Cili quhet efekti termik i një reaksioni. Abstrakt: Efekti termik i një reaksioni kimik dhe zbatimi i tij praktik

EFEKTI TERMIK, nxehtësia e çliruar ose e përthithur termodinamikisht. sistemi kur kimikatet rrjedhin nëpër të. rrethe. Përcaktohet me kusht që sistemi të mos kryejë asnjë punë (përveç punës së mundshme të zgjerimit), dhe t-ry dhe produktet janë të barabarta. Meqenëse nxehtësia nuk është funksion i gjendjes, d.m.th. gjatë tranzicionit ndërmjet shteteve varet nga rruga e tranzicionit, atëherë në rastin e përgjithshëm efekti termik nuk mund të shërbejë si karakteristikë e një rrethi të caktuar. Në dy raste, një sasi infinite e vogël e nxehtësisë (nxehtësia elementare) d Q përkon me diferencialin total të funksionit të gjendjes: me vëllim konstant d Q = = dU (U është energjia e brendshme e sistemit), dhe me konstante d Q = dH (H - entalpia e sistemit).

Dy lloje të efekteve termike janë praktikisht të rëndësishme: izotermike-izobarike (në temperatura konstante T dhe p) dhe izotermike-izokorike (në konstante T dhe vëllim V). Ka efekte termike diferenciale dhe integrale. Efekti termik diferencial përcaktohet nga shprehjet:

ku u i, h i -resp. ekstra molare e pjesshme. energji dhe ;<0 для ); x = (n i - n i 0)/v i ,-хим. переменная, определяющая состав системы в любой момент протекания р-ции (n i и n i0 - числа i-го компонента в данный момент времени и в начале хим. превращения соотв.). Размерность дифференциального теплового эффекта реакции-кДж/ . Если u T,V , h T,p >v i -stekiometrike koeficienti (v i > 0 për produktet, v i

Është dhënë varësia nga temperatura e efektit termik, zbatimi i të cilit, në mënyrë rigoroze, kërkon njohjen e molarëve të pjesshëm të të gjitha substancave të përfshira në tretësirë, por në shumicën e rasteve këto sasi janë të panjohura. Meqenëse për proceset që ndodhin në zgjidhje reale dhe mjedise të tjera termodinamike jo ideale, efektet termike, si të tjerat, varen ndjeshëm nga përbërja e sistemit dhe eksperimenti. kushtet, është zhvilluar një qasje që lehtëson krahasimin e rretheve të ndryshme dhe taksonominë e efekteve termike. Këtij qëllimi i shërben koncepti i efektit termik standard (i shënuar).Me standard nënkuptojmë një efekt termik që kryhet (shpesh hipotetikisht) në kushtet kur të gjitha subjektet pjesëmarrëse në rreth janë në kushtet e dhëna. Diferenciale dhe efektet termike standarde integrale janë gjithmonë të njëjta numerikisht. Efekti termik standard mund të llogaritet lehtësisht duke përdorur tabelat e nxehtësisë standarde të formimit ose nxehtësisë së djegies (shih më poshtë). Për mediat jo ideale, ekziston një mospërputhje e madhe midis efekteve termike të matura në fakt dhe atyre standarde, të cilat duhet të kihen parasysh kur përdoren efektet termike në llogaritjet termodinamike. Për shembull, për diacetimidin alkalik [(CH 3 CO) 2 NH (sol) + H 2 O (l) = CH 3 SOKH 2 (sol) + CH 3 COOH (l) +] në 0,8 N. Tretësirë e NaOH në ujë (58% ndaj peshës) në 298 K efekt termik i matur DH 1 = - 52,3 kJ/. Për të njëjtin rreth në kushte standarde u përftua = - 18,11 kJ/.

Do të thotë kaq shumë. ndryshimi shpjegohet me efektet termike që shoqërojnë substancën në tretësirën e specifikuar (nxehtësi). Për acidin acetik të ngurtë, të lëngët dhe nxehtësia janë të barabarta, përkatësisht: D H 2 = 13,60; DH3 = - 48,62; D H 4 = - 0,83 kJ/, pra = D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4. Nga pamja e shembullit

Një rol të rëndësishëm i takon efekteve termike të dy llojeve - nxehtësia e formimit të përbërjes. nga substancat e thjeshta dhe nxehtësia e djegies së substancave të pastra me formimin e elementeve më të larta, nga të cilët përbëhet substanca. Këto efekte termike janë sjellë në kushte standarde dhe janë paraqitur në tabelë. Me ndihmën e tyre është e lehtë të llogaritet çdo efekt termik; është e barabartë me algjebrike. shuma e nxehtësisë së formimit ose nxehtësisë së djegies së të gjitha substancave të përfshira në proces:

Zbatimi i vlerave tabelare lejonllogarit efektet termike shumës. mijëra rubla, megjithëse vetë këto vlera njihen vetëm për disa. mijëra lidhje. Kjo metodë llogaritjeje është e papërshtatshme, megjithatë, për rrethet me efekte të vogla termike, pasi vlera e vogël e llogaritur është marrë si një algjebrike.

shuma disa vlera të mëdha, të karakterizuara nga një gabim, skajet në abs. mund të tejkalojë efektin termik. Llogaritja e efekteve termike duke përdorur sasi

duke u bazuar në faktin se ekziston një funksion shtetëror. Kjo bën të mundur kompozimin e sistemeve termokimike. ekuacioni për të përcaktuar efektin termik të zgjidhjes së kërkuar (shih). Efektet termike standarde llogariten pothuajse gjithmonë.

Përveç metodës së diskutuar më sipër, llogaritja e efekteve termike kryhet duke përdorur varësinë e temperaturës prej -eq.

Efekti termik i një reaksioni kimik ose ndryshimi në entalpinë e një sistemi për shkak të shfaqjes së një reaksioni kimik është sasia e nxehtësisë që i atribuohet ndryshimit në një variabël kimik të marrë nga sistemi në të cilin ndodhi reaksioni kimik dhe reaksioni produktet morën temperaturën e reaktantëve.

Që efekti termik të jetë një sasi që varet vetëm nga natyra e reaksionit kimik në vazhdim, duhet të plotësohen kushtet e mëposhtme:

· Reaksioni duhet të vazhdojë ose në vëllim konstant Q v (procesi izokorik) ose në presion konstant Q p (procesi izobarik).

· Nuk kryhet asnjë punë në sistem, përveç punës së zgjerimit të mundshëm në P = konst.

Për shembull, entalpia standarde e formimit të 1 mol metan nga karboni dhe hidrogjeni është e barabartë me efektin termik të reaksionit:

C(tv) + 2H 2 (g) = CH 4 (g) + 76 kJ/mol.

Entalpia standarde e formimit shënohet ΔHfO. Këtu indeksi f do të thotë formim, dhe rrethi i kryqëzuar, që të kujton një disk Plimsol, do të thotë se vlera i referohet gjendjes standarde të materies. Në literaturë, shpesh gjendet një përcaktim tjetër për entalpinë standarde - ΔH 298.15 0, ku 0 tregon barazinë e presionit në një atmosferë (ose, disi më saktë, kushte standarde), dhe 298.15 - temperaturë. Ndonjëherë indeksi 0 përdoret për sasitë që lidhen me një substancë të pastër, duke përcaktuar se mund të përdoret për të përcaktuar sasi standarde termodinamike vetëm kur një substancë e pastër zgjidhet si gjendje standarde. Për shembull, gjendja e një substance në një tretësirë jashtëzakonisht të holluar mund të pranohet gjithashtu si standard. "Plimsoll disk" në këtë rast nënkupton gjendjen aktuale standarde të materies, pavarësisht nga zgjedhja e tij.

Entalpia e formimit të substancave të thjeshta merret e barabartë me zero, dhe vlera zero e entalpisë së formimit i referohet gjendjes së grumbullimit, e qëndrueshme në T = 298 K. Për shembull, për jodin në gjendje kristalore ΔH I2(s) 0 = 0 kJ/mol, dhe për jodin e lëngshëm ΔH I2 (g) 0 = 22 kJ/mol. Entalpitë e formimit të substancave të thjeshta në kushte standarde janë karakteristikat e tyre kryesore energjetike.

Efekti termik i çdo reaksioni gjendet si diferenca midis shumës së nxehtësisë së formimit të të gjitha produkteve dhe shumës së nxehtësisë së formimit të të gjithë reaktantëve në një reaksion të caktuar (pasojë e ligjit të Hess):

Reaksioni ΔH O = ΣΔH f O (produktet) - ΣΔH f O (reagentët)

Efektet termokimike mund të përfshihen në reaksionet kimike. Ekuacionet kimike që tregojnë sasinë e nxehtësisë së çliruar ose të absorbuar quhen ekuacione termokimike. Reaksionet e shoqëruara me lëshimin e nxehtësisë në mjedis kanë një efekt termik negativ dhe quhen ekzotermike. Reaksionet e shoqëruara me thithjen e nxehtësisë kanë një efekt termik pozitiv dhe quhen endotermike. Efekti termik zakonisht i referohet një mol materiali fillestar të reaguar, koeficienti stoikiometrik i të cilit është maksimal.

Varësia nga temperatura e efektit termik (entalpi) të reaksionit

Për të llogaritur varësinë nga temperatura e entalpisë së një reaksioni, është e nevojshme të njihen kapacitetet ngrohëse molare të substancave që marrin pjesë në reaksion. Ndryshimi në entalpinë e reaksionit me rritjen e temperaturës nga T 1 në T 2 llogaritet sipas ligjit të Kirchhoff (supozohet se në këtë interval të temperaturës kapacitetet molare të nxehtësisë nuk varen nga temperatura dhe nuk ka transformime fazore):

Nëse transformimet fazore ndodhin në një interval të caktuar të temperaturës, atëherë në llogaritjen është e nevojshme të merren parasysh nxehtësitë e transformimeve përkatëse, si dhe ndryshimi në varësinë nga temperatura e kapacitetit të nxehtësisë së substancave që kanë pësuar transformime të tilla:

ku ΔC p (T 1 ,T f) është ndryshimi i kapacitetit të nxehtësisë në intervalin e temperaturës nga T 1 në temperaturën e tranzicionit fazor; ΔC p (T f,T 2) është ndryshimi i kapacitetit të nxehtësisë në intervalin e temperaturës nga temperatura e tranzicionit fazor në temperaturën përfundimtare, dhe T f është temperatura e tranzicionit fazor.

Entalpia standarde e djegies është ΔH horo, efekti termik i reaksionit të djegies së një mol të një lënde në oksigjen në formimin e oksideve në gjendjen më të lartë të oksidimit. Nxehtësia e djegies së substancave jo të djegshme supozohet të jetë zero.

Entalpia standarde e tretësirës është tretësira ΔH, efekti termik i procesit të tretjes së 1 mol të një lënde në një sasi pafundësisht të madhe tretësi. Ai përbëhet nga nxehtësia e shkatërrimit të rrjetës kristalore dhe nxehtësia e hidratimit (ose nxehtësia e tretësirës për tretësirat jo ujore), e çliruar si rezultat i bashkëveprimit të molekulave të tretësit me molekulat ose jonet e lëndës së tretur me formimin të komponimeve me përbërje të ndryshueshme - hidratet (solvatet). Shkatërrimi i rrjetës kristalore është, si rregull, një proces endotermik - ΔH resh > 0, dhe hidratimi i joneve është ekzotermik, ΔH hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH tretësirëKOH o = ΔH zgjidh o + ΔH hydrK +o + ΔH hydroOH −o = −59 KJ/mol

Entalpia e hidratimit - ΔH hydr, i referohet nxehtësisë që lirohet kur 1 mol jone kalon nga vakuumi në tretësirë.

Entalpia standarde e neutralizimit - Entalpia e neutronit ΔH e reaksionit të acideve dhe bazave të forta me formimin e 1 mol ujë në kushte standarde:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH − = H 2 O, ΔH neutr ° = -55,9 kJ/mol

Entalpia standarde e neutralizimit për tretësirat e përqendruara të elektroliteve të forta varet nga përqendrimi i joneve, për shkak të ndryshimit në vlerën ΔH të hidratimit ° të joneve pas hollimit

Entalpia është një veti e një substance që tregon sasinë e energjisë që mund të shndërrohet në nxehtësi.

Entalpia është një veti termodinamike e një substance që tregon nivelin e energjisë së ruajtur në strukturën e saj molekulare. Kjo do të thotë se megjithëse një substancë mund të ketë energji bazuar në temperaturën dhe presionin, jo e gjithë ajo mund të shndërrohet në nxehtësi. Një pjesë e energjisë së brendshme gjithmonë mbetet në substancë dhe ruan strukturën e saj molekulare. Një pjesë e energjisë kinetike të një lënde është e padisponueshme kur temperatura e saj i afrohet temperaturës së ambientit. Prandaj, entalpia është sasia e energjisë që është në dispozicion për t'u shndërruar në nxehtësi në një temperaturë dhe presion të caktuar. Njësitë e entalpisë janë njësi termike britanike ose xhaul për energjinë dhe Btu/lbm ose J/kg për energjinë specifike.

Sasia e entalpisë

Sasia e entalpisë së një lënde bazohet në temperaturën e dhënë të saj. Kjo temperaturë është vlera që zgjidhet nga shkencëtarët dhe inxhinierët si bazë për llogaritjet. Është temperatura në të cilën entalpia e një lënde është zero J. Me fjalë të tjera, substanca nuk ka energji të disponueshme që mund të shndërrohet në nxehtësi. Kjo temperaturë është e ndryshme për substanca të ndryshme. Për shembull, kjo temperaturë e ujit është pika e trefishtë (0 °C), azoti është -150 °C dhe ftohësit me bazë metani dhe etani janë -40 °C.

Nëse temperatura e një lënde është më e lartë se temperatura e saj e dhënë ose ndryshon gjendjen në gjendje të gaztë në një temperaturë të caktuar, entalpia shprehet si një numër pozitiv. Në të kundërt, në një temperaturë nën këtë, entalpia e një substance shprehet si një numër negativ. Entalpia përdoret në llogaritjet për të përcaktuar ndryshimin në nivelet e energjisë midis dy gjendjeve. Kjo është e nevojshme për të vendosur pajisjet dhe për të përcaktuar efikasitetin e procesit.

Entalpia shpesh përkufizohet si energjia totale e një substance, pasi është e barabartë me shumën e energjisë së saj të brendshme (u) në një gjendje të caktuar së bashku me aftësinë e saj për të bërë punë (pv). Por në realitet, entalpia nuk tregon energjinë totale të një substance në një temperaturë të caktuar mbi zero absolute (-273°C). Prandaj, në vend që të përkufizohet entalpia si nxehtësia totale e një substance, ajo përcaktohet më saktë si sasia totale e energjisë në dispozicion të një substance që mund të shndërrohet në nxehtësi.
H = U + pV

LIGJI I HESS-it: efekti termik i kimisë. r-tion varet vetëm nga gjendjet fillestare dhe përfundimtare të sistemit dhe nuk varet nga intervalet e tij. shteteve. G. z. është shprehje e ligjit të ruajtjes së energjisë për sistemet në të cilat ndodhin reaksionet kimike. r-tion, dhe si pasojë e ligjit të parë të termodinamikës, megjithatë, ai u formulua më herët se ligji i parë. E vlefshme për proceset që rrjedhin me vëllim konstant ose presion konstant; për të parën, efekti termik është i barabartë me ndryshimin e brendshëm energjia e sistemit për shkak të kimikateve r-tion, për të dytën - ndryshimi në entalpi. Për të llogaritur efektet termike të rretheve, përfshirë. praktikisht e pamundur, përbëjnë një sistem termokimik. ekuacionet, të cilat përfaqësojnë ekuacionet e rretheve, të regjistruara së bashku me efektet termike përkatëse në një temperaturë të caktuar. Në këtë rast, është e rëndësishme të tregohet gjendja e grumbullimit të substancave reaguese, sepse Madhësia e efektit termik të rrethit varet nga kjo.

Sistemi termokimik Ekuacioni mund të zgjidhet duke vepruar me formula në gjendje identike, si me termat e zakonshëm të matematikës. ur.

Këtu T (\displaystyle T)- temperaturë absolute, S (\displaystyle S)- entropia, P (\displaystyle P)- presioni, V (\displaystyle V)- vëllimi, n i (\displaystyle n_(i))- sasia (ose masa) i (\displaystyle i) substanca që përbën sistemin, μ i (\displaystyle \mu _(i))- potenciali kimik i kësaj substance (shih Entropia e një sistemi të hapur).

Kështu, nxehtësia e një procesi izokorik kuazi-statik pafundësisht të vogël q V (\style ekrani q_(V)) e barabartë me

q V = d U − ∑ i = 1 k μ i d n i , (\displaystyle q_(V)=dU-\sum _(i=1)^(k)\mu _(i)dn_(i),)

(Nxehtësia e një procesi izokorik kuazi-statik infinitimal)

dhe nxehtësia e një procesi izobarik kuazi-statik pafundësisht të vogël q P (\shfaqja e stilit q_(P)) e barabartë me

q P = d H − ∑ i = 1 k μ i d n i .

(\displaystyle q_(P)=dH-\sum _(i=1)^(k)\mu _(i)dn_(i).)

Efekti energjetik i një reaksioni kimik konsiderohet gjithmonë në lidhje me një ekuacion specifik termokimik, i cili mund të mos jetë i rëndësishëm për procesin aktual kimik. Ekuacioni termokimik tregon vetëm se cilat grupe substancash individuale fillestare dhe përfundimtare, të vendosura në gjendje të caktuara dhe raporte sasiore, zhduken dhe formohen. Në gjendjen fillestare duhet të jenë të pranishme vetëm substancat fillestare (reaktantët), dhe në gjendjen përfundimtare vetëm produktet e reaksionit kimik. Kushti i vetëm kur shkruani një ekuacion termokimik është pajtueshmëria me bilancin e materialit dhe ngarkesës. Substancat në gjendje të tretur ose të absorbuar konsiderohen gjithashtu komponime individuale; nëse tretësi ose adsorbenti nuk merr pjesë drejtpërdrejt në një reaksion kimik dhe nuk reagon me substancën e tretur, atëherë ai konsiderohet thjesht si një faktor që ndikon në vetitë termodinamike të substancës në fjalë. Së fundi, ekuacioni termokimik mund të përfshijë grimca që nuk janë të afta për ekzistencë të pavarur (elektrone, protone, jone, radikale, substanca të thjeshta atomike).

Efekti energjetik i një procesi real me një reaksion kimik varet nga kushtet e procesit dhe nuk mund të shërbejë si një karakteristikë standarde e një reaksioni kimik specifik. Termodinamika kimike kërkon një tregues që lidhet me energjinë e një reaksioni kimik, por i pavarur nga kushtet e zbatimit të tij. Le të tregojmë se si mund të merret treguesi që na intereson. Për ta bërë këtë, merrni parasysh eksperimentin e mëposhtëm të mendimit. Le të marrim substanca fillestare të pastra individuale në sasi molare që korrespondojnë me koeficientët stoikiometrikë të ekuacionit termokimik me interes për ne dhe të vendosura në një temperaturë dhe presion të caktuar. Nëse këto substanca vihen në kontakt, atëherë entalpia e sistemit joekuilibër që rezulton në momentin fillestar të kohës do të jetë e barabartë me shumën e entalpive të substancave fillestare. Tani le të shqyrtojmë gjendjen përfundimtare të sistemit në studim me supozimin se reaktantët kanë reaguar plotësisht dhe produktet e reaksionit janë në të njëjtën temperaturë dhe të njëjtin presion si reaktantët. Entalpia e një sistemi (në rastin e përgjithshëm, joekuilibri) i produkteve të një reaksioni kimik do të jetë e barabartë me shumën e entalpive të këtyre substancave. Meqenëse entalpia është një funksion i gjendjes, ndryshimi i entalpisë Δ H (\displaystyle \Delta H) sistemi në fund dhe në fillim të eksperimentit të menduar të konsideruar nuk varet nga kushtet e reaksionit kimik. Ky ndryshim entalpi quhet efekti termik izobarik (nxehtësia termokimike) i një reaksioni kimik që korrespondon me një ekuacion të caktuar termokimik. Është e rëndësishme që realizueshmëria reale e eksperimentit të menduar të konsideruar, kushtet hipotetike për zbatimin e tij dhe mosekuilibri i gjendjeve fillestare dhe përfundimtare të sistemit termokimik të mos ndikojnë në përcaktimin e efektit termik të një reaksioni kimik.

Shpesh efekti termik i një reaksioni kimik i referohet 1 mol të një prej produkteve të reaksionit.

Le të përmbledhim atë që u tha: nxehtësia e procesit që lidhet me shfaqjen aktuale të një reaksioni kimik dhe efekti energjetik i një reaksioni kimik nuk janë aspak e njëjta gjë, dhe përkufizimi i efektit termik të një reaksioni kimik bën nuk nënkuptojnë aspak zbatimin aktual të reaksionit që i korrespondon ekuacionit termokimik në shqyrtim.

Si energjia e brendshme ashtu edhe entalpia janë funksione të gjendjes, prandaj efekti termik i një reaksioni kimik varet nga natyra dhe gjendja e materialeve fillestare dhe produkteve përfundimtare, por nuk varet nga rruga e reagimit, domethënë nga numri dhe natyra e fazat e ndërmjetme (ligji i Hesit).

Efekti termik i një reaksioni kimik që ndodh në presion konstant dhe i barabartë me ndryshimin e entalpisë së sistemit në një proces që korrespondon me ekuacionin termokimik quhet efekt termik izobarik ose entalpia e një reaksioni kimik. Efekti termik i një reaksioni kimik që ndodh në një vëllim konstant dhe i barabartë me ndryshimin e energjisë së brendshme të sistemit në një proces që korrespondon me ekuacionin termokimik quhet efekt termik izokorik .

Për disa lloje të reaksioneve kimike, në vend të termit të përgjithshëm "efekt termik i një reaksioni kimik", përdoren terma të veçantë (të shkurtuar): nxehtësia e formimit, vlera kalorifike etj.

Përkufizimet e efekteve termike duhet të plotësohen me një tregues të pikave fillestare për vlerat e energjisë dhe entalpisë. Për të krahasuar efektet termike dhe për të thjeshtuar llogaritjet termodinamike, të gjitha vlerat e efekteve termike të reaksioneve i referohen kushteve standarde (të gjitha substancat janë në gjendje standarde). Nëse një reagim - në fakt ose hipotetik - kryhet në kushte standarde ( T= 298,15 K = 25 °C Dhe P= 1 bar = 100 kPa) atëherë quhet efekti termik Efekti standard i nxehtësisë së reaksionit ose entalpi standarde e reaksionit Δ Ho
r.

Reaksionet kimike të shoqëruara me rritje të temperaturës quhen ekzotermike, ndërsa ulja e temperaturës quhet endotermike. Në sistemin termodinamik të simboleve, efekti termik i një reaksioni ekzotermik ( ΔU< 0 {\displaystyle \Delta U<0} ose ΔH< 0 {\displaystyle \Delta H<0} ) konsiderohet negative, endotermike ( Δ U > 0 (\displaystyle \Delta U>0) ose Δ H > 0 (\displaystyle \Delta H>0)) - pozitive. Në sistemin termokimik të shenjave të vjetëruara dhe jo të rekomanduara për përdorim, përkundrazi, efekti termik i një reaksioni ekzotermik konsiderohet pozitiv, dhe negativ - endotermik.

Efektet termike të reaksioneve kimike janë të rëndësishme për kiminë teorike dhe janë të nevojshme në llogaritjen e përbërjeve ekuilibër të përzierjeve, rendimentit të produkteve të reaksionit, shtytjes specifike të karburanteve të motorëve reaktiv dhe për zgjidhjen e shumë problemeve të tjera të aplikuara.

Studimi i efekteve termike të reaksioneve kimike është detyra më e rëndësishme e termokimisë. Për të llogaritur efektet termike standarde të reaksioneve kimike, përdoren tabelat e nxehtësisë standarde të formimit ose djegies.

Entalpia standarde e formimit (nxehtësia standarde e formimit)

Nxehtësia standarde e formimit kuptohet si efekti termik i reaksionit të formimit të një moli të një substance nga substanca të thjeshta dhe përbërësit e saj që janë në gjendje standarde të qëndrueshme.

Për shembull, entalpia standarde e formimit të 1 mol metan nga karboni dhe hidrogjeni është e barabartë me efektin termik të reaksionit:

C(tv) + 2H 2 (g) = CH 4 (g) + 74,9 kJ/mol.

Entalpia standarde e formimit shënohet me Δ Ho
f. Këtu indeksi f do të thotë formimi(formimi), dhe shenja "O" në mbishkrim tregon se vlera i referohet gjendjes standarde të substancës: një mol i një përbërje kimike individuale, marrë në formë të pastër në kushte standarde në atë gjendje grumbullimi që është e qëndrueshme në këto kushte (përveç nëse ka një klauzolë të veçantë). Ndonjëherë një mbishkrim i kryqëzuar "O" përdoret për të treguar gjendjen standarde; Sipas udhëzimeve të IUPAC për përdorimin e shënimeve në kiminë fizike, simbolet "O" të kryqëzuara dhe të pakryqëzuara të përdorura për të përfaqësuar gjendjen standarde janë po aq të pranueshme. Në literaturë, shpesh gjendet një përcaktim tjetër për entalpinë standarde - Δ H o
298.15, ku shenja "O" tregon presion të barabartë me një atmosferë (ose, disi më saktë, kushte standarde), dhe 298.15 është temperatura. Ndonjëherë indeksi "O" përdoret për sasitë që lidhen me substancë e pastër, duke përcaktuar se është e mundur të përcaktohen sasi standarde termodinamike me të vetëm kur zgjidhet një substancë e pastër si gjendje standarde. Për shembull, gjendja e një substance në një tretësirë jashtëzakonisht të holluar mund të pranohet gjithashtu si standard.

Entalpia e formimit të substancave të thjeshta merret e barabartë me zero, dhe vlera zero e entalpisë së formimit i referohet një gjendje grumbullimi që është e qëndrueshme në T= 298,15 K. Për shembull, për jodin në gjendje kristalore Δ H o (I 2, tv) = 0 kJ/mol dhe për jodin e lëngshëm Δ H o (I 2, l) = 22 kJ/mol. Entalpitë e formimit të substancave të thjeshta në kushte standarde janë karakteristikat e tyre kryesore energjetike.

Δ H o reaksionet = ΣΔ Ho
f(produkte) - ΣΔ Ho
f(reagentë).

Varësia nga temperatura e efektit termik (entalpi) të reaksionit

Për të llogaritur varësinë nga temperatura e entalpisë së një reaksioni, është e nevojshme të njihen kapacitetet ngrohëse molare të substancave që marrin pjesë në reaksion. Ndryshimi në entalpinë e reaksionit me rritjen e temperaturës nga T 1 deri në T 2 llogaritet sipas ligjit të Kirchhoff (supozohet se në një gamë të caktuar të temperaturës kapacitetet molare të nxehtësisë nuk varen nga temperatura dhe nuk ka transformime fazore):

Δ H (T 2) = Δ H (T 1) + ∫ 1 2 Δ C p (T 1, T 2) d (T).

(\displaystyle \Delta (H(T_(2)))=\Delta (H(T_(1)))+\int \limits _(1)^(2)(\Delta (C_(p))(T_ (1)(,)T_(2))d(T)).)

Δ H (T 2) = Δ H (T 1) + ∫ 1 T φ Δ C p (T 1 , T φ) d (T) + ∫ T φ 2 Δ C p (T φ , T 2) d (T ) , (\displaystyle \Delta (H(T_(2)))=\Delta (H(T_(1)))+\int \limits _(1)^(T_(\varphi ))(\Delta (C_ (p))(T_(1)(,)T_(\varphi ))d(T))+\int \limits _(T_(\varphi ))^(2)(\Delta (C_(p))( T_(\varphi )(,)T_(2))d(T))) Δ Ku(T 1 , T φ) C f T- ndryshimi i kapacitetit të nxehtësisë në intervalin e temperaturës nga Δ Ku(T φ , T 2) 1 në temperaturën e tranzicionit fazor; T- ndryshimi i kapacitetit të nxehtësisë në intervalin e temperaturës nga temperatura e kalimit të fazës në temperaturën përfundimtare, dhe

Entalpi standarde e djegies - Δ H O
malet, efekti termik i reaksionit të djegies së një moli të një lënde në oksigjen në formimin e oksideve në gjendjen më të lartë të oksidimit. Nxehtësia e djegies së substancave jo të djegshme supozohet të jetë zero.

Entalpia standarde e tretësirës - Δ H O
sol., efekti termik i procesit të tretjes së 1 mol të një lënde në një sasi pafundësisht të madhe tretësi. Ai përbëhet nga nxehtësia e shkatërrimit të rrjetës kristalore dhe nxehtësia e hidratimit (ose nxehtësia e tretësirës për tretësirat jo ujore), e çliruar si rezultat i bashkëveprimit të molekulave të tretësit me molekulat ose jonet e lëndës së tretur me formimin të komponimeve me përbërje të ndryshueshme - hidratet (solvatet). Shkatërrimi i rrjetës kristalore është zakonisht një proces endotermik - Δ H vendosin > 0 dhe hidratimi i joneve është ekzotermik, Δ H hydr.< 0 . Në varësi të raportit të vlerave Δ H vendosin dhe Δ H hydr. entalpia e tretjes mund të ketë vlera pozitive dhe negative. Kështu, shpërbërja e hidroksidit kristalor të kaliumit shoqërohet me lëshimin e nxehtësisë:

Δ H O
sol.KOH = Δ H O
vendosin H O
+Δ H O
hydr.K + + Δ

hid.OH − = −59 kJ/mol. H Nën entalpinë e hidratimit Δ

hydr. i referohet nxehtësisë që lirohet kur 1 mol jone kalon nga vakuumi në tretësirë. Δ H O
Entalpia standarde e neutralizimit

neutrale H O
- Entalpia e reaksionit të acideve dhe bazave të forta me formimin e 1 mol ujë në kushte standarde:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O H + + OH − = H 2 O, Δ H O
neutrale

= −55,9 kJ/mol

Entalpia standarde e neutralizimit për tretësirat e përqendruara të elektroliteve të forta varet nga përqendrimi i joneve për shkak të ndryshimeve në vlerën e Δ

hidratimi i joneve pas hollimit.

Shihni gjithashtu
Komentet
Shënime
, Me. 450.
, Me. 16.
, Me. 522-523.
, Me. 290.
, Me. 21.
, Me. 17, 63.
, Me. 311.
, Me. 174.
, Me. 6.
Gjendja e një sistemi të thjeshtë termodinamik (gazrat dhe lëngjet izotropike në një situatë ku efektet sipërfaqësore dhe prania e fushave të forcës së jashtme mund të neglizhohen) përcaktohet plotësisht nga vëllimi i tij, presioni në sistem dhe masat e substancave që përbëjnë sistemi. , Me. 143., , Me. 103. Infinite vogël (
elementare
pafundësisht i vogël
) është një proces për të cilin diferenca midis gjendjes fillestare dhe përfundimtare të sistemit është infinite e vogël.
Nxehtësia këtu i referohet ndryshimit të energjisë së sistemit si rezultat i transferimit të nxehtësisë përmes sipërfaqes kufitare (shih Nxehtësia).
, Me. 8.
, Me. 114.
, Me. 54.
, fq. 14.
, Me. 31.
, fq. 36.
, Me. 257.
, Me. 125.
, Me. 11.
, Me. 87.
Fakti që gjendja përfundimtare mund të jetë e paarritshme në realitet është e parëndësishme për qëllimet e këtij diskutimi.
, Me. 130.
, Me. 24.
, Me. 17.

Termokimia studion efektet termike të reaksioneve kimike. Në shumë raste, këto reaksione ndodhin në vëllim konstant ose presion konstant. Nga ligji i parë i termodinamikës rezulton se në këto kushte nxehtësia është funksion i gjendjes. Në vëllim konstant, nxehtësia është e barabartë me ndryshimin në energjinë e brendshme:

dhe në presion të vazhdueshëm - ndryshimi në entalpi:

Këto barazi, kur zbatohen për reaksionet kimike, përbëjnë thelbin Ligji i Hesit:

Efekti termik i një reaksioni kimik që ndodh në presion konstant ose vëllim konstant nuk varet nga rruga e reagimit, por përcaktohet vetëm nga gjendja e reaktantëve dhe produkteve të reaksionit.

Me fjalë të tjera, efekti termik i një reaksioni kimik është i barabartë me ndryshimin e funksionit të gjendjes.
Në termokimi, ndryshe nga aplikimet e tjera të termodinamikës, nxehtësia konsiderohet pozitive nëse lëshohet në mjedis, d.m.th. Nëse H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H(që quhet thjesht "entalpia e reaksionit") ose U reagimet.

Nëse reaksioni ndodh në tretësirë ose në fazën e ngurtë, ku ndryshimi i vëllimit është i papërfillshëm, atëherë

H = U + (pV) U. (3.3)

Nëse gazet ideale marrin pjesë në reaksion, atëherë në temperaturë konstante

H = U + (pV) = U+n. RT, (3.4)

ku n është ndryshimi i numrit të moleve të gazeve në reaksion.

Për të lehtësuar krahasimin e entalpive të reaksioneve të ndryshme, përdoret koncepti i një "gjendje standarde". Gjendja standarde është gjendja e një lënde të pastër në një presion prej 1 bar (= 10 5 Pa) dhe një temperaturë të caktuar. Për gazrat, kjo është një gjendje hipotetike në një presion prej 1 bar, që ka vetitë e një gazi pafundësisht të rrallë. Entalpia e reaksionit ndërmjet substancave në gjendje standarde në temperaturë T, tregoni ( r do të thotë "reagim"). Ekuacionet termokimike tregojnë jo vetëm formulat e substancave, por edhe gjendjet e tyre agregate ose modifikimet kristalore.

Pasoja të rëndësishme rrjedhin nga ligji i Hess-it, i cili bën të mundur llogaritjen e entalpive të reaksioneve kimike.

Përfundimi 1.

e barabartë me diferencën midis entalpive standarde të formimit të produkteve të reaksionit dhe reagentëve (duke marrë parasysh koeficientët stoikiometrikë):

Entalpia standarde (nxehtësia) e formimit të një substance (f do të thotë "formim") në një temperaturë të caktuar është entalpia e reaksionit të formimit të një moli të kësaj substance. nga elementet, të cilat janë në gjendjen standarde më të qëndrueshme. Sipas këtij përkufizimi, entalpia e formimit të substancave të thjeshta më të qëndrueshme në gjendjen standarde është 0 në çdo temperaturë. Entalpitë standarde të formimit të substancave në një temperaturë prej 298 K janë dhënë në librat e referencës.

Koncepti i "entalpisë së formimit" përdoret jo vetëm për substancat e zakonshme, por edhe për jonet në tretësirë. Në këtë rast, joni H + merret si pikë referimi, për të cilën entalpia standarde e formimit në një tretësirë ujore supozohet të jetë zero:

Përfundimi 2. Entalpia standarde e një reaksioni kimik

e barabartë me diferencën midis entalpive të djegies së reaktantëve dhe produkteve të reaksionit (duke marrë parasysh koeficientët stoikiometrikë):

(c do të thotë "djegie"). Entalpia (nxehtësia) standarde e djegies së një lënde është entalpia e reaksionit të oksidimit të plotë të një mol të një lënde. Kjo pasojë zakonisht përdoret për të llogaritur efektet termike të reaksioneve organike.

Përfundimi 3. Entalpia e një reaksioni kimik është e barabartë me diferencën e energjisë midis lidhjeve kimike që thyhen dhe atyre të formuara.

Energjia e komunikimit A-B emërtoni energjinë e nevojshme për të thyer një lidhje dhe për të ndarë grimcat që rezultojnë në një distancë të pafundme:

AB (g) A (g) + B (g) .

Energjia e komunikimit është gjithmonë pozitive.

Shumica e të dhënave termokimike në librat e referencës janë dhënë në një temperaturë prej 298 K. Për të llogaritur efektet termike në temperatura të tjera, përdorni ekuacioni Kirchhoff:

(forma diferenciale) (3.7)

(forma integrale) (3.8)

Δ H (T 2) = Δ H (T 1) + ∫ 1 T φ Δ C p (T 1 , T φ) d (T) + ∫ T φ 2 Δ C p (T φ , T 2) d (T ) , (\displaystyle \Delta (H(T_(2)))=\Delta (H(T_(1)))+\int \limits _(1)^(T_(\varphi ))(\Delta (C_ (p))(T_(1)(,)T_(\varphi ))d(T))+\int \limits _(T_(\varphi ))^(2)(\Delta (C_(p))( T_(\varphi )(,)T_(2))d(T))) Ku- ndryshimi midis kapaciteteve të nxehtësisë izobarike të produkteve të reaksionit dhe substancave fillestare. Nëse dallimi T 2 - T 1 është i vogël, atëherë mund ta pranoni Ku= konst. Nëse ka një ndryshim të madh të temperaturës, është e nevojshme të përdoret varësia nga temperatura Ku(T) lloji:

ku janë koeficientët a, b, c etj. për substanca individuale ato merren nga libri i referencës, dhe shenja tregon ndryshimin midis produkteve dhe reagentëve (duke marrë parasysh koeficientët).

SHEMBUJ

Shembulli 3-1. Entalpitë standarde të formimit të ujit të lëngët dhe të gaztë në 298 K janë respektivisht -285.8 dhe -241.8 kJ/mol. Llogaritni entalpinë e avullimit të ujit në këtë temperaturë.

Zgjidhje. Entalpitë e formimit korrespondojnë me reagimet e mëposhtme:

H2 (g) + SO2 (g) = H2O (l), H 1 0 = -285.8;

H2 (g) + SO2 (g) = H2O (g), H 2 0 = -241.8.

Reagimi i dytë mund të kryhet në dy faza: së pari, digjni hidrogjenin për të formuar ujë të lëngshëm sipas reagimit të parë, dhe më pas avulloni ujin:

H 2 O (l) = H 2 O (g), H 0 isp = ?

Pastaj, sipas ligjit të Hesit,

H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,

ku H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.

Përgjigju. 44,0 kJ/mol.

Shembulli 3-2. Llogaritni entalpinë e reaksionit

6C (g) + 6H (g) = C 6 H 6 (g)

a) nga entalpitë e formimit; b) me anë të energjive lidhëse, me supozimin se lidhjet dyfishe në molekulën C 6 H 6 janë të fiksuara.

Zgjidhje. a) Entalpitë e formimit (në kJ/mol) gjenden në librin e referencës (për shembull, P.W. Atkins, Physical Chemistry, botimi i 5-të, f. C9-C15): fH 0 (C 6 H 6 (g)) = 82,93, fH 0 (C (g)) = 716.68, fH 0 (H (g)) = 217,97. Entalpia e reaksionit është:

r H 0 = 82,93 - 6,716,68 - 6,217,97 = -5525 kJ/mol.

b) Në këtë reaksion lidhjet kimike nuk thyhen, por vetëm formohen. Në përafrimin e lidhjeve dyfishe fikse, molekula C 6 H 6 përmban 6 lidhje C-H, 3 lidhje C-C dhe 3 lidhje C=C. Energjitë e lidhjes (në kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, botimi i 5-të, f. C7): E(C-H) = 412, E(C-C) = 348, E(C=C) = 612. Entalpia e reaksionit është:

r H 0 = -(6,412 + 3,348 + 3,612) = -5352 kJ/mol.

Ndryshimi me rezultatin e saktë -5525 kJ/mol është për faktin se në molekulën e benzenit nuk ka lidhje të vetme C-C dhe lidhje të dyfishta C=C, por ka 6 lidhje aromatike C C.

Përgjigju. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.

Shembulli 3-3. Duke përdorur të dhënat e referencës, llogaritni entalpinë e reaksionit

3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)

Zgjidhje. Ekuacioni jonik i shkurtuar për reaksionin është:

3Cu (s) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) = 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).

Sipas ligjit të Hesit, entalpia e reaksionit është e barabartë me:

r H 0 = 4fH 0 (H 2 O (l)) + 2 fH 0 (JO (g)) + 3 fH 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 fH 0 (NO 3 - (aq))

(entalpitë e formimit të bakrit dhe jonit H + janë të barabarta, sipas përkufizimit, 0). Duke zëvendësuar vlerat e entalpive të formimit (P.W.Atkins, Physical Chemistry, botimi i 5-të, fq. C9-C15), gjejmë:

r H 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ

(bazuar në tre mol bakër).

Përgjigju. -358,4 kJ.

Shembulli 3-4. Llogaritni entalpinë e djegies së metanit në 1000 K, nëse jepet entalpia e formimit në 298 K: fH 0 (CH 4) = -17,9 kcal/mol, fH 0 (CO 2) = -94.1 kcal/mol, fH 0 (H 2 O (g)) = -57,8 kcal/mol. Kapacitetet termike të gazeve (në cal/(mol. K)) në intervalin nga 298 deri në 1000 K janë të barabarta me:

C p (CH 4) = 3,422 + 0,0178. T, Ku(O2) = 6,095 + 0,0033. T,

C p (CO 2) = 6,396 + 0,0102. T, Ku(H 2 O (g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Zgjidhje. Entalpia e reaksionit të djegies së metanit

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

në 298 K është e barabartë me:

94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.

Le të gjejmë ndryshimin në kapacitetet e nxehtësisë në funksion të temperaturës:

Ku = Ku(CO2) + 2 Ku(H 2 O (g)) - Ku(CH 4) - 2 Ku(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal/(mol K)).

Entalpia e reaksionit në 1000 K llogaritet duke përdorur ekuacionin Kirchhoff:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 cal/mol.

Përgjigju. -192,5 kcal/mol.

DETYRAT

3-1. Sa nxehtësi nevojitet për të transferuar 500 g Al (mp 658 o C, H 0 pl = 92,4 cal/g), marrë në temperaturën e dhomës, në gjendje të shkrirë, nëse Ku(Al TV) = 0,183 + 1,096 10 -4 T kal/(g K)?

3-2. Entalpia standarde e reaksionit CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) që ndodh në një enë të hapur në një temperaturë prej 1000 K është 169 kJ/mol. Sa është nxehtësia e këtij reaksioni, që ndodh në të njëjtën temperaturë, por në një enë të mbyllur?

3-3. Llogaritni energjinë e brendshme standarde të formimit të benzenit të lëngshëm në 298 K nëse entalpia standarde e formimit të tij është 49,0 kJ/mol.

3-4. Njehsoni entalpinë e formimit të N 2 O 5 (g) në T= 298 K bazuar në të dhënat e mëposhtme:

2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), H 1 0 = -114.2 kJ/mol,

4NO 2 (g) + O 2 (g) = 2N 2 O 5 (g), H 2 0 = -110.2 kJ/mol,

N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.

3-5. Entalpitë e djegies së -glukozës, -fruktozës dhe saharozës në 25 o C janë të barabarta me -2802,
-2810 dhe -5644 kJ/mol, përkatësisht. Llogaritni nxehtësinë e hidrolizës së saharozës.

3-6. Përcaktoni entalpinë e formimit të diboranit B 2 H 6 (g) në T= 298 K nga të dhënat e mëposhtme:

B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) = B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), H 1 0 = -2035.6 kJ/mol,

2B(tv) + 3/2 O 2 (g) = B 2 O 3 (tv), H 2 0 = -1273.5 kJ/mol,

H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 3 0 = -241,8 kJ/mol.

3-7. Llogaritni nxehtësinë e formimit të sulfatit të zinkut nga substanca të thjeshta në T= 298 K bazuar në të dhënat e mëposhtme.

Ose një ndryshim në entalpinë e një sistemi për shkak të shfaqjes së një reaksioni kimik - sasia e nxehtësisë që i atribuohet ndryshimit në një variabël kimik të marrë nga sistemi në të cilin u zhvillua reaksioni kimik dhe produktet e reaksionit morën temperaturën prej reaktantët.

Reagimi duhet të vazhdojë ose me vëllim konstant P v (procesi izokorik), ose në presion konstant P p (procesi izobarik).
Asnjë punë nuk kryhet në sistem, përveç punës së zgjerimit të mundshëm në P = const.

Nëse reaksioni kryhet në kushte standarde në T = 298,15 K = 25 ˚C dhe P = 1 atm = 101325 Pa, efekti termik quhet efekt termik standard i reaksionit ose entalpi standarde e reaksionit Δ. H rO. Në termokimi, nxehtësia standarde e reaksionit llogaritet duke përdorur entalpitë standarde të formimit.

Entalpia standarde e formimit (nxehtësia standarde e formimit)

Për shembull, entalpia standarde e formimit të 1 mol metan nga karboni dhe hidrogjeni është e barabartë me efektin termik të reaksionit:

C(tv) + 2H 2 (g) = CH 4 (g) + 76 kJ/mol.

Entalpia standarde e formimit shënohet me Δ H fO. Këtu indeksi f do të thotë formim, dhe rrethi i kryqëzuar, që të kujton një disk Plimsol, do të thotë se vlera i referohet gjendjes standarde të materies. Një tjetër emërtim për entalpinë standarde gjendet shpesh në literaturë - ΔH 298,15 0, ku 0 tregon presion të barabartë me një atmosferë (ose, disi më saktë, kushte standarde), dhe 298.15 është temperatura. Ndonjëherë indeksi 0 përdoret për sasitë që lidhen me substancë e pastër, duke përcaktuar se është e mundur të përcaktohen sasi standarde termodinamike me të vetëm kur zgjidhet një substancë e pastër si gjendje standarde. Për shembull, gjendja e një substance në një tretësirë jashtëzakonisht të holluar mund të pranohet gjithashtu si standard. "Plimsoll disk" në këtë rast nënkupton gjendjen aktuale standarde të materies, pavarësisht nga zgjedhja e tij.

Entalpia e formimit të substancave të thjeshta merret e barabartë me zero, dhe vlera zero e entalpisë së formimit i referohet gjendjes së grumbullimit, e qëndrueshme në T = 298 K. Për shembull, për jodin në gjendje kristalore Δ H I 2 (tv) 0 = 0 kJ/mol, dhe për jodin e lëngshëm Δ H I 2 (g) 0 = 22 kJ/mol. Entalpitë e formimit të substancave të thjeshta në kushte standarde janë karakteristikat e tyre kryesore energjetike.

Δ H reaksioni O = ΣΔ H f O (produkte) - ΣΔ H f O (reagentë)

Varësia nga temperatura e efektit termik (entalpi) të reaksionit

Entalpi standarde e djegies - Δ H hor o, efekti termik i reaksionit të djegies së një mol të një lënde në oksigjen në formimin e oksideve në gjendjen më të lartë të oksidimit. Nxehtësia e djegies së substancave jo të djegshme supozohet të jetë zero.

Entalpia standarde e tretësirës - Δ H tretësirë, efekti termik i procesit të tretjes së 1 mol të një lënde në një sasi pafundësisht të madhe tretësi. Ai përbëhet nga nxehtësia e shkatërrimit të rrjetës kristalore dhe nxehtësia e hidratimit (ose nxehtësia e tretësirës për tretësirat jo ujore), e çliruar si rezultat i bashkëveprimit të molekulave të tretësit me molekulat ose jonet e lëndës së tretur me formimin të komponimeve me përbërje të ndryshueshme - hidratet (solvatet). Shkatërrimi i rrjetës kristalore është zakonisht një proces endotermik - Δ H resh > 0, dhe hidratimi i joneve është ekzotermik, Δ H hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH resh dhe Δ H entalpia hidrike e tretjes mund të ketë vlera pozitive dhe negative. Kështu, shpërbërja e hidroksidit kristalor të kaliumit shoqërohet me lëshimin e nxehtësisë:

Δ H shpërndajKOH o = Δ H vendos + Δ H hydrK + o + Δ H hidroOH − o = −59 KJ/mol

Nën entalpinë e hidratimit - Δ H hydr, i referohet nxehtësisë që lirohet kur 1 mol jone kalon nga vakuumi në tretësirë.

hydr. i referohet nxehtësisë që lirohet kur 1 mol jone kalon nga vakuumi në tretësirë. - Δ H Neutro entalpia e reaksionit të acideve dhe bazave të forta për të formuar 1 mol ujë në kushte standarde:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O H + + OH − = H 2 O, ΔH neutr ° = -55,9 kJ/mol

Entalpia standarde e neutralizimit për tretësirat e përqendruara të elektroliteve të forta varet nga përqendrimi i joneve, për shkak të ndryshimit të vlerës ΔH të hidratimit ° të joneve pas hollimit.

hidratimi i joneve pas hollimit.

Letërsia

Knorre D. G., Krylova L. F., Muzykantov V. S. Kimi fizike. - M.: Shkolla e Lartë, 1990
Atkins P. Kimi fizike. - Moskë. : Bota, 1980

Fondacioni Wikimedia.

2010.

Shihni se çfarë është "Efekti termik i një reaksioni kimik" në fjalorë të tjerë: efekti termik i një reaksioni kimik - Nxehtësia e absorbuar (lëshuar) si rezultat i shndërrimit kimik të substancave fillestare në produkte reaksioni në sasi që korrespondojnë me ekuacionin e një reaksioni kimik në kushtet e mëposhtme: 1) e vetmja punë e mundshme në këtë rast është... ...

Udhëzues teknik i përkthyesit Efekti termik i një reaksioni kimik - – nxehtësia e absorbuar (liruar) si rezultat i shndërrimit kimik të substancave fillestare në produkte të reaksionit në sasi që korrespondojnë me ekuacionin e reaksionit kimik në kushtet e mëposhtme: ... ...

Shihni se çfarë është "Efekti termik i një reaksioni kimik" në fjalorë të tjerë: Enciklopedi e termave, përkufizimeve dhe shpjegimeve të materialeve të ndërtimit

- efekti termik i një reaksioni kimik; Efekti termik Shuma e nxehtësisë së thithur nga sistemi dhe të gjitha llojet e punës së bërë në të, përveç punës së presionit të jashtëm, dhe të gjitha sasitë lidhen me të njëjtën temperaturë të temperaturës fillestare dhe përfundimtare... ... efekt termik - reaksion kimik; Efekti termik Shuma e nxehtësisë së thithur nga sistemi dhe të gjitha llojet e punës së bërë në të, përveç punës së presionit të jashtëm, dhe të gjitha sasitë lidhen me të njëjtën temperaturë të gjendjeve fillestare dhe përfundimtare të sistemit...

Fjalor shpjegues terminologjik politeknik Sasia e nxehtësisë që çlirohet ose absorbohet nga një sistem gjatë një reaksioni kimik. Efekti termik i punës është i barabartë me ndryshimin e energjisë së brendshme të sistemit në vëllim konstant ose ndryshimin e entalpisë së tij në presion konstant dhe mungesën e punës së jashtme ...

Sasia e nxehtësisë që çlirohet ose absorbohet nga një sistem gjatë një reaksioni kimik. Efekti termik i një reaksioni është i barabartë me ndryshimin e energjisë së brendshme të sistemit në vëllim konstant ose ndryshimin e entalpisë së tij në presion konstant dhe pa punë... ... Fjalor Enciklopedik

efekti termik i reaksionit- sasia e nxehtësisë që çlirohet ose absorbohet në një sistem termodinamik gjatë një reaksioni kimik, me kusht që sistemi të mos kryejë punë të tjera përveç punës kundër presionit të jashtëm, dhe temperatura ... ... Fjalor Enciklopedik i Metalurgjisë

Shuma algjebrike e nxehtësisë së përthithur gjatë një reaksioni kimik të caktuar (Shih Reaksionet kimike) dhe puna e jashtme e përsosur minus punën kundër presionit të jashtëm. Nëse nxehtësia lëshohet gjatë një reaksioni ose puna kryhet nga sistemi... Enciklopedia e Madhe Sovjetike

efekt termik izobarik- Efekti termik i një reaksioni kimik që ndodh në presion konstant... - reaksion kimik; Efekti termik Shuma e nxehtësisë së thithur nga sistemi dhe të gjitha llojet e punës së bërë në të, përveç punës së presionit të jashtëm, dhe të gjitha sasitë lidhen me të njëjtën temperaturë të gjendjeve fillestare dhe përfundimtare të sistemit...

efekt termik izokorik- Efekti termik i një reaksioni kimik që ndodh në një vëllim konstant... - reaksion kimik; Efekti termik Shuma e nxehtësisë së thithur nga sistemi dhe të gjitha llojet e punës së bërë në të, përveç punës së presionit të jashtëm, dhe të gjitha sasitë lidhen me të njëjtën temperaturë të gjendjeve fillestare dhe përfundimtare të sistemit...

Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Lëkundjet harmonike Formula e fizikës së frekuencës së lëkundjeve