التأثير الحراري الكلي. التأثير الحراري لتفاعل كيميائي. المعادلات الحرارية. حسابات التأثير الحراري للتفاعل. لنجد الطاقة الداخلية في ظل الظروف القياسية
أي تفاعل كيميائي يستمر مع إطلاق أو امتصاص الحرارة.
- طارد للحرارةردود الفعل - ردود الفعل التي يتم فيها إطلاق الطاقة:
- C + O 2 \ u003d CO 2 - احتراق الفحم ؛
- H 2 SO 4 + 2KOH \ u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O - تفاعل الحمض مع القلويات
- ماص للحرارةالتفاعلات - التفاعلات التي يتم خلالها امتصاص الطاقة (التفاعلات الموضحة أدناه تستمر فقط عند تسخينها):
- CaCO 3 \ u003d CaO + CO 2 - تحلل كربونات الكالسيوم ؛
- N 2 + O 2 \ u003d 2NO - تكوين أكسيد النيتريك.
يتم التعبير عن حرارة التفاعل بالكيلوجول (kJ) ويُشار إليها بالحرف Q.
- س> 0 - للتفاعلات الطاردة للحرارة ؛
- س<0 - для эндотермических реакций.
يرتبط جوهر التأثير الحراري للتفاعل الكيميائي ارتباطًا مباشرًا بقانون الحفاظ على الطاقة ، والذي بموجبه لا تنشأ الطاقة من لا شيء ولا تختفي بدون أثر ، بل تنتقل فقط من حالة إلى أخرى.
إذا تم إطلاق الطاقة أثناء تفاعل كيميائي ، فإن هذه الطاقة كانت محتواة مسبقًا في المادة التي دخلت في التفاعل ، والتي تم خلالها إطلاق هذه الطاقة ، والتي تسمى عادة الطاقة الداخلية للمادة(تدل على U).
والعكس صحيح ، إذا تم امتصاص الطاقة من الخارج أثناء التفاعل ، فإنها تتراكم في ناتج التفاعل الماص للحرارة في شكل الطاقة الداخلية للمادة المشكلة حديثًا.
وبالتالي ، إذا تم إنفاق قدر معين من الطاقة أثناء تكوين مادة ، فسيتم إطلاق نفس الكمية من الطاقة أثناء تحللها. من هذا يمكننا استخلاص نتيجة مهمة للغاية - كلما تم إطلاق المزيد من الطاقة أثناء تكوين مادة ما ، يجب إنفاق نفس القدر من الطاقة على تحللها. لذلك ، فإن تلك المواد ، التي تم إطلاق الكثير من الطاقة أثناء تكوينها ، يصعب تحللها وهي مستقرة جدًا (على سبيل المثال ، العديد من البوليمرات).
كما هو معروف من مسار الفيزياء ، تتكون طاقة الجسم من الطاقة الكامنة والحركية. في الكيمياء ، يتم تحديد الطاقة الحركية للمادة بواسطة طاقة حركة جسيماتها (كلما زادت سرعة تحرك الجسيمات ، زادت الطاقة الحركية للمادة) ؛ يتم تحديد الطاقة الكامنة من خلال قوى الجذب والتنافر بين الجسيمات.
نظرًا لأن أي مادة تتكون من عدد معين من الجسيمات التي هي في حركة ثابتة ، فإن لديها قدرًا معينًا من الطاقة الداخلية. في سياق التفاعلات الكيميائية ، تتحول المواد مع تغير في طاقتها الداخلية في اتجاه أو آخر ، ويصاحب ذلك إطلاق أو امتصاص الحرارة.
في سياق تفاعل كيميائي ، تنكسر الروابط الداخلية في جزيئات المواد الأولية ، الأمر الذي يتطلب قدرًا معينًا من الطاقة (امتصاص الحرارة) ، بالتزامن مع هذه العمليات ، تتشكل روابط جديدة في جزيئات نواتج التفاعل ، والتي يرافقه إطلاق الحرارة. تحدد نسبة الحرارة الممتصة والمنبعثة في عملية تفاعل كيميائي نوع التفاعل ككل ، سواء كان طاردًا للحرارة أو ماصًا للحرارة.
من الناحية التخطيطية ، يمكن التعبير عن ذلك على النحو التالي:
(A-A) + (B-B) = 2 (A-B) E A + E B = 2E AB
- A-A - الرابطة الكيميائية في الجزيء A 2 ؛
- B-B - الرابطة الكيميائية في جزيء B 2 ؛
- A-B - الرابطة الكيميائية في جزيء AB المتشكل ؛
- E A هي الطاقة الممتصة عندما تنكسر الرابطة في الجزيء A 2 ؛
- E B هي الطاقة الممتصة عندما تنكسر الرابطة في جزيء B 2 ؛
- E AB هي الطاقة المنبعثة أثناء تكوين رابطة جديدة في جزيء AB ؛
- إذا (أ أ + ه ب)< 2E AB - реакция экзотермическая;
- إذا كان (E A + E B)> 2E AB - يكون التفاعل ماصًا للحرارة ؛
دعونا نحدد من خلال U 1 كمية الطاقة الداخلية للحالة الأولية للنظام (مجموع الطاقات الداخلية للمكونات الأولية للتفاعل) ، من خلال U 2 نشير إلى كمية الطاقة الداخلية للحالة النهائية للحالة النهائية. النظام (مجموع الطاقات الداخلية لنواتج التفاعل). دعونا نشير إلى الفرق بين الطاقات الداخلية للحالات النهائية والأولية للنظام على أنها ΔU.
وفقًا لقانون الحفاظ على الطاقة ، إذا تم توفير قدر معين من الحرارة Q للنظام ، فسيتم إنفاقها على تغيير الطاقة الداخلية للنظام (ΔU) وعلى القيام بالعمل (A):
Q = ΔU + A ، حيث ΔU = U 2 -U 1
بالحديث عن العمل (أ) فيما يتعلق بالتفاعلات الكيميائية ، فإنهم يقصدون العمل ضد الضغط الخارجي لجو الأرض (ع). تستمر معظم التفاعلات الكيميائية في ظل ظروف ضغط ثابت (p = const) ، وبالتالي ، يمكن كتابة العمل على أنه ناتج الضغط والتغير في حجم المواد الأولية (V 1) ونواتج التفاعل (V 2):
A \ u003d p (V 2 -V 1) \ u003d pΔV
بناءً على الترميز المقبول ، يمكن التعبير عن التأثير الحراري للتفاعل الكيميائي الذي يستمر عند ضغط ثابت على النحو التالي:
Q \ u003d (U 2 -U 1) + p (V 2 -V 1)
قم بتوسيع الأقواس والمجموعة:
Q \ u003d U 2 -U 1 + pV 2 -pV 1 Q \ u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1)
نشير إلى المجموع بين قوسين بالحرف H ، ثم تأخذ المساواة الشكل التالي:
س \ u003d H 2 -H 1 H 1 \ u003d U 1 + pV 1 H 2 \ u003d U 2 + pV 2
يسمى مجموع الطاقة الداخلية لمادة ومنتج الضغط وحجمه الطاقة الداخلية الكامنة(ح).
يميز المحتوى الحراري المحتوى الحراري للمادة(طاقته الداخلية والطاقة المستهلكة للتغلب على مقاومة الضغط الخارجي).
استنادًا إلى الصيغة المشتقة للحرارة من خلال المحتوى الحراري ، يمكننا القول أن كمية الحرارة المنبعثة أو الممتصة أثناء تفاعل كيميائي تساوي التغير في المحتوى الحراري لنواتج التفاعل الناتجة مقارنة بالمحتوى الحراري لمواد البدء.
فيما يتعلق بالمحتوى الحراري ، يمكن وصف التغييرات التي تحدث أثناء التفاعل الكيميائي على النحو التالي: التغيير الحراري (ΔH) للتفاعل يساوي الفرق بين مجاميع المحتوى الحراري لنواتج التفاعل (ΣH 2) ومجموع المحتوى الحراري لمواده البادئة (ΣH 1):
ΔH = H 2 -ΣH 1
- ΔH<0 - для экзотермических реакций;
- ΔH> 0 - للتفاعلات الماصة للحرارة ؛
لتفاعل المادتين A و B ، التي تمت مناقشتها أعلاه ، يمكننا أن نكتب:
ΔH = H AB - (H A2 + H B2)
- H AB - المحتوى الحراري لـ 1 مول من المادة AB ؛
- H A2 - المحتوى الحراري لـ 1 مول من المادة A 2 ؛
- H B2 - المحتوى الحراري لمول 1 من المادة B 2.
بما أن التأثير الحراري (Q) للتفاعلات الطاردة للحرارة موجب ، والتفاعلات الماصة للحرارة سلبية ، إذن:
س = ΔH ΔH = -Q
من المعادلات المعطاة ، من الواضح أن ΔH يقاس أيضًا بالكيلوجول.
- س> 0 ؛ ΔH<0 - для экзотермических реакций;
- س<0; ΔH>0 - للتفاعلات الماصة للحرارة.
يعتمد التأثير الحراري للتفاعل الكيميائي (ΔH) على الظروف (الضغط ودرجة الحرارة) التي يستمر في ظلها التفاعل. لذلك ، عادة ما يتم إعطاء التأثيرات الحرارية للظروف العادية (n.c.):
- ع = 1 جو أو 101.325 كيلوباسكال ؛
- ر = 25 درجة مئوية أو 298 ك.
تسمى المعادلة الجزيئية للتفاعل الكيميائي ، والتي يُشار فيها إلى حجم تأثيره الحراري معادلة حرارية كيميائية.
S (t) + O 2 (g) \ u003d SO 2 (g) + 297 kJ ΔH ° \ u003d -297 kJ
إذا تمت الإشارة إلى قيمة التأثير الحراري بعلامة زائد ، يكون التفاعل طاردًا للحرارة ؛ إذا كان "ناقص" - ماص للحرارة.
تشير المعادلات الحرارية الكيميائية إلى حالة تجميع المواد الأولية ونواتج التفاعل:
- ز - الحالة الغازية
- ز - الحالة السائلة
- ر - الحالة الصلبة.
مهم!يشير التأثير الحراري للتفاعل المشار إليه في المعادلة الحرارية الكيميائية الضرسعدد مواد البدء ومنتجات التفاعل.
تذكر أن معاملات القياس المتكافئ أمام صيغ المواد في المعادلة تظهر عدد مولاتها. نظرًا لأنه من المعتاد حساب Q لـ 1 مول من منتج التفاعل ، يُسمح بالمعاملات الجزئية في المعادلات الحرارية الكيميائية.
1. الكيمياء الحرارية. التأثيرات الحرارية. قانون هيس.
2. تطبيق قانون هس لحساب التأثيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية. درجات حرارة قياسية للتكوين والاحتراق.
3. السعة الحرارية
4. اعتماد التأثير الحراري للتفاعل على درجة الحرارة.
الكيمياء الحرارية هي فرع من فروع الديناميكا الحرارية الكيميائية التي تدرس التأثيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية.
في قلب الحسابتكمن التأثيرات الحرارية للتفاعلات في القانون الأول للديناميكا الحرارية.
عادة ما تستمر التفاعلات الكيميائية عند ضغط ثابت (على سبيل المثال ، في دورق مفتوح) أو بحجم ثابت (في الأوتوكلاف) ، أي هي عمليات متساوية الضغط أو متوازنة.
في المواد الكيميائيةالتحولات ، يتم تحرير جزء من الطاقة الموجودة في المواد. وفقًا لقانون الحفاظ على الطاقة وتحويلها ، فإن هذا الجزء من الطاقة الداخلية للنظام أثناء تفاعل كيميائي يذهب إلى القيام بالعمل وإطلاق الحرارة أو امتصاصها. عادة ما يكون العمل صغيرًا. يمكن حسابها أو يمكن إهمالها.
حرارة التفاعل لها قيمة كبيرة ، وفي كثير من الحالات يمكن قياسها بشكل مباشر ، حيث توجد طرق قياس السعرات الحرارية.
التأثير الحراري للتفاعل الكيميائي هو الحرارة المنبعثة أو الممتصة نتيجة تفاعل كيميائي في عملية لا رجعة فيها عند حجم أو ضغط ثابت بشرط أن يكون لمنتجات التفاعل ومواد البداية نفس درجة الحرارة ولا توجد أنواع أخرى من العمل باستثناء التوسع.
أهمية الكيمياء الحرارية في الممارسة عالية جدًا ، حيث يتم حساب توازن الحرارة في العديد من العمليات في الممارسة التكنولوجية والطب والكيمياء الحيوية.
أساس الكيمياء الحرارية هو قانون هيس ، الذي وضعه العالم الروسي أكاد تجريبياً. جي. هيس في 1836-40. يسمى هذا القانون أيضًا قانون الثبات لمجموع درجات حرارة التفاعل:
يتم تحديد التأثير الحراري للتفاعل الكيميائي فقط من خلال طبيعة وحالة المواد والمنتجات الأولية ، ولكنه لا يعتمد على التفاعلات الكيميائية الوسيطة ، أي من طريق الانتقال من الحالة الأولية إلى الحالة الأخيرة.
قانون هيس هو حالة خاصة من قانون الحفاظ على الطاقة.
لتوضيح قانون هيس ، ضع في اعتبارك مثالًا للحصول على محلول مائي من NH4 Cl من NH 3 (g) و HCl (g) والماء. يمكن أن تتم العملية بطريقتين:
1) NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (g) (يتم تحرير 41.85 كيلو كالوري / مول)
2). NH 4 Cl (g) + aq \ u003d NH 4 Cl aq (تمتص 3.92 kcal / mol) (-3.92)
النتيجة: تحرير 37.93 كيلو كالوري / مول
الطريقة الثانية:
واحد). يتم تحرير NH 3 (g) + aq \ u003d NH 3 aq 8.35 kcal / mol (+8.35)
2). HCl (ز) + aq = إطلاق HCl 17.32 كيلو كالوري / مول (+17.32)
3). يتم تحرير HCl aq + NH 3 aq \ u003d NH 4 Cl aq 12 ، 27 كيلو كالوري / مول
النتيجة: تحرير 37.94 كيلو كالوري / مول
(هناك طريقتان لكتابة درجات حرارة التفاعلات ، وبناءً عليه ، نظامان من العلامات: الديناميكا الحرارية والكيميائية الحرارية. في الحرارة الديناميكية الحرارية ، تعتبر موجبة إذا استقبلها النظام. في الكيمياء الحرارية الإيجابية ، إذا تم إطلاقها. لذلك ، متى طارد للحرارةالتفاعلات ، عندما تنخفض الطاقة الداخلية للنظام ، ينخفض المحتوى الحراري ، ΔUو ΔΗ لها علامة سلبية.
في ماص للحرارةردود الفعل ، عندما يمتص النظام الطاقة ، على العكس - ΔUو ΔΗ لها قيم موجبة.
تتم كتابة المعادلات الحرارية في هذا الصدد على النحو التالي:
C 6 H 6 + 7.5 O 2 \ u003d 6CO 2 + 3H 2 O + 780.98 سعر حراري
في النظام الديناميكي الحراري ، تتم كتابة معادلة التفاعل وبجانبها قيمة الفرق بين الطاقات الداخلية (أو المحتوى الحراري) لمنتجات التفاعل والمواد الأولية:
C 6 H 6 + 7.5 O 2 \ u003d 6CO 2 + 3H 2 O ؛ Q p \ u003d ΔH 0298-780 ، 98 سعرة حرارية
المعادلات الكيميائية التي تشير إلى كمية الحرارة المنبعثة أو الممتصة تسمى المعادلات الحرارية الكيميائية.
يجعل قانون هيس من الممكن حساب التأثيرات الحرارية للتفاعل في تلك الحالات التي يكون فيها قياسها المباشر غير ممكن لأي سبب من الأسباب.
عادة ، يتم إجراء التفاعلات الكيميائية إما عند حجم ثابت أو عند ضغط ثابت. حيث:
Q V = ΔU و Q p = ΔU + pdV = ΔH
من هذه المعادلات يتبع ذلك
Q p - Q V = pdV ،
أولئك. الفرق في التأثيرات الحرارية عند الضغط الثابت والحجم الثابت يساوي عمل التمدد.
منذ pV = nRT ، ثم pΔV = ΔnRT ،
أين Δn هو التغير في عدد مولات المشاركين في التفاعل الغازي.
يعطي المزيد من الاستبدال معادلة تعبر عن العلاقة بين تأثيرات الحرارة متساوي الضغط ومتساوي الضغط:
Q p - Q V = nRT ،
أو ΔH = ΔU + ΔnRT
إذا كانت n = 0 ، فإن ΔН = ΔU
إذا كان رد الفعل ينطوي صلبة وسائلةالمواد ، ثم عند حساب Δn هم لا تؤخذ بعين الاعتبار. أثناء سير التفاعلات الكيميائية ، يكون التغيير في عدد المولات مساويًا للفرق بين المعاملات المتكافئة في معادلة التفاعل.
2. تطبيق قانون هيس لحساب التأثيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية. درجات حرارة قياسية للتكوين والاحتراق.
لتسهيل مقارنة التأثيرات الحرارية ، تم تقديم مفهوم التأثير الحراري للتفاعل تحت الظروف القياسية.
التأثير الحراري في ظل الظروف القياسية (ΔН) هو مثل هذا التأثير الحراري الذي يصاحب التفاعل عند الضغط القياسي (ص 0 \ u003d 1.013 10 5 باسكال) وعند درجة حرارة قياسية (298 كلفن)
يتم حساب التأثير الحراري في ظل الظروف القياسية من درجات الحرارة القياسية للتكوين والاحتراق.
الحرارة القياسية للتكوين هي التأثير الحراري لتفاعل تكوين مول واحد من مادة معينة من مواد بسيطة (أو عناصر) عند ضغط 1.013 10 5 باسكال وبشرط أن يكون جميع المشاركين في التفاعل في حالات تجميع ثابتة .
يشار إلى درجات الحرارة القياسية للتكوين على النحو التالي: ΔН 0 F 298
(التكوين) ، تم تحديده لحوالي 4 آلاف مادة وملخصة في الجداول.
بالنسبة للمواد الصلبة والسائلة ، يتم أخذ شكلها المستقر عند ضغط خارجي يبلغ 1 ضغط جوي أو 1.013 10 5 باسكال كحالة قياسية. بالنسبة للغازات ، تؤخذ حالة الغاز المثالي عند نفس الضغط البالغ 1.013 10 5 باسكال كمعيار.
درجات حرارة قياسية لتكوين مواد بسيطة (عناصر)
(على سبيل المثال N 2 ، O 2 ، S rhombus ، C gr) تؤخذ مساوية لـ 0.
الحرارة القياسية للاحتراق هي الحرارة المنبعثة أثناء الاحتراق في جو أكسجين بمقدار 1 مول من مادة ما عند ضغط قياسي يبلغ 1.013 10 5 باسكال لأبسط الأكاسيد. في هذه الحالة ، يجب أن يكون جميع المشاركين في التفاعل في حالات تجميع ثابتة. يشار إلى درجات حرارة التكوين القياسية على النحو التالي: ΔН 0 s298 (احتراق).
من الطبيعي أن يتم أخذ درجات الحرارة القياسية للأكاسيد الأعلى لتكون 0.
باستخدام البيانات المجدولة لـ ΔН 0 f 298 و ΔН 0 s298 ، من الممكن حساب التأثير الحراري للتفاعل تحت الظروف القياسية.
في هذه الحالة ، يتم تطبيق عواقب قانون هيس:
1. يساوي التأثير الحراري للتفاعل في ظل الظروف القياسية الفرق بين مجموع درجات حرارة تكوين نواتج التفاعل ومجموع درجات حرارة تكوين مواد البداية ، مضروبًا في معاملات القياس المتكافئ المقابلة:
2. التأثير الحراري للتفاعل في ظل الظروف القياسية يساوي الفرق بين مجموع درجات حرارة احتراق مواد البداية ومجموع حرارة احتراق نواتج التفاعل ، مضروبة في معاملات القياس المتكافئ المقابلة:
مثال 1.
حدد حرارة تكوين HI (g) من التفاعل:
½ H 2 + 1/2 I 2 \ u003d HI (g)
المحلول. التأثير الحراري هنا يساوي التأثير الحراري لتشكيل HI ، لأن ΔΗ (H 2) و ΔΗ (I 2) تساوي 0. وفقًا للجداول ، نجد حرارة تكوين HI ، فهي متساوية إلى 26.04 كيلوجول / مول.
مثال 2
احسب التأثير الحراري للتفاعل
CH 4 (g) + CO 2 (g) \ u003d 2CO (g) + 2H 2
حسب درجات حرارة التكوين القياسية.
الحل من الجداول ، ابحث عن ΔΗ 0 f للمشاركين في التفاعل:
ΔΗ 0 f 298 CH4 (g) \ u003d -74.85، ΔΗ 0 f 298 CO 2 (g) \ u003d -393.51، ΔΗ 0 f 298 CO \ u003d -110.5، ΔΗ 0 f H 2 \ u003d 0
وفقًا للنتيجة الطبيعية لقانون هيس ، لدينا:
ΔΗ r \ u003d 2 ΔΗ 0 f 298 CO + ΔΗ 0 f H 2 - ΔΗ 0 f 298 CH4 (g) - 0 f 298 CO 2 (g) \ u003d
2 (-110.5 ،) + 0 - (-74.85 -393.51) = + 247.39 كيلوجول | مول
تفاعل ماص للحرارة
عن طريق حرارة الاحتراق:
ΔΗ r \ u003d ΔΗ 0 f 298 CH4 (g) + ΔΗ 0 f 298 CO 2 (g) - (2 ΔΗ 0 f 298 CO + ΔΗ 0 f H 2) \ u003d
ΔΗ 0 ثانية 298 CH4 (ز) = -802.32 كيلوجول / مول ، ΔΗ 0 ث 298 ثاني أكسيد الكربون (ز) = 0 ، ΔΗ 0 ث 298 ثاني أكسيد الكربون = -283.0.
ΔΗ 0 сН2 = -241.84.
ΔΗ ص \ u003d -802.32 +0 - (2 -283.0 -2 -241.84) \ u003d + 247.36 كيلوجول / مول
قانون هيس له أهمية عملية استثنائية. باستخدامه ، يمكنك معرفة التأثير الحراري لأي تفاعل دون إجراء قياسات مباشرة لذلك. هذا مهم بشكل خاص في الحالات التي تكون فيها التفاعلات غير مجدية أو تكون مشوهة بسبب الآثار الجانبية.
فمثلا، (المثال 3)لا يمكن العثور على حرارة تكوين الجلوكوز تجريبياً ، لأن التفاعل يسير وفقًا للمعادلة:
6C gr + 6H 2 (g) + 3O 2 (g) \ u003d C 6 H 12 O 6 (tv) غير ممكن.
لكن باستخدام قانون هيس ، يمكن للمرء أن يجمع بين المعادلات الحرارية الكيميائية التي يمكن من خلالها حساب هذا التأثير. على سبيل المثال مثل هذا:
1. 6C g + 6O 2 (g) \ u003d 6CO 2 (g) ΔΗ 1 \ u003d 6 (-94.0) \ u003d - 564 كيلو كالوري | مول
2. 6H 2 (g) + 3O 2 (g) \ u003d 6H 2 O (l) ΔΗ 2 \ u003d 6 (-68.3) \ u003d - 410 كيلو كالوري / مول
3. C 6 H 12 O 6 (tv) + 6O 2 (g) \ u003d 6CO 2 (g) + 6H 2 O (l) ΔΗ 3 \ u003d -670 kcal / mol
يعطي مزيج مماثل من المحتوى الحراري المحتوى الحراري لتكوين الجلوكوز:
ΔΗ 1 + ΔΗ 2 - 3 = ΔΗ و C 6 H 12 O 6
ΔΗ و C 6 H 12 O 6 \ u003d - 304 كيلو كالوري | مول
هنا ، يتم حساب حرارة التكوين من حرارة الاحتراق.
مثال 4
حدد الحرارة (المحتوى الحراري) لانتقال الطور:
Na (k) = Na (g)
ΔΗ 0 مثال = 108.3 -0 = 108.3 كيلوجول / مول
SO 3 (ز) \ u003d SO 3 (ز)
-439,0 -396.1
ΔΗ 0 اختبار = -396.1 - (-439) = 42.9 كيلو جول / مول
مثال 5
تحديد طاقة تفكك جزيء ثنائي الذرة إلى ذرات (طاقة الرابطة الكيميائية):
Cl 2 (ز) \ u003d 2Cl (ز)
0 2(121,3)
ΔΗ 0 ديس = 2 (121.3) -0 = 242.6 كيلوجول / مول
مثال 6
تحديد طاقة تحويل الذرة إلى أيون (طاقة التأين):
H (g) = H + (g) + e
217,98 1536,2
ΔΗ 0 تأين = 1536.2 - 217.98 = 1318 ، 22 كيلو جول / مول
بمساعدة الحسابات الحرارية الكيميائية ، من الممكن تحديد طاقة الروابط الكيميائية ، وطاقة الشبكة البلورية ، وطاقة التفاعل بين الجزيئات ، والمحتوى الحراري للذوبان (الماء) ، وتأثيرات تحولات الطور.
1. السعة الحرارية.
3. أهمية القانون الأول للديناميكا الحرارية ..
السعة الحرارية هي نسبة كمية الحرارة المنقولة إلى النظام إلى زيادة درجة الحرارة الملحوظة في هذه الحالة (في حالة عدم وجود تفاعل كيميائي ، فإن انتقال مادة من حالة تجميع إلى أخرى وعند A "= 0.
تُحسب السعة الحرارية عادةً لكل 1 جرام من الكتلة ، ثم تسمى محددة (J / g * K) ، أو لكل 1 مول (J / mol * K) ، ثم تسمى الضرس.
يميز متوسط وصحيحالسعة الحرارية.
وسطالسعة الحرارية هي السعة الحرارية في نطاق درجة الحرارة ، أي نسبة الحرارة الممنوحة للجسم إلى الزيادة في درجة حرارته بمقدار ΔТ
حقيقيالسعة الحرارية للجسم هي نسبة كمية الحرارة المتناهية الصغر التي يتلقاها الجسم إلى الزيادة المقابلة في درجة حرارته.
من السهل إنشاء اتصال بين السعة الحرارية المتوسطة والحقيقية:
استبدال قيم Q في التعبير عن متوسط السعة الحرارية ، لدينا:
تعتمد السعة الحرارية الحقيقية على طبيعة المادة ودرجة الحرارة والظروف التي يحدث فيها انتقال الحرارة إلى النظام.
لذلك ، إذا كان النظام محاطًا بحجم ثابت ، أي لـ متساوي الصدرالعملية لدينا:
إذا توسع النظام أو انكمش بينما ظل الضغط ثابتًا ، أي إلى عن على متساوى الضغطالعملية لدينا:
لكن õQ V = dU و õQ P = dH لذلك
C V = (õU / T) الخامس أ
C P = (õH / T) ص
(إذا كان هناك متغير واحد أو أكثر ثابتًا بينما يتغير الآخرون ، فيُقال إن المشتقات جزئية فيما يتعلق بالمتغير المتغير).
كلا النسبتين صالحان لأي مواد وأي حالات تجميع. لإظهار العلاقة بين С V و С P ، من الضروري التمييز بين تعبير المحتوى الحراري H \ u003d U + pV حسب درجة الحرارة / للحصول على غاز مثالي
لخلد واحد
الفرق R هو عمل التمدد متساوي الضغط لـ 1 مول من غاز مثالي حيث ترتفع درجة الحرارة بمقدار وحدة واحدة.
بالنسبة للسوائل والمواد الصلبة ، بسبب تغير طفيف في الحجم عند التسخين ، С P = С V
2. اعتماد التأثير الحراري على درجة الحرارة. معادلة كيرشوف.
باستخدام قانون هيس ، يمكن للمرء حساب التأثير الحراري للتفاعل عند درجة حرارة (عادة 298 كلفن) حيث يتم قياس درجات الحرارة القياسية للتكوين أو الاحتراق لجميع المشاركين في التفاعل.
ولكن في كثير من الأحيان يكون من الضروري معرفة التأثير الحراري للتفاعل عند درجات حرارة مختلفة.
ضع في اعتبارك رد الفعل:
ν أ + ν ب ب = ν ج С + ν د د
دعونا نشير بواسطة H المحتوى الحراري للمشارك في التفاعل لكل 1 مول. يتم التعبير عن التغيير الكلي في المحتوى الحراري ΔΗ (T) للتفاعل بالمعادلة:
ΔΗr = (ν C H C + ν D H D) (ν A H A + ν B H B)
إذا استمر التفاعل عند ضغط ثابت ، فإن التغيير في المحتوى الحراري سيكون مساويًا للتأثير الحراري للتفاعل. وإذا اشتقنا هذه المعادلة فيما يتعلق بدرجة الحرارة ، نحصل على:
لان
4. أهمية القانون الأول للديناميكا الحرارية ..
القانون الأول للديناميكا الحرارية هو قانون عالمي للطبيعة. هذا صحيح تمامًا بالنسبة للكائنات الحية. يتطلب تدفق العمليات في الكائن الحي إنفاق الطاقة. وهو ضروري لنشاط العضلات وبشكل خاص لعمل القلب والحفاظ على ثبات درجة حرارة الجسم. حتى في حالة الراحة ، فإن الشخص الذي يزن 80 كجم يعطي البيئة 1200 سعرة حرارية في اليوم. للحياة الطبيعية ، من الضروري تدفق المواد من جزء من الجسم إلى أجزاء أخرى. يتطلب نقل هذه المواد أيضًا طاقة. في الجسم ، يتم أيضًا تنفيذ الأعمال الكهربائية ، وهو أمر ضروري لنقل النبضات العصبية. تسمح لك الكيمياء الحرارية بإنشاء توازن للطاقة في كائن حي. (تجارب لافوازييه ، لابلاس -1780 ، على خنازير غينيا - عن طريق قياس كمية ثاني أكسيد الكربون والحرارة المنبعثة منه ، أظهرت أن الأكسدة في الجسم والاحتراق المباشر للمغذيات يعطيان تأثيرات حرارية قريبة. لاحقًا ، و. أتواتر ، 1904. أظهر في تجربة مع الشخص في المسعر توازن طاقته اليومية).
يظهر وجود توازن طاقة لكائن حي أن الكائن الحي ليس مصدرًا للطاقة الجديدة ، ولكنه يخضع للقانون الأول للديناميكا الحرارية.
تم استخدام القياس الدقيق مؤخرًا بنجاح لدراسة التأثيرات الحرارية لعمليات تمسخ البروتين وتفاعلها مع أيونات المعادن وأيونات الهيدرونيوم في الجسم. نظرًا لأن التأثيرات الحرارية لهذه العمليات صغيرة جدًا (على سبيل المثال ، فإن حرارة تمسخ الحمض النووي (انتقال اللولب الحلزوني) هي 4 كيلو كالوري فقط لكل مول) ، وتركيز هذا البوليمر الحيوي في حجم الاختبار منخفض جدًا ، فإن التأثير الحراري لا يمكن قياسه إلا بمقياس ميكرو كالوريمتر فائق الحساسية. تم تصميم هذه الأجهزة - أجهزة قياس ميكروكالوريمتر المسح التفاضلي - من قبل علمائنا في الحرم الأكاديمي في بوشينو ، بتوجيه من الأكاديمي بريفالوف.
أي عمليات كيميائية ، بالإضافة إلى عدد من التحولات الفيزيائية للمواد (التبخر ، والتكثيف ، والذوبان ، والتحولات متعددة الأشكال ، وما إلى ذلك) دائمًا ما تكون مصحوبة بتغيير في الطاقة الداخلية للأنظمة. الكيمياء الحرارية - هذا فرع من فروع الكيمياء يدرس التغير في كمية الحرارة أثناء سير العملية. أحد مؤسسي الكيمياء الحرارية هو العالم الروسي جي آي هيس.
التأثير الحراري لتفاعل كيميائيهي الحرارة المنبعثة أو الممتصة أثناء تفاعل كيميائي. التأثير الحراري القياسي لتفاعل كيميائي هي الحرارة المنبعثة أو الممتصة أثناء تفاعل كيميائي في ظل ظروف قياسية. يمكن تقسيم جميع العمليات الكيميائية إلى مجموعتين: طاردة للحرارة و ماصة للحرارة.
طارد للحرارةهي التفاعلات التي يتم فيها إطلاق الحرارة في البيئة. في هذه الحالة ، يكون مخزون الطاقة الداخلية للمواد الأولية (U 1) أكبر من المنتجات الناتجة (U 2). لذلك ، ∆U< 0, а это приводит к образованию термодинамически устойчивых веществ.
ماص للحرارةهذه هي التفاعلات التي يتم فيها امتصاص الحرارة من البيئة. في هذه الحالة ، يكون مخزون الطاقة الداخلية للمواد الأولية (U 1) أقل من مخزون المنتجات الناتجة (U 2). وبالتالي ، ∆U> 0 ، وهذا يؤدي إلى تكوين مواد غير مستقرة ديناميكيًا حراريًا. على عكس الديناميكا الحرارية ، في الكيمياء الحرارية ، تعتبر الحرارة المنبعثة موجبة ، وتعتبر الحرارة الممتصة سالبة. يُشار إلى الحرارة في الكيمياء الحرارية بواسطة Q. وحدة الحرارة هي J / mol أو kJ / mol. اعتمادًا على ظروف العملية ، هناك تأثيرات حرارية متساوية الضغط ومتساوية الضغط.
Isochoric (Q V)التأثير الحراري هو مقدار الحرارة التي يتم إطلاقها أو امتصاصها أثناء عملية معينة عند حجم ثابت (V \ u003d const) ودرجات حرارة متساوية للحالات النهائية والأولية (T 1 \ u003d T 2).
متساوي الضغط (Q p)التأثير الحراري هو مقدار الحرارة التي يتم إطلاقها أو امتصاصها أثناء عملية معينة عند ضغط ثابت (p \ u003d const) ودرجات حرارة متساوية للحالتين النهائية والأولية (T 1 \ u003d T 2).
بالنسبة للأنظمة السائلة والصلبة ، يكون التغيير في الحجم صغيرًا ويمكن افتراض أن Q p »Q V. للأنظمة الغازية
Q р = Q V - ∆nRT ، (4.3)
أين ∆n هو التغير في عدد مولات المشاركين الغازية في التفاعل
∆n = ån تابع. ردود الفعل - في المرجع. مواد. (4.4)
في جميع الحالات ، يتم تحويل جزء من الطاقة الداخلية (الكيميائية) إلى طاقة حرارية (أو أنواع أخرى) والعكس بالعكس ، يحدث التحويل الحراري إلى مادة كيميائية وفقًا لقانون حفظ الطاقة والقانون الأول للديناميكا الحرارية.
في الكيمياء الحرارية ، من المعتاد استخدامه المعادلات الحرارية هذه هي معادلات التفاعلات الكيميائية ، حيث يتم إعطاء المواد الأولية على الجانب الأيسر من المساواة ، ونواتج التفاعل زائد (أو ناقص) ، يتم إعطاء التأثير الحراري على الجانب الأيمن ، والحالة الإجمالية للمواد و كما تظهر الأشكال البلورية. فمثلا،
C الجرافيت + O 2 \ u003d CO 2 (ز) + 393.77 كيلو جول
H 2 + 1 / 2O 2 \ u003d H 2 O (l) + 289.95 كيلو جول
C (الماس) + 2S (معين) \ u003d CS 2 (ز) - 87.9 كيلو جول
باستخدام المعادلات الحرارية الكيميائية ، يمكنك إجراء جميع العمليات الجبرية: الجمع والطرح والضرب والتحويل ، إلخ.
يتم تحديد التأثيرات الحرارية للعديد من العمليات الكيميائية والفيزيائية تجريبياً (قياس المسعرات) أو حسابها نظريًا باستخدام درجات حرارة التكوين (التحلل) وحرارة احتراق بعض المركبات الكيميائية.
حرارة التعليممن مركب معين هو مقدار الحرارة المنبعثة أو الممتصة أثناء تكوين مول واحد منه من مواد بسيطة في كيلو جول. يتم أخذ درجات حرارة تكوين المواد البسيطة التي تكون في حالة مستقرة في ظل الظروف القياسية على أنها صفر. في ردود الفعل
K (tv) + 1 / 2Cl (g) = KS1 (tv) + 442.13 كيلوجول
C (tv) + 1 / 2H 2 (g) + 1 / 2N (g) = HCN (g) - 125.60 كيلوجول
التأثيرات الحرارية 442.13 كيلو جول و -125.60 كيلوجول هي درجات حرارة تكوين بوكل و HCN على التوالي. درجات حرارة التحلل من هذه المركبات إلى مواد بسيطة ، وفقًا لقانون الحفاظ على الطاقة ، متساوية في القيمة المطلقة ، ولكن عكسها في الإشارة ، أي بالنسبة لـ KCl ، فإن حرارة التحلل هي -442.13 كيلو جول ، وبالنسبة لـ HCN فهي +125.60 كيلو جول.
كلما تم إطلاق المزيد من الحرارة أثناء تكوين المركب ، يجب إنفاق المزيد من الحرارة لتحللها ، وكلما كان المركب أقوى في ظل الظروف العادية. المواد المتينة والمستقرة كيميائيًا هي: SiO 2 ، A1 2 O 3 ، P 2 O 5 ، KCl ، NaCl ، إلخ. المواد المتكونة بامتصاص الحرارة ليست مستقرة جدًا (على سبيل المثال ، NO ، CS 2 ، C 2 H 2 ، HCN وجميع المتفجرات). لا يمكن تحديد درجات حرارة تكوين المركبات العضوية تجريبياً. يتم حسابها نظريًا من قيم القيم الحرارية لهذه المركبات ، الموجودة تجريبياً.
حرارة الاحتراقتسمى الحرارة المنبعثة أثناء الاحتراق الكامل لمول واحد من مادة في تيار من الأكسجين. يتم تحديد درجات حرارة الاحتراق على جهاز قياس المسعر ، وأجزاءه الرئيسية هي: أسطوانة أكسجين ، وقنبلة مسعرية ، ومقياس مسعر بكمية وزنها من الماء ومحرك ، وجهاز إشعال كهربائي.
يعتمد حجم التأثيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية على العديد من العوامل: طبيعة المواد المتفاعلة ، وحالة تجميع المواد الأولية والنهائية ، وظروف التفاعل (درجة الحرارة ، والضغط ، وحجم النظام ، والتركيز).
تدرس الكيمياء الحرارية التأثيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية. في كثير من الحالات ، تستمر هذه التفاعلات بحجم ثابت أو ضغط ثابت. يترتب على القانون الأول للديناميكا الحرارية أن الحرارة ، في ظل هذه الظروف ، هي إحدى وظائف الحالة. في الحجم الثابت ، الحرارة تساوي التغير في الطاقة الداخلية:
وعند الضغط المستمر - تغيير في المحتوى الحراري:
هذه المساواة ، عند تطبيقها على التفاعلات الكيميائية ، هي جوهر قانون هيس:
لا يعتمد التأثير الحراري لتفاعل كيميائي يحدث عند ضغط ثابت أو حجم ثابت على مسار التفاعل ، ولكن يتم تحديده فقط من خلال حالة المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل.
وبعبارة أخرى ، فإن التأثير الحراري لتفاعل كيميائي يساوي التغير في وظيفة الحالة.
في الكيمياء الحرارية ، على عكس التطبيقات الأخرى للديناميكا الحرارية ، تعتبر الحرارة إيجابية إذا تم إطلاقها في البيئة ، أي إذا ح < 0 или يو
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение ح(وهو ما يسمى ببساطة "المحتوى الحراري للتفاعل") أو يوتفاعلات.
إذا استمر التفاعل في المحلول أو في الطور الصلب ، حيث يكون التغيير في الحجم ضئيلًا ، إذن
ح = يو + (الكهروضوئية) يو. (3.3)
إذا شاركت الغازات المثالية في التفاعل ، فعندئذ عند درجة حرارة ثابتة
ح = يو + (الكهروضوئية) = يو+ ن. RT, (3.4)
حيث n هو التغير في عدد مولات الغازات في التفاعل.
من أجل تسهيل المقارنة بين المحتوى الحراري للتفاعلات المختلفة ، تم استخدام مفهوم "الحالة القياسية". الحالة المعيارية هي حالة مادة نقية عند ضغط 1 بار (= 10 5 باسكال) ودرجة حرارة معينة. بالنسبة للغازات ، هذه حالة افتراضية عند ضغط 1 بار ، والتي لها خصائص الغاز المتخلخل اللانهائي. المحتوى الحراري للتفاعل بين المواد في الحالات القياسية عند درجة حرارة تي، تدل ( صتعني "رد فعل"). في المعادلات الكيميائية الحرارية ، لا يشار فقط إلى صيغ المواد ، ولكن أيضًا حالاتها الكلية أو تعديلاتها البلورية.
تنبع عواقب مهمة من قانون هيس ، مما يجعل من الممكن حساب المحتوى الحراري للتفاعلات الكيميائية.
النتيجة 1.
يساوي الفرق بين المحتوى الحراري القياسي لتكوين منتجات التفاعل والكواشف (مع مراعاة معاملات القياس المتكافئ):
المحتوى الحراري القياسي (حرارة) لتكوين مادة (Fيعني "تكوين") عند درجة حرارة معينة هو المحتوى الحراري لتفاعل تكوين مول واحد من هذه المادة من العناصرفي الحالة القياسية الأكثر استقرارًا. وفقًا لهذا التعريف ، يكون المحتوى الحراري لتكوين أكثر المواد البسيطة استقرارًا في الحالة القياسية صفرًا عند أي درجة حرارة. المحتوى الحراري القياسي لتكوين المواد عند درجة حرارة 298 كلفن مذكورة في الكتب المرجعية.
تستخدم مفاهيم "المحتوى الحراري للتكوين" ليس فقط للمواد العادية ، ولكن أيضًا للأيونات في المحلول. في هذه الحالة ، يتم أخذ H + أيون كنقطة مرجعية ، حيث يُفترض أن المحتوى الحراري القياسي للتكوين في محلول مائي يساوي صفرًا: 
النتيجة 2. المحتوى الحراري القياسي لتفاعل كيميائي
يساوي الفرق بين المحتوى الحراري لاحتراق المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل (مع مراعاة معاملات القياس المتكافئ):
(جتعني "احتراق"). المحتوى الحراري القياسي (الحرارة) لاحتراق مادة ما هو المحتوى الحراري لتفاعل الأكسدة الكاملة لمول واحد من المادة. عادة ما تستخدم هذه النتيجة لحساب التأثيرات الحرارية للتفاعلات العضوية.
النتيجة 3. المحتوى الحراري للتفاعل الكيميائي يساوي الفرق بين طاقات الروابط الكيميائية المكسورة والمتشكلة.
بواسطة طاقة الرابطة A-B اسم الطاقة المطلوبة لكسر الرابطة وتخفيف الجسيمات الناتجة إلى مسافة لا نهائية:
AB (r) A (r) + B (r).
تكون طاقة الرابطة إيجابية دائمًا.
يتم إعطاء معظم البيانات الحرارية الكيميائية في الكتيبات عند درجة حرارة 298 كلفن لحساب التأثيرات الحرارية في درجات حرارة أخرى ، استخدم معادلة كيرشوف:
(شكل تفاضلي) (3.7)
(شكل متكامل) (3.8)
أين سي بيهو الفرق بين السعات الحرارية متساوية الضغط لمنتجات التفاعل ومواد البدء. إذا كان الاختلاف تي 2 - تي 1 صغير ، ثم يمكنك قبوله سي بي= const. مع وجود اختلاف كبير في درجة الحرارة ، من الضروري استخدام الاعتماد على درجة الحرارة سي بي(تي) يكتب:
حيث المعاملات أ, ب, جإلخ. بالنسبة للمواد الفردية ، يتم أخذها من الكتاب المرجعي ، وتشير العلامة إلى الفرق بين المنتجات والكواشف (مع مراعاة المعاملات).
أمثلة
مثال 3-1.المحتوى الحراري القياسي لتكوين الماء السائل والغازي عند 298 كلفن هو -285.8 و -241.8 كيلوجول / مول ، على التوالي. احسب المحتوى الحراري لتبخير الماء عند درجة الحرارة هذه.
المحلول. تتوافق المحتوى الحراري للتكوين مع التفاعلات التالية:
H 2 (g) + SO 2 (g) \ u003d H 2 O (g) ، ح 1 0 = -285.8;
H 2 (g) + SO 2 (g) \ u003d H 2 O (g) ، ح 2 0 = -241.8.
يمكن إجراء التفاعل الثاني على مرحلتين: أولاً ، حرق الهيدروجين لتكوين ماء سائل وفقًا للتفاعل الأول ، ثم يتبخر الماء:
H 2 O (g) \ u003d H 2 O (g) ، ح 0 الإسبانية =؟
ثم ، وفقًا لقانون هيس ،
ح 1 0 + ح 0 الإسبانية = ح 2 0 ,
أين ح 0 إسباني \ u003d -241.8 - (-285.8) \ u003d 44.0 كيلو جول / مول.
إجابه. 44.0 كيلوجول / مول.
المثال 3-2.احسب المحتوى الحراري للتفاعل
6C (g) + 6H (g) \ u003d C 6 H 6 (g)
أ) حسب المحتوى الحراري للتكوين ؛ ب) عن طريق ربط الطاقات ، بافتراض أن الروابط المزدوجة في جزيء C 6 H 6 ثابتة.
المحلول. أ) تم العثور على المحتوى الحراري للتكوين (بالكيلو جول / مول) في الكتيب (على سبيل المثال ، P.W. Atkins ، الكيمياء الفيزيائية ، الطبعة الخامسة ، الصفحات C9-C15): و ح 0 (C 6 H 6 (g)) = 82.93 ، و ح 0 (ج (ز)) = 716.68 ، و ح 0 (ح (ز)) = 217.97. المحتوى الحراري للتفاعل هو:
ر 0 \ u003d 82.93 - 6716.68 - 6217.97 \ u003d -5525 كيلو جول / مول.
ب) في هذا التفاعل ، لا تنكسر الروابط الكيميائية ، بل تتشكل فقط. في تقريب الرابطة المزدوجة الثابتة ، يحتوي جزيء C 6 H 6 على 6 روابط C-H ، و 3 روابط C-C ، و 3 روابط C = C. طاقات الرابطة (بالكيلوجول / مول) (PW Atkins ، الكيمياء الفيزيائية ، الطبعة الخامسة ، ص C7): ه(C-H) = 412 ، ه(C-C) = 348 ، ه(C = C) = 612. المحتوى الحراري للتفاعل هو:
ر 0 \ u003d - (6412 + 3348 + 3612) \ u003d -5352 كيلو جول / مول.
يرجع الاختلاف مع النتيجة الدقيقة -5525 kJ / mol إلى حقيقة أنه في جزيء البنزين لا توجد روابط C-C مفردة وروابط C = C مزدوجة ، ولكن هناك 6 روابط عطرية C C.
إجابه. أ) -5525 كيلوجول / مول ؛ ب) -5352 كيلوجول / مول.
المثال 3-3.باستخدام البيانات المرجعية ، احسب المحتوى الحراري للتفاعل
3Cu (tv) + 8HNO 3 (aq) = 3Cu (NO 3) 2 (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
المحلول. معادلة التفاعل الأيوني المختصرة هي:
3Cu (tv) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) \ u003d 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).
وفقًا لقانون هيس ، فإن المحتوى الحراري للتفاعل هو:
ر 0 = 4و ح 0 (H 2 O (l)) + 2 و ح 0 (لا (ز)) + 3 و ح 0 (نحاس 2+ (aq)) - 2 و ح 0 (NO 3 - (aq))
(المحتوى الحراري لتكوين النحاس وأيون H + ، بحكم التعريف ، 0). استبدال المحتوى الحراري للتكوين (P.W. Atkins ، الكيمياء الفيزيائية ، الطبعة الخامسة ، ص. C9-C15) ، نجد:
ر 0 = 4 (-285.8) + 2 90.25 + 3 64.77 - 2 (-205.0) = -358.4 كيلوجول
(على أساس ثلاثة مولات من النحاس).
إجابه. 358.4 كيلو جول.
مثال 3-4.احسب المحتوى الحراري لاحتراق الميثان عند 1000 كلفن إذا تم إعطاء المحتوى الحراري للتكوين عند 298 كلفن: و ح 0 (CH 4) \ u003d -17.9 كيلو كالوري / مول ، و ح 0 (CO 2) \ u003d -94.1 كيلو كالوري / مول ، و ح 0 (H 2 O (g)) = -57.8 كيلو كالوري / مول. السعات الحرارية للغازات (في كال / (مول. ك)) في النطاق من 298 إلى 1000 كلفن هي:
C p (CH 4) = 3.422 + 0.0178. تي, سي بي(س 2) = 6.095 + 0.0033. تي,
C p (CO 2) \ u003d 6.396 + 0.0102. تي, سي بي(H 2 O (g)) = 7.188 + 0.0024. تي.
المحلول. المحتوى الحراري لتفاعل احتراق الميثان
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \ u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
عند 298 ك:
94.1 + 2 (-57.8) - (-17.9) = -191.8 كيلو كالوري / مول.
دعونا نجد الفرق في السعات الحرارية كدالة لدرجة الحرارة:
سي بي = سي بي(ثاني أكسيد الكربون) + 2 سي بي(H 2 O (g)) - سي بي(CH 4) - 2 سي بي(O2) =
= 5.16 - 0.0094تي(كال / (مول. ك)).
نحسب المحتوى الحراري للتفاعل عند 1000 كلفن باستخدام معادلة كيرشوف:
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0.0094 (1000 2-298 2) / 2 \ u003d -192500 كالوري / مول.
إجابه. 192.5 كيلو كالوري / مول.
مهام
3-1. مقدار الحرارة المطلوبة لنقل 500 جم من Al (درجة حرارة 658 درجة مئوية ، ح 0 رطل \ u003d 92.4 كالوري / جم) ، مأخوذة في درجة حرارة الغرفة ، في حالة منصهرة ، إذا سي بي(التلفزيون) \ u003d 0.183 + 1.096 10 -4 تيكال / (ز ك)؟
3-2. المحتوى الحراري القياسي للتفاعل CaCO 3 (tv) \ u003d CaO (tv) + CO 2 (g) ، في وعاء مفتوح عند درجة حرارة 1000 K ، هو 169 kJ / mol. ما حرارة هذا التفاعل الذي يحدث عند نفس درجة الحرارة ولكن في وعاء مغلق؟
3-3. احسب الطاقة الداخلية القياسية لتكوين البنزين السائل عند 298 كلفن إذا كان المحتوى الحراري القياسي لتكوينه هو 49.0 كيلوجول / مول.
3-4. احسب المحتوى الحراري لتكوين N 2 O 5 (g) at تي= 298 كلفن بناءً على البيانات التالية:
2NO (g) + O 2 (g) \ u003d 2NO 2 (g) ، ح 1 0 \ u003d -114.2 كيلوجول / مول ،
4NO 2 (g) + O 2 (g) \ u003d 2N 2 O 5 (g) ، ح 2 0 \ u003d -110.2 كيلوجول / مول ،
N 2 (g) + O 2 (g) \ u003d 2NO (g) ، ح 3 0 = 182.6 كيلوجول / مول.
3-5. المحتوى الحراري لاحتراق الجلوكوز والفركتوز والسكروز عند 25 درجة مئوية هو -2802 ،
-2810 و -5644 كيلوجول / مول ، على التوالي. احسب حرارة التحلل المائي للسكروز.
3-6. حدد المحتوى الحراري لتكوين ثنائي بوران B 2 H 6 (g) at تي= 298 كلفن من البيانات التالية:
B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) \ u003d B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g) ، ح 1 0 \ u003d -2035.6 كيلوجول / مول ،
2B (تلفزيون) + 3/2 O 2 (g) \ u003d B 2 O 3 (تلفزيون) ، ح 2 0 \ u003d -1273.5 كيلوجول / مول ،
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) \ u003d H 2 O (g) ، ح 3 0 \ u003d -241.8 كيلوجول / مول.
3-7. احسب حرارة تكوين كبريتات الزنك من مواد بسيطة في تي= 298 كلفن بناءً على البيانات التالية.
ومن المعروف من نظرية الترابط الكيميائي أن تكوين الروابط يرافقه الافراج عن الطاقةلذلك ، إذا استمرت التفاعلات بين الذرات الحرة ، فإن جميع التفاعلات ستكون مصحوبة بإطلاق للطاقة. لكن التفاعلات الكيميائية ، كقاعدة عامة ، تستمر بين جزيئات المواد.
قارن كمية الطاقة المنبعثة أثناء تكوين الجزيء حمض الهيدروكلوريكمن ذرات الهيدروجين ( ح) والكلور ( Cl):
H + Cl = HCl + 432 كيلو جول / مول
مع كمية الطاقة المنبعثة أثناء تكوين جزيء حمض الهيدروكلوريك من مواد بسيطة ( ح 2و Cl2):
1 / 2H 2 + 1 / 2Cl 2 \ u003d HCl + 92.31 kJ / mol.
طاقة التفاعل من المواد البسيطة أقل من طاقة الذرات الحرة ، لأن. يتم إنفاق جزء من الطاقة على تكسير الروابط في جزيئات الهيدروجين (HH) والكلور (Cl-Cl).
بالتالي، جوهر التفاعلات الكيميائية يتم تقليله إلى كسر الروابط في جزيئات المواد الأولية وظهور روابط جديدة في جزيئات نواتج التفاعل. اعتمادًا على نسبة الطاقات المكسورة وتشكيل الروابط المقابلة ، يتم إطلاق الطاقة أو امتصاصها. عادة ما يتم إطلاق أو امتصاص الطاقة في شكل حرارة.
ردود الفعل التي تتدفق مع الحرارة المنبعثة، وتسمى طارد للحرارة . فمثلا:
H 2 + Cl 2 = 2HCl + 184.6 كيلوجول
أو H 2 + Cl 2 = 2HCl ؛ DH = -184.6 كيلوجول.
ح 2(= 435.9 كيلوجول / مول) و Cl2(= 242.3 كيلوجول / مول) تنفق طاقة أقل ، وعندما تتشكل الروابط في الجزيئات حمض الهيدروكلوريك(E HCl = 431.4 كيلوجول / مول) - يتم تحرير المزيد ، أي
2 ´ 431.4> (435.9 + 242.3).
ردود الفعل التي تتدفق مع امتصاص الحرارة، وتسمى ماص للحرارة . فمثلا:
N 2 + O 2 \ u003d 2NO - 180.8 كيلو جول
أو N 2 + O 2 = 2NO ؛ DH = 180.8 كيلو جول.
يتبع من المثال أنه لكسر الروابط في الجزيئات العدد 2(= 945.43 كيلو جول / مول) و O2(= 498.38 كيلوجول / مول) يتم إنفاق المزيد من الطاقة ، وعندما تتشكل الروابط في الجزيئات رقم- يتم تخصيص أقل ، على سبيل المثال.
2 ´631.5< (945,43 + 498,38).
التأثير الحراري للتفاعلهي كمية الحرارة المنبعثة أو الممتصة أثناء التفاعل. يرمز لها سويعبر عنه بالكيلوجول. للتفاعلات الطاردة للحرارة س > 0 (+س) ، للحرارة - س < 0 (–س). حاليًا ، من أجل الاتساق مع الديناميكا الحرارية ، يُشار إلى التأثير الحراري للتفاعل د.(تغيير المحتوى الحراري).
الطاقة الداخلية الكامنة (ح) هي القيمة التي تميز كمية الطاقة في المادة. للتفاعلات الطاردة للحرارةاحتياطي الطاقة في منتجات التفاعل أقل من المواد الأولية ، وبالتالي فإن التغير في المحتوى الحراري د.< 0 (–DH). لتفاعلات ماصة للحرارةاحتياطي الطاقة في نواتج التفاعل أكبر منه في مواد البداية ، وبالتالي فإن التغير في المحتوى الحراري DH> 0(+ DH). لذلك ، العلاقة بين د.و سيتم التعبير عنها بالمعادلة:
يعتمد التأثير الحراري للتفاعل على درجة الحرارة والضغط ، لذلك اتفقنا على تحديده عند الضغط ( ص) 1 atm أو 101.3 كيلو باسكال ودرجة حرارة 25 درجة مئوية أو 298 كلفن هذه الشروط تسمى اساسي .
تحت ضغط مستمر التأثير الحراري للتفاعلمعرف ك تغيير المحتوى الحراري، وعندما حجم ثابت- كيف تغيير في الطاقة الداخلية.
المعادلات الحرارية
يتم استدعاء المعادلات الكيميائية التي يشار فيها إلى التأثيرات الحرارية للتفاعلات حرارية .
في المعادلات الحرارية الكيميائية ، يجب توضيح حالة تجميع المواد الأولية ونواتج التفاعل: g - غازي ، g - سائل ، إلى - بلوريأو تلفزيون - صلب. اعتمادًا على تحديد التأثير الحراري ( سأو د.) المعادلة الحرارية الكيميائية للتفاعل الطارد للحرارة لتكوين الماء (H 2 O (g)) من المواد البسيطة H 2 و O 2 مكتوبة على النحو التالي:
2H 2 (g) + O 2 (g) \ u003d 2H 2 O (g) + 571.6 kJ
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) ؛ DH = - 571.66 كيلوجول.
توضح هذه المعادلة الكيميائية الحرارية أنه عندما يتفاعل مولا من الهيدروجين ومول واحد من الأكسجين ، يتم تكوين مولين من الماء ويتم إطلاق 571.66 كيلو جول من الحرارة. لإظهار التأثير الحراري أثناء تكوين 1 مول من مادة ما ، يتم استخدام المعاملات الجزئية في المعادلات الحرارية الكيميائية:
H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \ u003d H 2 O (g) + 285.83 kJ
أو H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \ u003d H 2 O (g) ؛ DH = -285.83 كيلو جول.
وفقًا للمعادلات الحرارية الكيميائية للتفاعلات ، يمكن إجراء حسابات مختلفة.
قانون هيس
القانون الأكثر أهمية الذي تستند إليه معظم الحسابات الحرارية الكيميائية هو قانون هيس.
قانون هيس: يعتمد التأثير الحراري للتفاعل الكيميائي فقط على الطبيعة والحالة الفيزيائية للمواد الأولية والمنتجات النهائية ، ولكنه لا يعتمد على مسار الانتقال من الحالة الأولية إلى الحالة النهائية.
على سبيل المثال ، لا يعتمد التأثير الحراري لتفاعل أكسدة الكربون مع أول أكسيد الكربون (IV) على ما إذا كانت هذه الأكسدة تتم مباشرةً عن طريق حرق الفحم إلى ثاني أكسيد الكربون:
C (tv) + O 2 (g) \ u003d CO 2 (g) (DH 1)
أو على مرحلتين ، تلقي أول أكسيد الكربون في المرحلة الأولى ، ثم حرق ثاني أكسيد الكربون إلى ثاني أكسيد الكربون:
المرحلة الأولى: C (tv) + 1 / 2O 2 (g) \ u003d CO (g) (DH 2) ،
المرحلة الثانية: CO (g) + 1 / 2O 2 (g) \ u003d CO 2 (g) (DH 3).
يمكن توضيح ذلك بصريًا في شكل رسم بياني ، الشكل. أربعة.
|
|
|
الشكل 4 - مخطط لتحديد التأثير الحراري (DH) أثناء تكوين ثاني أكسيد الكربون
وفقًا لقانون هيس ، فإن التأثيرات الحرارية مترابطة من خلال العلاقة DH 1 = DH 2 + DH 3 ، باستخدام أي منهما يمكن تحديده إذا كان الآخران معروفين. وبالتالي ، على أساس قانون هيس ، من الممكن حساب التأثيرات الحرارية لمثل هذه التفاعلات التي يستحيل قياسها تجريبياً. على سبيل المثال ، من المستحيل عمليا قياس حرارة احتراق الكربون إلى أول أكسيد الكربون (II) ، لأن يتكون منتج التفاعل دائمًا من خليط من CO و CO 2. ولكن من الممكن من الناحية التجريبية قياس حرارة الاحتراق الكامل للكربون إلى CO 2 (DH 1 = -393 kJ / mol) وحرارة احتراق CO إلى CO 2 (DH 3 = -283 kJ / mol). باستخدام هذه البيانات ، وفقًا لقانون هيس ، من السهل حساب حرارة احتراق الكربون إلى ثاني أكسيد الكربون ، أي D.H.2:
DH 2 \ u003d DH 1 - DH 3 \ u003d -393 - (-283) \ u003d -110 كيلو جول / مول
الحسابات الحرارية الكيميائية
المستخدمة في الحسابات الحرارية الكيميائية. نتيجة طبيعية لقانون هيس : يساوي التأثير الحراري لتفاعل كيميائي مجموع درجات حرارة تكوين نواتج التفاعل مطروحًا منه مجموع درجات حرارة تكوين مواد البداية ، مع مراعاة معاملات القياس المتكافئ في معادلة التفاعل.
للتفاعل: aA + bB = cC + dD
تعتبر الحرارة (المحتوى الحراري) لتكوين المركبات ذات أهمية خاصة في حساب التأثيرات الحرارية للتفاعلات. الحرارة القياسية (المحتوى الحراري) لتكوين المركب- هذه هي كمية الحرارة التي يتم إطلاقها أو امتصاصها أثناء تكوين مول واحد من مركب كيميائي من مواد بسيطة في ظل ظروف قياسية (درجة الحرارة 298 كلفن ، الضغط 101.3 كيلو باسكال). يقاس بالكيلوجول / مول ويشار إليه بـ 0 298 درهم (في بعض الأحيان يتم حذف المؤشرات ويشار إليها بـ DH).
الحرارة القياسية (المحتوى الحراري) للتكوينالمادة البسيطة تساوي الصفر.
مثال 1. احسب التأثير الحراري لتفاعل كيميائي
2H 2 + CO ® CH 3 OH (لتر)
عند 298 كلفن وتحديد مقدار DH و DU عند درجة الحرارة هذه.
المحلول
التأثير الحراري للتفاعل يساويالفرق بين مجموع درجات حرارة التكوين النهائي ومجموع درجات حرارة تكوين المواد الأولية. نظرًا لأن درجات الحرارة القياسية للتكوين مرتبطة بمول واحد من مادة ، يتم ضربها في معاملات القياس المتكافئ المقابلة ن معادلات التفاعل.
2H 2 + CO ® CH 3 OH (لتر)
كيلوجول / مول 2 ´0 –110.53 –238.57
= -238.57 - (-110.53) = -128.04 كيلوجول.
التأثير الحراري للتفاعل عند الحجم الثابت، أو تأثير حراري متساوي الصدور ، يمكن العثور عليها من المعادلة المعروفة المتعلقة بالتأثيرات الحرارية متساوية الضغط ومتساوية الصدور:
أين: Dn- تغير في عدد الشامات المواد الغازيةنتيجة التفاعل المحسوب من معادلة القياس المتكافئ.
Dn \ u003d - 2-1 \ u003d - 3 مول.
مثال 2. احسب DH o و DU o و DG o (طاقة Gibbs) و DF o (طاقة Helmholtz) للتفاعل الكيميائي:
2H 2 + CO \ u003d CH 3 OH (g).
حدد في أي اتجاه سيذهب التفاعل عند الضغط القياسي عند 298 كلفن.
المحلول
سيتم حساب طاقة جيبس وفقًا للمعادلة:
المديرية العامة 0298 = 298 درهم - المواد الصلبة الذائبة 0298 ،
حيث DH 0298 هو التأثير الحراري للتفاعل تحت الظروف القياسية ودرجة الحرارة T = 298 K.
DS 0 298 - تغير الإنتروبيا نتيجة للتفاعل تحت الظروف القياسية ودرجة الحرارة T \ u003d 298 K. لحساب DS 0298 ، استخدم المعادلة
حيث n i هو عدد مولات المادة i ، المقابلة للمعامل المتكافئ أمام هذه المادة في معادلة التفاعل.
سيتم حساب طاقة هيلمهولتز وفقًا للمعادلة:
DF 0298 = DG 0298 - DnRT ،
حيث: Dn هو التغير في عدد مولات المواد الغازية نتيجة التفاعل.
نبدأ في حل المشكلة عن طريق كتابة البيانات المرجعية:
2H 2 + CO ® CH 3 OH (g) (Dn = 1–2–1 = –2)
كيلوجول / مول 0 –110.53 –201.00
2 ´130.52 197.15 239.76
= -201.00 - 0 - (-110.53) = -90.47 كيلوجول.
239.76 - 2 130.52 - 197.15 = –218.43 جول / ك.
DG 0298 \ u003d -90470 - 298´ (-218.43) \ u003d -25377.86 J.
DF 0298 = -25377.86 - (-2) ´298´8.314 = -20422.66 ج.
المديرية العامة 0298< 0 и DF 0 298 < 0, следовательно реакция протекает в прямом направлении.
حركية الكيميائية
تدرس الحركية الكيميائية آلية ومعدل التفاعلات.
متوسط معدل تفاعل كيميائي متجانس(ث) يتحدد بالتغير في كمية أي من المواد المتضمنة في التفاعل لكل وحدة زمنية (t) لكل وحدة حجم (أو التغير في تركيز أي مادة لكل وحدة زمنية):
 .
| (13) |
العوامل المؤثرة في معدل التفاعل الكيميائي
اعتماد معدل التفاعل الكيميائي على التركيز يخضع لقانون العمل الجماعي. تم اكتشاف القانون من قبل Guldberg and Waage (1876). وفقًا لهذا القانون ، معدل التفاعل الفوري (الحقيقي)يتناسب مع ناتج تركيز المواد المتفاعلة المرفوعة إلى قوى مساوية لمعاملات القياس المتكافئ في المعادلة لخطوة تفاعل تحديد المعدل. تتفاعل الجسيمات في التصادم ، ويتناسب عدد تصادمات الجزيئات مع ناتج تراكيز المواد المتفاعلة.
في التفاعل A + B \ u003d AB ، في وعاء مغلق ، يتم التعبير عن معدل تفاعل المواد وفقًا للقانون بالمعادلة:
حيث k هو عامل التناسب ، يسمى معدل رد الفعل ثابت، [A] و [B] هي تركيزات التوازن للمواد A و B.
معدل ثابتتفاعلات يعتمد علىدرجة الحرارة ، وطبيعة المادة ولا تعتمد على التركيز ، أي أنها مقياس لتفاعل المواد. بتركيز من المواد المتفاعلة يساوي 1 مول / دسم 3 ، ث \ u003d ك ، لذلك المعنى المادي لثابت معدل التفاعلهو معدل التفاعل الكيميائي عند تركيزات الكاشف 1 مول / ديسيمتر 3.
إذا تفاعلت المواد الغازية أو السائلة مع المواد الصلبة ، فإن معدل التفاعل يعتمد على تركيز المواد في الحالة الغازية أو السائلة ، ولكنه لا يعتمد على تركيز المواد في الحالة الصلبة ، على سبيل المثال ، للتفاعل
H 2 (g) + S (tv) \ u003d H 2 S (g) w \ u003d k ´ [H 2].
معدل التفاعلات الكيميائية التي تحدث بمشاركة المواد الغازية يعتمد على الضغط. إذا زاد الضغط في النظام عن طريق الضغط ، سينخفض حجم النظام ، وسيزداد تركيز المواد المتفاعلة ، وسيزداد معدل التفاعل.
تأثير درجة الحرارة على معدل التفاعل. معدل التفاعل الكيميائي يعتمد على درجة الحرارة. مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية ، يزداد معدل معظم التفاعلات بعامل 2-4 (قاعدة فانت هوف التجريبية).
يتم استدعاء القيمة التي توضح عدد مرات زيادة معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 درجة مئوية معامل درجة الحرارة معدلات رد الفعل، يُرمز إليها بـ γ (جاما). قيمة γ تختلف من 2 إلى 4.
التعبير الرياضي لقاعدة Van't Hoff:
 ,
| (15) |
حيث w 2 و w 1 هي معدلات التفاعل عند درجات الحرارة t 2 و t 1 على التوالي ؛
∆t \ u003d t 2 - ر 1.
ترتبط الزيادة في معدل التفاعلات مع زيادة درجة الحرارة بزيادة سرعة الجسيمات وعدد الاصطدامات بينها. ومع ذلك ، تظهر الحسابات أنه عندما يتم تسخين نظام التفاعل من 273 كلفن إلى 373 كلفن (من 0 إلى 100 درجة مئوية) ، فإن عدد التصادمات سيزداد بمعامل = 1.2 ، ويزداد معدل التفاعل عند γ = 2 بمقدار a العامل 2 10 = 1024. لذلك ، يكمن السبب الرئيسي للتأثير القوي لدرجة الحرارة على السرعة في مكان آخر.
ليس كل تصادم يؤدي إلى تفاعل كيميائي. فقط الجسيمات ذات الطاقة المعينة تتفاعل. يحدث تحول بعض المواد إلى أخرى خلال مرحلة تكوين بعضها المنشط المركب.تسمى الطاقة المطلوبة لنقل الجزيئات إلى حالة المركب النشط طاقة التفعيل(قانون E). في حالة حدوث تصادم ، لا تتفاعل إلا الجسيمات التي تزيد طاقتها عن طاقة التنشيط أو تساويها. لمعظم التفاعلات ، Eact = 0 - 500، kJ / mol. عند التسخين ، يزداد عدد الجسيمات النشطة بفعل E-E ، ويزداد عدد الاصطدامات الفعالة ومعدل التفاعل.
يتم التعبير عن اعتماد ثابت معدل التفاعل k على فعل طاقة التنشيط ودرجة الحرارة T بواسطة معادلة أرهينيوس (1889):
 ,
| (16) |
حيث Z هو عدد الاصطدامات في الثانية لكل وحدة حجم ،
R هو ثابت الغاز العام (8.314 J / mol´K) ،
e هو أساس اللوغاريتم الطبيعي (e = 2.718) ،
T - درجة الحرارة على مقياس كلفن ، K ،
P هو العامل الستيري.
من انخفاض في طاقة التنشيطومع ترتفع درجة الحرارة معدل ثابتردود الفعل ، وبالتالي رد فعل سريع.
تسمى ظاهرة التغيير في معدل العملية في وجود مواد معينة (محفزات) الحفز.
عامل حفاز- مادة تغير معدل التفاعل ، وتشارك فيه بنشاط ، وتبقى دون تغيير كيميائيًا بعد التفاعل.
المحفزات أو زيادة السرعةردود الفعل (يطلق عليهم المنشطاتأو محفزات إيجابية)، أو ابطئردود الفعل (يطلق عليهم مثبطاتأو المحفزات السلبية).
على سبيل المثال ، في وجود MnO 2 (محفز) ، لوحظ التحلل السريع لبيروكسيد الهيدروجين: 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2.
إذا كان المحفز في نفس المرحلة مثل المواد المتفاعلة ، يسمى التحفيز متجانس. إذا كان المحفز والمتفاعلات في مراحل مختلفة ، إذن غير متجانسةالحفز.
في وجود محفز ، يتم تكوين مركب نشط مختلف بطاقة تنشيط مختلفة ، مما يؤدي إلى تغيير في معدل التفاعل.
ترتبط الزيادة في معدل التفاعل في وجود عامل حفازطاقة تنشيط أقل لمسار العملية الجديد.
مع التحفيز غير المتجانس ، تكون العملية أكثر تعقيدًا ، لأن تتشكل المركبات السطحية الوسيطة في المواقع النشطة (المواقع النشطة) للمحفز ، لذلك يجب أن يكون للمحفزات الصلبة سطح كبير (متطور).
تم اكتشاف القانون الأساسي للحركية الكيميائية في 1864-1867. غولدبرغ وواج (النرويج) قانون العمل الجماهيري، بواسطة معدل التفاعل الأولي يتناسب مع ناتج تراكيز المواد المتفاعلة بقدرات مساوية لمعاملات القياس المتكافئ. يرجع هذا الاعتماد على معدل التفاعل على التركيز إلى حقيقة أن احتمال تصادم الجزيئات ، وبالتالي تفاعلها ، يتناسب مع ناتج تراكيز الكواشف.
دعونا نفكر بشكل عام في تفاعل عكسي من مرحلة واحدة يحدث في وسط متجانس
أ (د) + 2 ب (د) Û أب 2 (د)
لنفترض أن المادتين A و B تتلامسان في وعاء مغلق. يتم التعبير عن معدل تفاعل هذه المواد ، وفقًا لقانون التأثير الجماعي ، بالنسب:
أين معامل التناسب - معدل ثابت رد فعل مباشر
[A] و [B] هي تركيزات التوازن المولي من A و B.
إذا استمر التفاعل في نظام غير متجانس ، فإن معدله لا يعتمد على تركيز المادة الصلبة ، نظرًا لأن تركيزه ثابت ، وبالتالي لا يتم تضمين المادة الصلبة في معادلة قانون التأثير الجماعي.
بشكل عام ، يتم الإشارة إلى التركيز بالحرف من. هو تركيز أي كاشف (حيث أنها كلها مرتبطة بالمعاملات المتكافئة). بالنسبة للغاز المثالي (المشروط ، في ظل الظروف العادية ، جميع الغازات معادلة للغازات المثالية) ، فإن معادلة Clapeyron-Mendeleev قابلة للتطبيق:
حلول
الحلول عبارة عن أنظمة متجانسة تتكون من مكونين أو أكثر من مكونات ومنتجات تفاعلها. إن إذابة المواد في الماء هي عملية فيزيائية كيميائية يتم فيها ، تحت تأثير جزيئات المذيب في مادة مذابة ، تكسير الروابط بين الجزيئات وتشكيل المركبات الكيميائية للمذاب والمذيب (المذيبات والهيدرات ، إذا كان المذيب ماء). ثم يتم توزيع الجسيمات الرطبة بالتساوي في جميع أنحاء حجم المحلول.
يمكن أن يكون الذوبان ماصًا للحرارة وطاردًا للحرارة ، نظرًا لأن تدمير بنية المذاب يحدث بامتصاص كمية معينة من الحرارة (+ H) ، ويصاحب تفاعل المذيب مع جزيئات المذاب إطلاق الحرارة (- ح). اعتمادًا على العمليات السائدة أثناء الانحلال ، يكون التأثير الحراري للعملية إيجابيًا أو سلبيًا.
تتميز قدرة المادة على الذوبان في مذيب معين بالقابلية للذوبان. الذوبان هو رقم يوضح عدد جرامات المذاب التي يمكن إذابتها في 100 جم من المذيب عند درجة حرارة معينة. تعتمد قابلية المادة للذوبان على طبيعة المادة ودرجة الحرارة والضغط.
من أهم خصائص الحلول تركيزها.
طرق التعبير عن التركيزات:
1. التركيز المولي- عدد مولات المذاب في لتر واحد من المحلول:
2. تركيز طبيعي- عدد معادلات المذاب في لتر واحد من المحلول
3.التركيز المولي -يوضح عدد مولات المذاب الموجودة في كيلوغرام واحد من المذيب.
4. الكسر الكتلي - عدد جرامات المادة الموجودة في 100 غرام من المحلول.
حلول الالكتروليت
الشوارد- هذه هي المواد التي توصل محاليلها وذوبانها تيارًا كهربائيًا.
عندما تذوب في الماء أو مذيبات أخرى تتكون من جزيئات قطبية ، تخضع الشوارد التفكك الالكتروليتي ، أي ، بدرجة أكبر أو أقل ، تتحلل إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة - الكاتيونات والأنيونات. تم طرح فكرة هذه العملية من قبل الكيميائي السويدي S. Arrhenius. كما أنه يمتلك المفهوم الأول للأحماض والقواعد. وفقًا لنظرية التفكك الإلكتروليتي لـ S.Rrhenius:
الأحماض- هذه هي المواد التي تتشكل أثناء التفكك أيونات الهيدروجين H + في محلول مائي ؛
أسباب- هذه مواد ، أثناء تفكك أيونات هيدروكسيد OH - تتشكل في محلول مائي ؛
ملح- هذه مواد ، أثناء تفككها في محلول مائي ، تتشكل الكاتيونات القاعدية والأنيونات الحمضية.
يستمر تفكك اثنين أو أكثر من الأحماض الأساسية واثنتين أو أكثر من القواعد الحمضية خطوة بخطوة. فمثلا:
H 3 RO 4 H + H 2 RO 4 -
H 2 RO 4 H + HPO 4 2-
مكتب حقوق الإنسان 4 2 / ساعة + ريال عماني 4 3-
Ba (OH) 2 BaOH + + OH -