Что измеряется в кдж моль

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.

Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»). Эндотермические реакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).

Тепловой эффект химической реакции – это изменение внутренней энергии системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реагентов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции.

При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:

Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:

Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:

Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:

Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).

Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.

Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода:

Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется 484 кДж теплоты.

Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.

Например, при сгорании алюминия:

теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:

теплота образования Al₂O₃ все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.

Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.

Например, при горении метана:

теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач.

1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:

получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:

на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,

на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.

Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.

Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.

2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:

при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,

при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.

Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.

Ответ: образуется 108 г воды.

3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

израсходовано 80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:

при сгорании 32 г серы выделится 296 кДж теплоты,

при сгорании 80 г серы выделится х кДж теплоты.

Отсюда х= 80*296/32 = 740 кДж.

Ответ: выделится 740 кДж теплоты.

Источник

Основы химической термодинамики.

Глава 5.

Энергетика химических процессов.

Наука, изучающая взаимные превращения энергии, теплоты и работы называется термодинамикой.

Химическая термодинамика – это наука, изучающая энергетику химических и фазовых превращений, а также направление и глубину протекания процессов в физико-химических системах.

Термодинамики рассматривает изменения, происходящие в т.н. термодинамической системе.

Термодинамическая система — это область пространства, обособленная от окружающей среды физическими или воображаемыми границами.

Совокупность одинаковых (по составу, структуре и свойствам) участков системы называется фазой. Фаза – часть системы, однородная по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Система называется гомогенной, если она однородна во всех точках, и гетерогенной, если ее свойства в разных точках различны. Примерами гомогенных систем являются водные растворы электролитов и смеси газов. Суспензия мела в воде являются гетерогенными. В гетерогенных системах обязательно присутствует граница раздела фаз.

Химические вещества, входящие в состав системы, называют компонентами.

По отношению системы к окружающей среде различают:

· закрытые системы – возможен обмен энергией, но нет обмена массой;

· изолированные системы – невозможен обмен энергией и массой.

Свойства термодинамической системы, а также явления, связанные с взаимными превращениями теплоты и работы, описывают при помощи термодинамических параметров. К термодинамическим параметрам относят: давление (p), объем (V), температура (T), количество вещества (n) и некоторые другие.

Свойства системы, значения которых принимают вполне определенные значения для любого состояния системы, но при этом не зависят от способа достижения данного состояния называют функциями состояния.

Функциями состояния являются: внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал (G) и другие.

Внутренняя энергия (U) системы – это суммарная энергия частиц системы без учета потенциальной и кинетической энергий с системы как целого. Внутренняя энергия частиц складывается из кинетической энергии поступательного, колебательного и вращательного движения частиц, а также из потенциальной энергии сил притяжения и отталкивания, действующих между частицами.

Состояние системы называют равновесным, если все параметры остаются постоянными во времени и в системе отсутствуют потоки вещества и энергии. Если параметры системы постоянны во времени, но имеются потоки вещества и энергии, состояние называют стационарным.

Если параметры системы меняются, то равновесие в системе нарушается и протекает термодинамический процесс. Если процесс характеризуется постоянством объема, то его называют – изохорный (V=const); если постоянным является давление – изобарный (p=const); а если температура – изотермический (T=const). Процесс, протекающий без теплообмена с окружающей средой, называют адиабатическим.

Если переход системы из одного состояния в другое и обратно происходит по одному и тому же пути и в окружающей среде не происходит никаких макроскопических изменений, то процесс называют обратимым. Необратимым называется процесс, который нельзя провести в противоположном направлении через все те же самые промежуточные состояния. К необратимым процессам относятся самопроизвольные, т.е., протекающие без постоянного воздействия на систему извне.

Циклическим называется процесс, при котором система возвращается в исходное состояние.

Абсолютное значение величины внутренней энергии определить нельзя ни теоретически, ни экспериментально. Можно лишь рассчитать ее изменение в ходе процесса, которое определяется из соотношения:

DU = U (конечное состояние) – U (начальное состояние)

Первый закон термодинамики связывает изменение внутренней энергии с количеством теплоты, подведенной к системе (теплообмен между системой и окружающей средой) и работой, совершаемой системой над окружающей средой.

Первый закон термодинамики имеет следующую формулировку: изменение внутренней энергии системы DU равно разности количества теплоты Q, переданного системе, и работы А, совершаемой системой против внешних сил.

На основании I закона термодинамики также следует, что при различных способах перехода системы из одного состояния в другое, алгебраическая сумма Q + A остается неизменной.

Так, в изохорном процессе, объем остается неизменным (DV = 0), и, следовательно, система не совершает работы (A = p ∙ DV = 0). Отсюда следует, что в этом случае все количество теплоты, полученное системой, целиком идет на увеличение внутренней энергии системы.

В изобарном процессе работа против внешних сил совершается (A = p ∙ DV). Можно записать:

называют энтальпией системы.

Энтальпия (H) — термодинамическая функция состояния системы, применяемая для изобарных процессов, учитывающая внутреннюю энергию и энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления.

Непосредственно энтальпию измерить нельзя. Возможно измерить только изменение энтальпии в результате протекания процесса DН:

DH = H (конечное состояние) – H (начальное состояние).

Таким образом, внутренняя энергия и энтальпия представляют собой взаимно дополняющие друг друга функции состояния системы: первая отражает теплопередачу при постоянном объеме, вторая – при постоянном давлении.

5.2. Тепловые эффекты химических реакций. Основы термохимии.

Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций называется термохимией. При протекании любых химических реакций происходит разрыв химических связей между атомами в молекулах одних веществ и образование химических связей между атомами в молекулах других веществ. Разрыв химических связей связан с затратами энергии, а образование новых химических связей приводит к выделению энергии. Суммы энергий всех разорванных и всех образованных связей не являются равными, поэтому все реакции проходят либо с выделением, либо с поглощением энергии. Энергия может выделяться или поглощаться в виде звуковых волн, света, работы расширения или сжатия и т.п. В большинстве случаев энергия химической реакции выделяется или поглощается в виде тепла.

Тепловой эффект химической реакции.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при протекании химической реакции, называется тепловым эффектом реакции.

Тепловой эффект реакции, протекающей в условиях постоянства давления и постоянства температуры (р = const, T = const), равен изменению энтальпии системы ∆Н.

Тепловой эффект химической реакции обозначается символами Q или ΔH, причем их значения равны по величине, но противоположны по знаку:

Реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, называются экзотермическими.

Они характеризуются положительным тепловым эффектом (Q>0), и, соответственно, уменьшением энтальпии (теплосодержания) системы (ΔH 0), называются эндотермическими.

Тепловой эффект реакций можно измерить с помощью специальных приборов – калориметров. В качестве основной единицы измерения теплоты в системе СИ установлен джоуль. В качестве единицы измерения теплоты ранее использовалась также калория, равная 4,184 Дж.

Термохимические уравнения реакций.

Уравнения химических реакций, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими. При написании термохимических уравнений указывается и агрегатное состояние вещества. Твердое вещество, жидкость и газ обозначаются соответствующими символами – (тв), (ж) и (г), т.к. величина изменения энтальпии зависит от агрегатного состояния реагирующих веществ и продуктов реакции.

Тепловые эффекты реакций выражают в килоджоулях (кДж) для одного моля реагента или (реже) для моля продукта реакции.

Например, термохимическое уравнение реакции синтеза аммиака:

показывает, что при взаимодействии 1 моль азота N₂ и 3 моль водорода Н₂ образуется 2 моль аммиака NH₃ и выделяется количество теплоты, равное 92,4 кДж (∆Н= – 92, 4 кДж).

Представленное ниже термохимическое уравнение реакции сгорания водорода в кислороде:

Термохимические уравнения подчиняются закону Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект прямой реакции равен по абсолютной величине, но противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции.

Это означает, что при образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества. Например, реакция горения водорода в кислороде является экзотермической:

В то же время, реакция разложения воды электрическим током требует затрат энергии и является эндотермической:

H₂О(ж) = H₂(г) + 1/2 O₂(г) – 286 кДж (ΔH₁ = + 286 кДж).

Закон Лавуазье–Лапласа является следствием закона сохранения энергии.

Закон Гесса и его следствия.

Большинство термохимических расчетов основано на важнейшем законе термохимии, которым является закон Гесса. Этот закон, установленный русским ученым Г.И. Гессом в 1840 г., называют также основным законом термохимии.

Закон Гесса гласит:

тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Например, тепловой эффект реакции окисления углерода (графит) в оксид углерода (IV) не зависит от того, проводится ли это окисление в одну стадию (при непосредственном сжигании углерода) до углекислого газа:

или реакция протекает через промежуточную стадию образования оксида углерода (II):

с последующим дожиганием угарного газа в углекислый газ:

Эти превращения можно представить следующей схемой:

При обоих способах проведения процесса система переходит из одного и того же начального состояния (графит) в одно и то же конечное состояние оксид углерода (IV). В соответствии с законом Гесса тепловой эффект реакции 1 равен сумме тепловых эффектов реакций 2 и 3:

Используя закон Гесса можно вычислить тепловой эффект промежуточной стадии реакции, если известны общий тепловой эффект реакции и тепловые эффекты других ее промежуточных стадий.

Например, непосредственное экспериментальное определение теплового эффекта реакции окисления углерода в оксид углерода (II) ΔH₂ (реакция 2) осуществить практически невозможно (при сгорании образуется смесь оксидов). Зная легко определяемые тепловые эффекты ΔH₁ (реакция 1) и ΔH₃ (реакция 3) на основании закона Гесса легко рассчитать тепловой эффект ΔH₂ промежуточной стадии (реакция 2):

Из закона Гесса следует два важных следствия.

Энтальпия (тепловой эффект) химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции.

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то энтальпию реакции называют стандартной.

Условия считаются стандартными, если:

1) в реакции участвуют индивидуальные вещества в их наиболее устойчивых модификациях;

2) концентрации реагентов составляют 1 моль вещества на 1 кг растворителя;

3) давление соответствует 101325 Па (или 1 атм, или 760 мм рт. ст.).

4) температура соответствует 298K (или 25 0 С).

Стандартной энтальпией образования вещества называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля этого вещества из простых веществ при стандартных условиях (Р = 101,3 кПа, T = 298 К). Она измеряется в кДж/моль.

Теплота образования простого вещества, в наиболее устойчивой при стандартных условиях форме, принимается равной О.

Величина стандартной энтальпии реакции соответствует разности между энтальпиями исходного и конечного состояний реакции:

Энтальпия конечного состояния определяются суммой стандартных энтальпий (теплот) образования веществ, получившихся в результате реакции. Энтальпия начального состояния определяется суммой стандартных энтальпий (теплот) образования веществ, вступающих в химическую реакцию.

Например, стандартная энтальпия реакции:

определяется по формуле:

где ∆Н 0 – стандартная энтальпия образования соединения, значение которой приводится в соответствующих таблицах.

Энтальпия (тепловой эффект) химической реакции равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (с учетом коэффициентов):

ΔH 0 _{реакции} = ∑∆Н 0 _{сгор. исх.} – ∑∆Н 0 _{сгор. кон.}

Стандартная энтальпия сгорания (теплота сгорания) (∆H 0 _сгор.) – это теплота, выделяющаяся при сгорании 1 моль вещества в кислороде при стандартных условиях с образованием оксида элемента в высшей степени окисления. Теплоты сгорания негорючих веществ равны нулю.

Данные по величинам стандартных энтальпий образования и сгорания многих веществ приводятся в справочных таблицах термодинамических величин (см. табл. 17 и табл. 18 приложения).

Два следствия из основного закона термохимии делают термохимические уравнения похожими на математические.

В термохимических уравнениях реакций можно переносить члены из одной части в другую, почленно складывать, вычитать и сокращать формулы химических соединений. Однако, при этом следует учитывать коэффициенты в уравнениях реакций и агрегатное состояние веществ.

5.3. Энтропия систем.

Энтропия — это термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена.

Энтропия – это мера неупорядоченности состояния системы; стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению. По изменению энтропии в ходе реакции можно судить о переходе системы от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному или наоборот.

Энтропия возрастает (∆Ѕ>0) с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п.

Процессы, связанные с упорядоченностью системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация), сопровождаются уменьшением энтропии (∆Ѕ > 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении в данных условиях невозможно, а возможно протекание обратного процесса. Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия.

Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции (∆) не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энергия Гиббса реакции

где ∆G 0 – стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль.

Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю. ∆ имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается в кДж.

Изменение стандартной энергии Гиббса химической реакции может быть также вычислено по уравнению:

Т – абсолютная температура,

∆ – изменение энтропии.

При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая теплосодержание системы, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Уменьшение энтальпии и рост энтропии – две движущих силы любого химического процесса.

Вклад энтальпийного и энтропийного факторов в величину изобарно-изотермического потенциала во многом определяется температурой:

1. При низких температурах преобладает энтальпийный фактор, и самопроизвольно протекают экзотермические процессы (DH 0).

На основании уравнения. Связывающего энергию Гиббса, энтальпию и энтропию можно дать следующую формулировку второго закона термодинамики:

в изолированной системе в изобарно-изотермических условиях самопроизвольно протекают те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Направление протекания реакций при различных значениях DH и DS.

Знак изменения функции

Возможность (невозможность) самопроизвольного протекания реакции.

Источник

Как вы рассчитываете кДж?

кДж (метрическая система), энергия

Кроме того, сколько кДж в моль?

Соответственно, как рассчитать кДж моль?

Как преобразовать эВ в кДж моль? Чтобы преобразовать эв / атом в кДж / моль, сначала преобразуйте его в кДж / атом, используя 1 эВ = 1.6021765 × 10? ²² кДж (1/1000 значения JB для джоулей), а затем умножить на число Авогадро 6.0221468 × 10²³. Или объедините два шага и преобразуйте в кДж, умножив на 96.484934. Чтобы затем преобразовать в ккал / моль, разделите ровно на 4.184.

Сколько энергии в кДж?

Что такое Дж моль К?

Как рассчитать кДж / моль?

Чтобы добавить к ответу Дж.Б., ту же энергию часто выражают либо в кДж / моль, либо в ккал / моль. Чтобы преобразовать эв / атом в кДж / моль, сначала преобразуйте его в кДж / атом, используя 1 эВ = 1.6021765 × 10⁻²² кДж (1/1000 значения JB для джоулей), а затем умножьте его на число Авогадро 6.0221468 × 10²³.

Как перевести кДж-моль в эВ?

Формула для преобразования кДж / моль в эВ / частицу: 1 килоджуль на моль = 0.0103636 электрон-вольт на частицу. КДж / моль в 96.1538461538462 раза Меньше, чем эВ / частица. Введите значение кДж / моль и нажмите «Преобразовать», чтобы получить значение в эВ / частицу.

Как рассчитать энтальпию?

Используйте формулу ∆H = mxsx ∆T решать.

Когда у вас есть m, масса ваших реагентов, s, удельная теплоемкость вашего продукта и ∆T, изменение температуры в результате вашей реакции, вы готовы найти энтальпию реакции. Просто подставьте свои значения в формулу ∆H = mxsx ∆T и умножьте, чтобы решить.

Как рассчитать энергию?

Как перевести кДж-моль в кДж?

Ответ: Сократите единицу 1 / моль, разделив на постоянную Авогадро. Затем преобразуйте кДж в J с помощью умножение значения кДж на 1000 (из-за коэффициента преобразования 1 кДж = 1000 Дж).

Сколько родинок в килограмме?

Как преобразовать эВ в АС?

1 эВ = 0.036749405469679 а.е.

. 1 x 0.036749405469679 а.е. = 0.036749405469679 Атомная единица энергии.

Конвертация единиц ЭНЕРГИИ. электрон-вольт в атомную единицу энергии.

Как перевести кДж-моль в CM 1?

or 1.196266 х 10 – 2 кДж моль – 1 cm.

Укажите значения ниже, чтобы перевести килоджоуль на килограмм [кДж / кг] в грамм / киловатт / час или наоборот.

Килоджоуль на килограмм в Грамм на киловатт в час Таблица преобразования.

Как вы рассчитываете Дж моль?

Разделите количество джоулей, высвободившихся в результате реакции, на известную константу джоулей на моль. для такого типа реакции. Например, если реакция между гидроксидом натрия и водой высвобождает 30,000 30,000 джоулей энергии, разделите 55,200 54 на XNUMX XNUMX, чтобы получить. XNUMX моль.

Как перевести кДж моль в Дж?

Re: Как перевести кДж / моль в Дж

Ответ: Сократите единицу 1 / моль, разделив на постоянную Авогадро. Затем преобразуйте кДж в J с помощью умножение значения кДж на 1000 (из-за коэффициента преобразования 1 кДж = 1000 Дж).

Как решить кДж моль?

Расчет изменений энергии

Как перевести кДж в кДж моль?

Чтобы преобразовать эв / атом в кДж / моль, сначала преобразуйте его в кДж / атом, используя 1 эВ = 1.6021765 × 10⁻²² кДж (1/1000 от значения JB для джоулей), а затем умножьте его на число Авогадро 6.0221468 × 10²³. Или объедините два шага и преобразуйте в кДж с помощью умножение на 96.484934. Чтобы затем преобразовать в ккал / моль, разделите ровно на 4.184.

Как перевести ккал в кДж моль?

Как преобразовать ккал / моль в кДж / моль? Формула для пересчета ккал / моль в кДж / моль: 1 килокалория на моль = 4.1839953808691 килоджуль на моль. ккал / моль в 4.184 раза больше, чем кДж / моль. Введите значение ккал / моль и нажмите «Преобразовать», чтобы получить значение в кДж / моль.

Что такое энтальпия и как она рассчитывается?

В символах энтальпия H равна сумме внутренней энергии E и произведения давления P и объема V системы: H = E + PV. Согласно закону сохранения энергии, изменение внутренней энергии равно количеству тепла, переданного системе, за вычетом работы, выполняемой ею.

Что такое диаграмма энтальпии?

Диаграмма энтальпии отображает информацию о химической реакции например, начальный уровень энергии, сколько энергии нужно добавить, чтобы активировать реакцию, и конечная энергия. Диаграмма энтальпии изображена с энтальпией по оси ординат и временем или ходом реакции по оси абсцисс.

Источник