ຕົວຢ່າງຄຳຖາມ ແລະ ການສົນທະນາກ່ຽວກັບສົມຜົນຄວາມຮ້ອນເຄມີ
ເທີໂມເຄມີແມ່ນສາຂາໜຶ່ງຂອງເຄມີສາດທີ່ສຶກສາການປ່ຽນແປງພະລັງງານທີ່ເກີດຂຶ້ນໃນລະຫວ່າງປະຕິກິລິຍາເຄມີ, ໂດຍສະເພາະແມ່ນການຖ່າຍໂອນຄວາມຮ້ອນ. ເທີໂມເຄມີກ່ຽວຂ້ອງກັບແນວຄວາມຄິດຕ່າງໆເຊັ່ນ: ເອນທາລປີ, ເອນໂທຣປີ, ແລະພະລັງງານອິດສະຫຼະຂອງກິບສ໌, ເຊິ່ງຖືກນໍາໃຊ້ເພື່ອຄາດຄະເນທິດທາງແລະຄວາມເປັນໄປຕາມທໍາມະຊາດຂອງປະຕິກິລິຍາ. ໃນບົດຄວາມນີ້, ພວກເຮົາຈະຄົ້ນຫາບັນຫາຕົວຢ່າງຫຼາຍໆຢ່າງ ແລະ ສົນທະນາກ່ຽວກັບສົມຜົນເທີໂມເຄມີ.
ແນວຄວາມຄິດພື້ນຖານຂອງເທີໂມເຄມີ
ກ່ອນທີ່ຈະເຂົ້າໄປໃນຄຳຖາມຕົວຢ່າງ ແລະ ການສົນທະນາຂອງພວກມັນ, ມັນເປັນສິ່ງສຳຄັນທີ່ຈະຕ້ອງຮູ້ແນວຄວາມຄິດພື້ນຖານບາງຢ່າງກ່ຽວກັບເທີໂມເຄມີ:
1. ເອນທາລປີ (H): ເອນທາລປີ ແມ່ນຮູບແບບໜຶ່ງຂອງພະລັງງານໃນລະບົບທີ່ຖືກວັດແທກພາຍໃຕ້ເງື່ອນໄຂຄວາມກົດດັນຄົງທີ່. ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີ (\( \Delta H \)) ສາມາດສະແດງອອກໄດ້ດັ່ງນີ້:
\[ \Delta H = H_{ຜະລິດຕະພັນ} – H_{ສານຕັ້ງຕົ້ນປະຕິກິລິຍາ} \]
2. ປະຕິກິລິຍາດູດຊຶມຄວາມຮ້ອນ ແລະ ປະຕິກິລິຍາຄາຍຄວາມຮ້ອນ:
- ປະຕິກິລິຍາຄາຍຄວາມຮ້ອນ ແມ່ນປະຕິກິລິຍາທີ່ປ່ອຍຄວາມຮ້ອນອອກສູ່ສິ່ງແວດລ້ອມ (\( \Delta H < 0 \)). - ປະຕິກິລິຍາດູດຄວາມຮ້ອນ ແມ່ນປະຕິກິລິຍາທີ່ດູດຊຶມຄວາມຮ້ອນຈາກສິ່ງແວດລ້ອມ (\( \Delta H > 0 \)).
3. ກົດເກນຂອງເຮສ: ກົດເກນຂອງເຮສລະບຸວ່າການປ່ຽນແປງເອນທາລປີທັງໝົດຂອງປະຕິກິລິຍາເຄມີແມ່ນຄືກັນບໍ່ວ່າປະຕິກິລິຍາຈະເກີດຂຶ້ນໃນຂັ້ນຕອນດຽວ ຫຼື ຫຼາຍຂັ້ນຕອນ. ມັນສາມາດລະບຸໄດ້ດັ່ງນີ້:
\[ \Delta H_{ທັງໝົດ} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + … + \Delta H_n \]
Contoh Soal ແລະ Pembahasan
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 1: ການຄິດໄລ່ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີ
ເນື່ອງຈາກປະຕິກິລິຍາຕໍ່ໄປນີ້:
\[ 2H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2H_2O(l) \]
ຖ້າຮູ້ວ່າການປ່ຽນແປງຂອງ enthalpy ຂອງການສ້າງ (\( \Delta H_f \)) ຂອງນ້ຳແມ່ນ -285.8 kJ/mol. ໃຫ້ຄິດໄລ່ການປ່ຽນແປງ enthalpy ທັງໝົດສຳລັບປະຕິກິລິຍາ.
ເປບບາຮາຊານ:
ການປ່ຽນແປງແບບ enthalpy ຂອງປະຕິກິລິຍາ (\( \Delta H_{reaction} \)) ສາມາດຄິດໄລ່ໄດ້ໂດຍໃຊ້ການປ່ຽນແປງແບບ enthalpy ຂອງການສ້າງຜະລິດຕະພັນ ແລະ ສານຕັ້ງຕົ້ນ.
ມັນເປັນທີ່ຮູ້ຈັກ:
– \[ \Delta H_f(H_2O(l)) = -285.8 kJ/mol} \]
ເນື່ອງຈາກສອງໂມລຂອງນໍ້າຖືກສ້າງຂຶ້ນ, ການປ່ຽນແປງ enthalpy ທັງຫມົດຂອງປະຕິກິລິຍາແມ່ນ:
\[ \Delta H_reaction} = 2(-285.8 kJ/mol}) \]
\[ \Delta H_reaction} = -571.6 \text{ kJ} \]
ສະນັ້ນ, ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີທັງໝົດສຳລັບປະຕິກິລິຍານີ້ແມ່ນ -571.6 kJ. ປະຕິກິລິຍານີ້ແມ່ນປະຕິກິລິຍາຄາຍຄວາມຮ້ອນເພາະວ່າ \(\Delta H\) ເປັນລົບ.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 2: ການໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ
ເນື່ອງຈາກປະຕິກິລິຍາຕໍ່ໄປນີ້:
\[ C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \hspace{2mm} \text{(1)} \]
\[ C(s) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO(g) \hspace{2mm} \text{(2)} \]
\[ CO(g) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \hspace{2mm} \text{(3)} \]
ມັນເປັນທີ່ຮູ້ຈັກ:
- \(\Delta H_1 = -393.5 kJ \)
- \(\Delta H_2 = -110.5 kJ \)
ຄິດໄລ່ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີສຳລັບປະຕິກິລິຍາ (3).
ເປບບາຮາຊານ:
ໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສເພື່ອກຳນົດການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີສຳລັບປະຕິກິລິຍາ (3). ໃຫ້ສັງເກດວ່າປະຕິກິລິຍາ (3) ສາມາດປະກອບດ້ວຍປະຕິກິລິຍາ (1) ແລະ (2):
\[ \text{ປະຕິກິລິຍາ} (3): CO(g) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \]
ປີ້ນປະຕິກິລິຍາ (2) ເພື່ອໃຊ້ກົດໝາຍຂອງເຮສ:
\[ CO_2(g) \rightarrow C(s) + O_2(g) \hspace{2mm} \text{(ປີ້ນ 1)}, \Delta H = +393.5 \text{ kJ} \]
\[ C(s) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO(g) \hspace{2mm} \text{(2)}, \Delta H = -110.5 \text{ kJ} \]
ຕອນນີ້ໃຫ້ບວກປະຕິກິລິຍາຕ່າງໆ:
\[ CO_2(g) \rightarrow C(s) + O_2(g) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO(g) + 1/2 O_2(g) \]
\[ CO_2(g) \rightarrow C(s) + O_2(g) \rightarrow CO(g) + 1/2 O_2(g) \]
ບວກການປ່ຽນແປງຂອງ enthalpy:
\[ \Delta H_{ປະຕິກິລິຍາ} = 393.5 – 110.5 \text{ kJ}\]
\[ \Delta H_{ປະຕິກິລິຍາ} = 283.0 \text{ kJ}\]
ສະນັ້ນ, ສຳລັບປະຕິກິລິຍາ \(CO(g) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \), ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີແມ່ນ -283.0 kJ.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 3: ປະຕິກິລິຍາແຄລໍຣີມິເຕີ
ໃຫ້ກົດໄຮໂດຣຄລໍຣິກ (HCl) 1.0 M 100 mL ແລະ ໂຊດຽມໄຮດຣອກໄຊດ໌ (NaOH) 1.0 M 100 mL. ເມື່ອປະສົມທັງສອງຢ່າງໃນເຄື່ອງວັດແທກຄວາມຮ້ອນ, ອຸນຫະພູມຈະເພີ່ມຂຶ້ນຈາກ 25.0 °C ເປັນ 31.0 °C. ຖ້າຄວາມຈຸຄວາມຮ້ອນຂອງສານລະລາຍທີ່ເປັນນ້ຳແມ່ນ 4.18 J/g°C ແລະ ຄວາມໜາແໜ້ນຂອງສານລະລາຍແມ່ນ 1.0 g/mL, ໃຫ້ຄິດໄລ່ການປ່ຽນແປງ enthalpy ຂອງການເປັນກາງ.
ເປບບາຮາຊານ:
ຂັ້ນຕອນ:
1. ຄິດໄລ່ມວນສານຂອງສານລະລາຍ:
ປະລິມານທັງໝົດ = 100 ມລ + 100 ມລ = 200 ມລ
\[ \text{Mass} = 200 \text{ g} \] (ເພາະວ່າຄວາມໜາແໜ້ນຂອງສານລະລາຍແມ່ນ 1 g/mL)
2. ຄິດໄລ່ການປ່ຽນແປງຂອງອຸນຫະພູມ:
\[ \Delta T = 31.0 °C} – 25.0 °C = 6.0 °C} \]
3. ຄິດໄລ່ພະລັງງານທີ່ດູດຊຶມໂດຍສານລະລາຍ:
\[ q = m \cdot c \cdot \Delta T \]
\[ q = 200 g ຄູນ 4.18 J/g°C ຄູນ 6.0 °C ]
\[ q = 5016 \text{ J} \]
\[ q = 5.016 kJ \]
4. ຄິດໄລ່ການປ່ຽນແປງຂອງເອນທາລປີ:
\[ \Delta H = \frac{q_{\text{solution}}}{\text{mol HCl}} \]
ພິຈາລະນາວ່າໂມເລກຸນຂອງ HCl ແລະ NaOH ແມ່ນຄືກັນ:
\[ \text{ໂມເລສ HCl} = 1.0 \text{ M} ຄູນ 0.100 \text{ L} = 0.100 \text{ mol} \]
\[ \Delta H = \frac{5.016 kJ}}{0.100 mol}} \]
\[ \Delta H = -50.16 kJ/mol} \]
ດັ່ງນັ້ນ, ການປ່ຽນແປງຂອງ enthalpy ສຳລັບການເຮັດໃຫ້ເປັນກາງຂອງ HCl ແລະ NaOH ແມ່ນ -50.16 kJ/mol, ເຊິ່ງຊີ້ບອກເຖິງປະຕິກິລິຍາ exothermic.
ສະຫຼຸບ
ເທີໂມເຄມີແມ່ນສາຂາທີ່ສຳຄັນຂອງເຄມີສາດທີ່ຊ່ວຍໃຫ້ພວກເຮົາເຂົ້າໃຈວິທີການຫັນປ່ຽນ ແລະ ປ່ຽນພະລັງງານໃນປະຕິກິລິຍາເຄມີ. ໂດຍການເຂົ້າໃຈແນວຄວາມຄິດພື້ນຖານເຊັ່ນ: ເອນທາລປີ ແລະ ກົດເກນຂອງເຮສ, ແລະ ສາມາດນຳໃຊ້ພວກມັນກັບບັນຫາຕົວຈິງ, ພວກເຮົາສາມາດຄາດຄະເນການປ່ຽນແປງພະລັງງານທີ່ເກີດຂຶ້ນໃນປະຕິກິລິຍາເຄມີຕ່າງໆ. ບົດຄວາມນີ້ໄດ້ນຳສະເໜີບັນຫາຕົວຢ່າງຫຼາຍຢ່າງທີ່ຫວັງວ່າຈະຊ່ວຍເສີມສ້າງຄວາມເຂົ້າໃຈຂອງທ່ານກ່ຽວກັບສົມຜົນເທີໂມເຄມີ.
