Примерни прашања и дискусија за термохемиски равенки
Термохемијата е гранка на хемијата што ги проучува промените на енергијата што се случуваат за време на хемиските реакции, особено преносот на топлина. Термохемијата вклучува концепти како што се енталпија, ентропија и Гибсова слободна енергија, кои се користат за предвидување на насоката и спонтаноста на реакциите. Во оваа статија, ќе истражиме неколку примери на проблеми и ќе дискутираме за термохемиски равенки.
Основни концепти на термохемијата
Пред да се навлеземе во пример прашањата и нивната дискусија, важно е да се знаат некои основни концепти на термохемијата:
1. Енталпија (H): Енталпијата е форма на енергија во систем што се мери под услови на константен притисок. Промената на енталпијата (\(\Делта H\)) може да се изрази како:
\[ \Делта H = H_{производ} – H_{реактант} \]
2. Ендотермни и егзотермни реакции:
– Егзотермните реакции се реакции што ослободуваат топлина во околината (\( \Delta H < 0 \)). - Ендотермните реакции се реакции што апсорбираат топлина од околината (\( \Delta H > 0 \)).
3. Хесов закон: Хесовиот закон наведува дека вкупната промена на енталпијата на хемиска реакција е иста без разлика дали реакцијата се одвива во еден чекор или во неколку чекори. Може да се изрази како:
\[ \Делта H_{вкупно} = \Делта H_1 + \Делта H_2 + … + \Делта H_n \]
Пример прашања и дискусија
Пример за прашање 1: Пресметување на промената на енталпијата
Со оглед на следната реакција:
\[ 2H_2 (g) + O_2 (g) \десно стрелка 2H_2O (l) \]
Ако е познато дека промената на енталпијата на формирањето (\( \Delta H_f \)) на водата е -285.8 kJ/mol. Пресметајте ја вкупната промена на енталпијата за реакцијата.
Пембахасан:
Промената на енталпијата на реакцијата (\( \Delta H_{реакција} \)) може да се пресмета со користење на промената на енталпијата на формирањето на производите и реактантите.
Познато е:
– \[ \Делта H_f(H_2O(l)) = -285.8 \text{kJ/mol} \]
Бидејќи се формираат два молови вода, вкупната промена на енталпијата на реакцијата е:
\[ \Делта H_{реакција} = 2(-285.8 \text{kJ/mol}) \]
\[ \Делта H_{реакција} = -571.6 \text{kJ} \]
Значи, вкупната промена на енталпијата за оваа реакција е -571.6 kJ. Оваа реакција е егзотермна бидејќи \(Δ H \) е негативен.
Пример прашање 2: Употреба на Хесовиот закон
Со оглед на следната реакција:
\[ C(s) + O_2(g) \деснастрелка CO_2(g) \hпростор{2mm} \текст{(1)} \]
\[ C(s) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO(g) \hspace{2mm} \text{(2)} \]
\[ CO(g) + 1/2 O_2(g) \деснастрелка CO_2(g) \hпростор{2mm} \текст{(3)} \]
Познато е:
– \(\Делта H_1 = -393.5 \text{kJ}\)
– \(\Делта H_2 = -110.5 \text{kJ}\)
Пресметајте ја промената на енталпијата за реакцијата (3).
Пембахасан:
Користете го Хесовиот закон за да ја одредите промената на енталпијата за реакцијата (3). Забележете дека реакцијата (3) може да биде составена од реакции (1) и (2):
\[ \text{Реакција } (3): CO(g) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \]
Инвертирајте ја реакцијата (2) за да го користите Хесовиот закон:
\[ CO_2(g) \rightarrow C(s) + O_2(g) \hspace{2mm} \text{(инверзна 1)}, \Delta H = +393.5 \text{kJ} \]
\[ C(s) + 1/2 O_2(g) \rightarrow CO(g) \hspace{2mm} \text{(2)}, \Delta H = -110.5 \text{kJ} \]
Сега соберете ги реакциите:
\[ CO_2(g) \десна стрелка C(s) + O_2(g) + 1/2 O_2(g) \десна стрелка CO(g) + 1/2 O_2(g) \]
\[ CO_2(g) \десна стрелка C(s) + O_2(g) \десна стрелка CO(g) + 1/2 O_2(g) \]
Соберете ги промените на енталпијата:
\[ \Делта H_{реакција} = 393.5 – 110.5 \text{kJ}\]
\[ \Делта H_{реакција} = 283.0 \text{kJ}\]
Значи, за реакцијата \(CO(g) + 1/2 O_2(g) \десна стрелка CO_2(g) \), промената на енталпијата е -283.0 kJ.
Пример за прашање 3: Реакција на калориметар
Дадени се 100 mL хлороводородна киселина (HCl) од 1.0 M и 100 mL натриум хидроксид (NaOH) од 1.0 M. Кога двете се мешаат во калориметар, температурата се зголемува од 25.0 °C на 31.0 °C. Ако топлинскиот капацитет на водениот раствор е 4.18 J/g°C, а густината на растворот е 1.0 g/mL, пресметајте ја промената на енталпијата на неутрализацијата.
Пембахасан:
Лангка-лангка:
1. Пресметајте ја масата на растворот:
Вкупен волумен = 100 мл + 100 мл = 200 мл
\[ \text{Маса} = 200 \text{ g} \] (бидејќи густината на растворот е 1 g/mL)
2. Пресметајте ја промената на температурата:
\[ \Делта Т = 31.0 °C – 25.0 °C = 6.0 °C \]
3. Пресметајте ја енергијата апсорбирана од растворот:
\[ q = m \cdot c \cdot \Delta T \]
\[ q = 200 g пати 4.18 J/g°C пати 6.0 °C \]
\[ q = 5016 \text{ J} \]
\[ q = 5.016 \text{ kJ} \]
4. Пресметајте ја промената на енталпијата:
\[ \Делта H = \frac{q_{\text{раствор}}}{\text{mol HCl}} \]
Со оглед на тоа што моловите на HCl и NaOH се исти:
Молови HCl = 1.0 M пати 0.100 L = 0.100 mol]
\[ \Делта H = \frac{5.016 \text{kJ}}{0.100 \text{mol}} \]
\[ \Делта H = -50.16 \text{kJ/mol} \]
Според тоа, промената на енталпијата за неутрализација на HCl и NaOH е -50.16 kJ/mol, што укажува на егзотермна реакција.
Заклучок
Термохемијата е витална гранка на хемијата што ни помага да разбереме како енергијата се трансформира и претвора во хемиските реакции. Со разбирање на фундаменталните концепти како што се енталпијата и Хесовиот закон, и со можноста да ги примениме во практични проблеми, можеме да ги предвидиме промените на енергијата што се случуваат во различни хемиски реакции. Оваа статија презентираше неколку примери на проблеми кои, се надеваме, ќе ви помогнат да го зајакнете вашето разбирање на термохемиските равенки.
