теплоты приводит к увеличению энтальпии системы (при Р = const). Поэтому для эндотермического процесса: ΔH > 0.

5 5 Измерение теплоты химической реакции H = U + PV Если для реакции известно ΔU или ΔH то можно предсказать сколько теплоты выделяется или поглощается в реакции.

Калориметрия — это метод, который используется для измерения теплоты, которая поглощается или выделяется в ходе химической реакции. При постоянном объеме количество теплоты будет равно изменению внутренней энергии.

U = Qv (V=const) При постоянном давлении количество теплоты будет равно изменению энтальпии H = Q P (P=const)

6 6 Стандартная энтальпия и стандартное состояние Стандартное изменение энтальпии, ΔH°, — это изменение энтальпии для процесса, в котором исходные вещества и продукты находятся в стандартном состоянии.

Стандартное состояние вещества при определенной температуре — это его состояние при стандартном давлении. (1 aтм, или Пa).

Примеры: стандартное состояние жидкого этанола — это жидкий этанол при 298 K и 1 aтм; стандартное состояние твердого железа – это железо при 500 K и 1 aтм.

7 7 Энтальпия физических превращений Стандартная энтальпия образования вещества Δ f H° — это стандартная энтальпия химической реакции образования вещества из элементов. Стандартная энтальпия сгорания вещества Δ c H° — это стандартная энтальпия полного окисления органического вещества до CO 2 и H 2 O.

Читайте также:  Развитие методов расчета молекулярных орбиталей - справочник студента

8 8 Энтальпия физических превращений Стандартная энтальпия фазового перехода Δ trs H° – это изменение стандартной энтальпии при изменении физического состояния вещества. Примеры изменения физического состояния вещества: испарение конденсация плавление кристаллизация возгонка сублимация Что происходит с веществом в этих процессах?

9 9 Энтальпия физических превращений Стандартная энтальпия испарения, Δ vap H°, это изменение энтальпии при испарении 1 моль чистой жидкости при 1 атм Пример : H 2 O(ж) H 2 O(г) + Δ vap H° Δ vap H°(373 K) = kДж/моль Стандартная энтальпия плавления Δ fus H°, это изменение энтальпии при переходе 1 моль твердого вещества в жидкость. Пример: H 2 O(тв) H 2 O(ж) + Δ fus H° Δ fus H°(273 K) = kДж/моль

10 10 Стандартная энтальпия возгонки H 2 O(тв) H 2 O(г) + Δ sub H° Два этапа: H 2 O(тв) H 2 O(ж) + Δ fus H° H 2 O(ж) H 2 O(г) + Δ vap H° Δ sub H° = Δ fus H° + Δ vap H° Энтальпия, Н

11 11 Энтальпия прямого и обратного процесса Энтальпия – это функция состояния ΔH° (A B) = -ΔH° (B A) Пример: Энтальпия испарения воды равна +44kДж/моль. Чему равна энтальпия конденсации воды? Энтальпия, Н

  • 12 12 Типы энтальпии Фазовый переход испарение плавление процессобозначение возгонка смешение растворение гидратация атомизация ионизация Присоединение е реакция образование фаза сгорание фаза смесь вещества жидкоетвердое жидкоегаз твердое веществораствор вещества атомы реагенты продукты веществаоксиды элементысоединение (ж) (г)
  • 13 13 Энтальпия химической реакции (Тепловой эффект ) Стандартная энтальпия химической реакции, ΔrH° — это изменение энтальпии когда продукты реакции в стандартном состоянии переходят в реагенты в стандартном состоянии. Энтальпия, Н реагенты продукты элементы
  • 14 14 Энтальпия химической реакции Расчет энтальпии химической реакции с использованием стандартных энтальпий образования веществ: Пример : CH 4 (г) + 2O 2 (г) CO 2 (г) + 2H 2 O(ж) + ΔrH° Δ r H = – 890 kДж/моль продуктыреагенты
  • 15 15 Энтальпия химической реакции Расчет энтальпии химической реакции с использованием стандартных энтальпий сгорания веществ: Пример : C 6 H 12 O 6 (тв) + 6O 2 (г) = 6CO 2 (г)+ 6H 2 O(ж) Δ r H = kДж/моль продукты реагенты

16 16 Закон Гесса Теловой эффект химической реакции можно определить если известны энтальпии других реакций, из которых можно получить суммарную реакцию.

Закон Гесса: Стандартная энтальпия реакции может быть определена как сумма стандартных энтальпий реакций, из которых можно получить данную реакцию.

Термодинамическая основа закона Гесса – это независимость пути получения энтальпии реакции.

  1. 17 17 Применение закона Гесса Метод термохимических уравнений Метод термохимических схем Метод Пример
  2. 18 18 Метод термохимических схем Н 1 Н 2 Н 3 +О 2 +1/2 О 2 Н 2 = -110,53 кДж/моль Н 3 = -282,98 кДж/моль Н 2 + Н 3 = -393,51 кДж/моль Н 1 = -393,51 кДж/моль Метод термохимических уравнений Сложение уравнений (2) и (3) дает уравнение (1). Поэтому: Н 1 = Н 2 + Н 3 (1) (2) (3)
  3. 19 19 Применение закона Гесса МетодПример Метод термохимических схем Метод термохимических уравнений Использование стандартных энтальпий образования продукты реагенты Использование стандартных энтальпий сгорания Приближенные методы Расчет по энергиям связи Использование тепловых поправок Сравнительный расчет

20 20 Теплоемкость Внутренняя энергия вещества возрастает если температура повышается. (Кривая на графике характеризует теплоемкость). Производная поглощенной теплоты, отнесенная к температуре называется теплоемкостью. Температура Внутренняя энергия

21 21 Молярная и удельная теплоемкость Удельная теплоемкость вещества – это теплоемкость, отнесенная к массе вещества Молярная теплоемкость при постоянном объеме, C V,m, — теплоемкость одного моля вещества. Теплоемкость является экстенсивным термодинамическим параметром. Но: молярная теплоемкость при постоянном объеме является интенсивным параметром. (все молярные величины являются интенсивными).

  • 22 22 Резюме Теплоемкость Средняя теплоемкость Молярная = Дж/К моль Удельная = Дж/К г уд м м
  • 23 23 Зависимость теплоемкости от температуры В общем случае эмпирическая зависимость теплоемкости от температуры выражается полиномом:
  • 24 24 Определение dU и dH Теплоемкость при постоянном объеме используется для расчета изменения внутренней энергии при изменении температуры при постоянном объеме: dU = C V dT Теплоемкость при постоянном давлении используется для расчета изменения энтальпии при изменении температуры при постоянном давлении: dH = Cp dT
  • 25 25 Зависимость энтальпии от температуры
  • 26 26 Зависимость энтальпии от температуры
  • 27 27 Закон Кирхгофа для химической реакции Зависимость энтальпии химической реакции от температуры выражается законом Кирхгофа. Для химической реакции: Это выражение применяется для каждого вещества в реакции: продукты реагенты Энтальпия, Н Температура
  • 28 28 Закон Кирхгофа для химической реакции Уравнение Кирхгофа можно записать для зависимости внутренней энергии химической реакции от температуры Для химической реакции: продукты реагенты Внутренняя энергия, U Температура U U
  • 29 29 Закон Кирхгофа для химической реакции
  • 30 30 Энтальпия фазового перехода CpCp Плавление Кипение твердое жидкое газ Т(плавл) Т(кип) Т(плавл) Т(кип) Н(плавл) Н(кип) Н Н(0)
  • 31 31 Важные соотношения в термохимии Применение первого закона термодинамики для химических процессов продуктов и реагентов одинакова Расчет энтальпии химической реакции при любой температуре реагенты продукты или реагенты

32 32 Энтальпия образования ионов в растворе Тепловой эффект образования химического соединения в растворе, диссоциирующего на ионы, определяется по энтальпиям образования ионов в растворе.

Пример: Теплота образования иона SO 4 2- равна энтальпии реакции: S(тв) + 2O 2 (г) + H 2 O(ж) + 2e = SO 4 2- (aq) Теплота образования вещества в растворе равна сумме теплоты образования и теплоты растворения.

33 33 Теплота растворения Теплота растворения зависит от концентрации химического соединения в растворе. Теплота, которая поглощается или выделяется при образовании раствора определенной концентрации (моляльности) – интегральная теплота растворения. Теплота растворения зависит от: –Теплоты разрушения кристаллической решетки –Теплоты сольватации

34 34 Моляльность Моляльность – способ выражения концентрации раствора. Моляльность показывает количество молей растворенного вещества в 1000 г растворителя.

35 35 Зависимость интегральной теплоты растворения от моляльности раствора Н 0 Н m Н 0 m1 Н m1 Н m1 m2 Н 0 m2 Н 0 s m1m1 m2m2 m

36 36 Интегральная теплота растворения Н 0 – первая интегральная теплота растворения. Это тепловой эффект при растворении 1 моль вещества в бесконечно большом объеме растворителя. Н s – полная интегральная теплота растворения. Это теплота растворения 1 моль вещества в таком объеме растворителя, чтобы образовался насыщенный раствор.

37 37 Тепловой эффект при разведении раствора Прибавление воды к раствору сопровождается теплотой разведения. Интегральная теплота разведения – это тепловой эффект при разбавлении раствора, который содержит 1 моль вещества, до бесконечного разведения.

38 38 Промежуточная теплота разведения Промежуточная теплота разведения – это тепловой эффект разбавления раствора, содержащего 1 моль вещества от концентрации m 2 до меньшей концентрации m 1.

39 39 Промежуточная теплота раcтворения Промежуточная теплота раcтворения – это тепловой эффект, который получается при концентрировании раствора от концентрации m 1 до большей концентрации m 2.

Источник: http://www.myshared.ru/slide/110414/

Ссылка на основную публикацию