Физикадагы термохимиялык мыйзамдар
Термохимия - бул химиялык реакциялардын (же заттагы физикалык өзгөрүүлөрдүн) жана аны менен коштолгон жылуулук энергиясынын (жылуулуктун) ортосундагы байланышты изилдеген илимдин бир тармагы. Физика контекстинде термохимия энергия, жылуулук, жумуш жана заттын абалынын өзгөрүшү түшүнүктөрүнүн ортосундагы маанилүү көпүрө катары кызмат кылат. Реакция жүргөндө, энергия эч качан жөн гана из калтырбай "пайда болбойт" же "жок болбойт". Энергия жөн гана формасын өзгөртөт: химиялык энергиядан жылуулукка, же тескерисинче - химиялык өзгөрүүлөрдү жүргүзүү үчүн жылуулук сиңирилип алынат. Муну жөнгө салуучу принциптер термохимиянын мыйзамдарында кыскача баяндалган, алар реакциянын жылуулуктарын эсептөөнүн, энергиянын натыйжалуулугунун жана ал тургай өнөр жай системасын долбоорлоонун негизин түзөт.
Негизги түшүнүктөр : Системалар, айлана-чөйрө жана реакциянын жылуулугу
Термохимиянын мыйзамдарын түшүнүү үчүн, эң биринчиден, системанын жана айлана-чөйрөнүн аныктамаларын түшүнүү керек. Система - бул биз изилдеп жаткан ааламдын бир бөлүгү, мисалы, идиште реакцияга кирген заттар. Айлана-чөйрө - бул системадан тышкары бардык нерсе. Система менен аны курчап турган чөйрөнүн ортосундагы энергия алмашуу көбүнчө жылуулук түрүндө болот.
Реакциянын жылуулук коэффициенти, адатта, ΔH менен белгиленген энтальпиянын өзгөрүшү катары көрсөтүлөт. Энтальпия - бул туруктуу басымдагы системанын "энергия курамын" көрсөткөн термодинамикалык чоңдук жана ал абдан пайдалуу, анткени көптөгөн реакциялар атмосфералык басымда жүрөт . Жалпысынан:
– Эгерде система айлана-чөйрөгө жылуулук бөлүп чыгарса, реакция экзотермикалык жана ΔH терс (ΔH < 0). – Эгерде система айлана-чөйрөдөн жылуулукту сиңирип алса, реакция эндотермикалык жана ΔH оң (ΔH > 0).
Экзотермикалык реакциянын жөнөкөй мисалы - отундун күйүшү, ал эми эндотермикалык реакциянын мисалы - фотосинтез процесси (ал күн нурунан энергияны талап кылат).
Термохимиянын негизи катары энергиянын сакталуу мыйзамы
Термохимиянын бардык мыйзамдарынын артында физиканын улуу принциби жатат: Энергиянын сакталуу мыйзамы, ал формалдуу түрдө Термодинамиканын Биринчи Мыйзамынын өзөгүн түзөт. Бул мыйзам энергияны жаратууга да, жок кылууга да болбойт, ал өзгөрүп гана турат деп айтылат. Термодинамикалык белгилөөдө ички энергиянын өзгөрүшү (ΔU) жылуулукка (Q) жана жумушка (W) төмөнкүдөй байланыштуу:
ΔU = Q − W
Жумуштун белгиси жана аныктамасы шарттуу түрдө ар кандай болушу мүмкүн, бирок негизги идея бирдей: эгер система жылуулук алса, анын ички энергиясы жогорулайт; эгер система айлана-чөйрөгө таасир этсе, анын ички энергиясы азаят. Көптөгөн термохимиялык учурларда, айрыкча туруктуу басымда, энтальпия (H) көп колдонулат, ошондуктан туруктуу басымдагы жылуулук ΔHге барабар.
Ушул негизде термохимия реакцияларды жөн гана заттын өзгөрүшү катары эмес, так эсептелүүчү энергиянын өзгөрүшү катары карайт.
Гесс закону: Реакциянын жылуулук күчү жолдон көз каранды эмес
Термохимиянын эң маанилүү мыйзамдарынын бири - Гесс закону. Бул закондо реакциянын жалпы энтальпиясынын өзгөрүшү реакциянын жолуна эмес, баштапкы жана акыркы абалдарына гана көз каранды экени айтылат. Бул эгерде реакция бир нече этапта жүрө алса, реактивдер жана акыркы продуктулар бирдей болгон шартта, өндүрүлгөн же сиңирилген жылуулуктун көлөмү (ΔH) түз реакциянын жылуулугуна барабар болот дегенди билдирет.
Математикалык жактан алганда, эгерде А → В реакциясын төмөнкүдөй бөлүүгө болот:
– A → C (ΔH₁)
– C → B (ΔH₂)
ошондой:
ΔH жалпы суммасы = ΔH₁ + ΔH₂
Гесс закону пайдалуу, анткени көптөгөн реакциялардын реакция жылуулугун түздөн-түз өлчөө кыйын. Реакцияны маалыматтары бар баскычтарга бөлүү менен, биз ΔH кыйыр түрдө эсептей алабыз. Колдонмо жана өнөр жай физикасында бул закон аммиак өндүрүү, металлды тазалоо жана ал тургай батареялардагы реакциялар сыяктуу химиялык процесстердин энергияга болгон муктаждыгын алдын ала айтууга жардам берет.
Лавуазье-Лаплас закону: тескери реакциялар ΔH карама-каршы белгиге ээ
Дагы бир маанилүү термохимиялык мыйзам - бул Лавуазье-Лаплас мыйзамы, ал бир процесстин реакция жылуулугу чоңдугу боюнча тескери реакциянын жылуулугуна барабар, бирок белгиси боюнча карама-каршы экенин айтат. Башкача айтканда:
Эгерде реакция:
A → B барабар болгондо ΔH = x болот,
анда тескери реакция:
B → A ΔH = −x ге барабар.
Бул принцип жөнөкөй көрүнгөнү менен, ал фундаменталдуу. Ал энергиянын өзгөрүшү абал симметриясына ылайык келерин ырастайт: эгерде Адан Вга белгилүү бир өлчөмдөгү энергия бөлүнүп чыкса, анда Вдан Ага кайтуу үчүн ошол эле өлчөмдөгү энергия сиңирилиши керек. Бул принцип жылуулук кыймылдаткычтарын, муздатуу системаларын жана молекулалардын ичиндеги байланыш энергияларын эсептөөлөрдү камтыган энергия циклдерин талдоодо колдонулат.
Пайда болуу энтальпиясы жана күйүү энтальпиясы
Термохимиялык эсептөөлөрдү жеңилдетүү үчүн окумуштуулар стандарттуу энтальпиянын бир нече түрүн аныкташат:
1. Стандарттык пайда болуу энтальпиясы (ΔHf°)
Бул стандарттык шарттарда (адатта 1 атм жана 25°C) анын элементтеринен 1 моль кошулма пайда болгондогу энтальпиянын өзгөрүшү. Бул маани реакциянын ΔH эсептөөдө "курулуш материалы" болуп саналат.
2. Күйүүнүн стандарттык энтальпиясы (ΔHc°)
Бул 1 моль зат кычкылтекте толугу менен күйгөндөгү энтальпиянын өзгөрүшү. Күйүү, адатта, экзотермикалык болот, андыктан ΔHc° адатта терс болот.
Пайда болуу энтальпиясынын маалыматтарын колдонуп, реакциянын энтальпия өзгөрүшүн төмөнкүчө эсептөөгө болот:
ΔH реакциясы = Σ(ΔHf° көбөйтүндүсү) − Σ(ΔHf° реактив)
Бул формула физикалык химияда жана химиялык физикада, айрыкча, дээрлик стандарттуу шарттардагы реакцияларды изилдөөдө абдан көп колдонулат.
Калориметрия: Реакциянын жылуулук энергиясын кантип өлчөө керек
Термохимиянын мыйзамдары теориялык гана эмес, эксперименталдык жол менен да текшерилиши мүмкүн. Реакциянын жылуулук сыйымдуулугун өлчөөнүн негизги ыкмасы - калориметрия, ал жылуулук алмашууну калориметр менен өлчөө.
Жөнөкөй калориметриялык экспериментте реакция тарабынан бөлүнүп чыккан же сиңирилген жылуулук айланадагы суунун же башка материалдын температурасын өзгөртөт. Негизги байланыш төмөнкүдөй:
Q = mc ΔT
менен:
– Q = жылуулук (Джоуль)
– м = масса (кг же г)
– c = салыштырма жылуулук (Дж/кг·К же Дж/г·°C)
– ΔT = температуранын өзгөрүшү
Бомба калориметринде күйүү реакциясы жабык идиште жүрүп, көлөмү туруктуу бойдон калат. Бул ички энергиянын өзгөрүшүнө (ΔU) көбүрөөк байланыштуу, бирок зарыл болсо, аны ΔHге айландырса болот.
Физикадагы жана реалдуу жашоодогу актуалдуулугу
Термохимия колдонмо физикага кеңири таасир этет. Энергетика тармагында ал отундун жылуулук баалуулугун аныктоого жардам берет, бул электр энергиясын өндүрүү, унаа кыймылдаткычтары жана энергиянын натыйжалуулугун баалоо үчүн абдан маанилүү. Материал таанууда термохимия цемент, болот же керамика өндүрүшүндөгү кээ бир реакциялар эмне үчүн жогорку температураны жана көп көлөмдөгү энергияны талап кылаарын түшүндүрөт. Айлана-чөйрө тармагында күйүү жылуулуктарын эсептөө парник газдарынын чыгарылышына жана глобалдык жылуулуктун таасирин азайтуу стратегияларына тиешелүү.
Биологияда да термохимия организмдин тамак-аштан энергияны кантип алаарын, негизинен башкарылуучу экзотермикалык химиялык реакциялар болгон зат алмашуу реакциялары аркылуу түшүндүрөт.
Penutup
Физикадагы термохимиянын мыйзамдары химиялык реакциялар жана физикалык өзгөрүүлөр ар дайым өлчөнө турган энергиянын өзгөрүшү менен байланыштуу экенин ырастайт. Энергиянын сакталуу мыйзамына, Гесс мыйзамына жана Лавуазье-Лаплас мыйзамына таянып, биз табигый кубулуштарды түшүнүү жана өнөр жай процесстерин долбоорлоо үчүн реакциянын жылуулуктарын эсептеп жана алдын ала айта алабыз. Термохимия жөн гана формулалардын жыйындысы эмес, заттын ар бир өзгөрүшүнүн ар дайым энергия "наркы" же "түшүмдүүлүгү" бар экенин көрсөткөн илимий көз караш. Бул мыйзамдарды түшүнүү ааламдагы зат менен энергиянын өз ара аракеттенүүсүнүн фундаменталдык негиздеринин бирин түшүнүү дегенди билдирет.
Кааласаңыз, мен ΔHди Гесс законун же ΔHf° маалыматтарын колдонуп эсептөөнүн мисалын, кадамдар менен кошо кошо алам.
