Физикийн термохимийн хуулиуд
Термохими нь химийн урвал (эсвэл бодисын физик өөрчлөлт) болон түүнтэй холбоотой дулааны энерги (дулаан)-ын хоорондын хамаарлыг судалдаг шинжлэх ухааны салбар юм. Физикийн хүрээнд термохими нь энерги, дулаан, ажил, бодисын төлөв байдлын өөрчлөлтийн ойлголтуудын хооронд чухал гүүр болж өгдөг. Урвал явагдахад энерги хэзээ ч ул мөргүй "гарч ирдэг" эсвэл "алга болдоггүй". Эрчим хүч нь хэлбэрээ өөрчилдөг: химийн энергиэс дулаан руу, эсвэл эсрэгээр - химийн өөрчлөлтийг өдөөхийн тулд дулааныг шингээдэг. Үүнийг зохицуулдаг зарчмуудыг термохимийн хуулиудад нэгтгэн дүгнэсэн бөгөөд энэ нь урвалын дулааныг тооцоолох, эрчим хүчний үр ашиг, тэр ч байтугай үйлдвэрлэлийн системийн дизайны үндэс суурь болдог.
Үндсэн ойлголтууд: Систем, хүрээлэн буй орчин ба урвалын дулаан
Термохимийн хуулиудыг ойлгохын тулд хамгийн түрүүнд ойлгох ёстой зүйл бол систем ба хүрээлэн буй орчны тодорхойлолтууд юм. Систем гэдэг нь бидний судалж буй орчлон ертөнцийн нэг хэсэг юм - жишээлбэл, саванд урвалд орж буй бодисууд. Хүрээлэн буй орчин нь системийн гаднах бүх зүйл юм. Систем ба түүний хүрээлэн буй орчны хоорондох энергийн солилцоо нь ихэвчлэн дулааны хэлбэрээр явагддаг.
Урвалын дулааныг ихэвчлэн ΔH-ээр тэмдэглэсэн энтальпийн өөрчлөлтөөр илэрхийлдэг. Энтальп нь тогтмол даралттай системийн "энергийн агууламж"-ыг илэрхийлдэг термодинамик хэмжигдэхүүн бөгөөд атмосферийн даралттай үед олон урвал явагддаг тул маш ашигтай байдаг. Ерөнхийдөө:
– Хэрэв систем хүрээлэн буй орчинд дулаан ялгаруулбал урвал нь экзотермик бөгөөд ΔH сөрөг байна (ΔH < 0). - Хэрэв систем хүрээлэн буй орчноос дулааныг шингээвэл урвал нь эндотермик бөгөөд ΔH эерэг байна (ΔH > 0).
Экзотермик урвалын энгийн жишээ бол түлшний шаталт бөгөөд эндотермик урвалын жишээ бол фотосинтезийн үйл явц (нарны гэрлээс энерги шаарддаг) юм.
Термохимийн үндэс суурь болох энерги хадгалагдах хууль
Термохимийн бүх хуулийн цаана физикийн агуу зарчим байдаг: Термодинамикийн Нэгдүгээр хуулийн гол цөм болох Энерги хадгалагдах хууль. Энэ хуульд энергийг үүсгэж ч, устгаж ч чадахгүй, зөвхөн хэлбэрээ өөрчилдөг гэж заасан байдаг. Термодинамик тэмдэглэгээнд дотоод энергийн өөрчлөлт (ΔU) нь дулаан (Q) ба ажил (W)-тай дараах байдлаар холбогддог:
ΔU = Q − W
Ажлын тэмдэг болон тодорхойлолт нь конвенцоос хамааран өөр өөр байж болох ч үндсэн санаа нь адилхан: хэрэв систем дулаан хүлээн авбал түүний дотоод энерги нэмэгдэх хандлагатай байдаг; хэрэв систем хүрээлэн буй орчинд ажилладаг бол түүний дотоод энерги буурах хандлагатай байдаг. Олон термохимийн тохиолдолд, ялангуяа тогтмол даралттай үед энтальпи (H)-ийг ихэвчлэн ашигладаг тул тогтмол даралттай үед дулаан нь ΔH-тэй тэнцүү байдаг.
Энэхүү үндэслэлээр термохими нь урвалыг зөвхөн бодисын өөрчлөлт гэж бус, харин нарийн тооцоолж болох энергийн өөрчлөлт гэж үздэг.
Хессийн хууль: Урвалын дулаан нь замаас хамааралгүй
Термохимийн хамгийн чухал хуулиудын нэг бол Гессийн хууль юм. Энэ хуулиар урвалын нийт энтальпийн өөрчлөлт нь зөвхөн анхны болон эцсийн төлөвөөс хамаардаг бөгөөд урвалын замаас хамаардаггүй гэж заасан байдаг. Энэ нь хэрэв урвал хэд хэдэн үе шаттайгаар явагдаж чадвал урвалд ордог бодисууд болон эцсийн бүтээгдэхүүнүүд ижил байгаа тохиолдолд үүссэн эсвэл шингээгдсэн дулааны хэмжээ (ΔH) нь шууд урвалын дулаантай тэнцүү байна гэсэн үг юм.
Математикийн хувьд, хэрэв A → B урвалыг дараах байдлаар задалж болно:
– A → C (ΔH₁)
– C → B (ΔH₂)
тиймээс:
ΔH нийт = ΔH₁ + ΔH₂
Хессийн хууль нь олон урвалын дулааныг шууд хэмжихэд хэцүү байдаг тул ашигтай байдаг. Урвалыг өгөгдөл авах боломжтой үе шатуудад хувааснаар бид ΔH-ийг шууд бусаар тооцоолж чадна. Хэрэглээний болон үйлдвэрлэлийн физикт энэ хууль нь аммиак үйлдвэрлэх, металл цэвэршүүлэх, тэр ч байтугай батерей дахь урвалууд зэрэг химийн процессуудын эрчим хүчний хэрэгцээг урьдчилан таамаглахад тусалдаг.
Лавуазье-Лапласын хууль: Урвуу урвалууд нь ΔH эсрэг тэмдгээр илэрхийлэгдэнэ
Өөр нэг чухал термохимийн хууль бол Лавуазье-Лапласын хууль бөгөөд нэг процессын урвалын дулаан нь урвуу урвалын дулаантай хэмжээгээрээ тэнцүү боловч тэмдэгээрээ эсрэг байна гэж заасан байдаг. Өөрөөр хэлбэл:
Хэрэв хариу үйлдэл үзүүлбэл:
A → B нь ΔH = x байна,
дараа нь урвуу урвал:
B → A нь ΔH = −x байна.
Энэ зарчим нь энгийн мэт санагдаж байгаа ч үндсэн зарчим юм. Энэ нь энергийн өөрчлөлт нь төлөвийн тэгш хэмийг дагадаг гэж үздэг: хэрэв А цэгээс В цэг рүү тодорхой хэмжээний энерги ялгарвал В цэгээс А цэг рүү буцаж очихын тулд мөн адил хэмжээний энерги шингээх ёстой. Энэ зарчмыг дулааны хөдөлгүүр, хөргөлтийн систем, молекул доторх холбооны энергийн тооцоолол зэрэг энергийн мөчлөгийн шинжилгээнд ашигладаг.
Үүсэх энтальпи ба шаталтын энтальпи
Термохимийн тооцооллыг хөнгөвчлөхийн тулд эрдэмтэд стандарт энтальпийн хэд хэдэн төрлийг тодорхойлдог.
1. Үүсэлтийн стандарт энтальпи (ΔHf°)
Энэ нь стандарт нөхцөлд (ихэвчлэн 1 атм ба 25°C) 1 моль нэгдэл түүний элементүүдээс үүсэх үеийн энтальпийн өөрчлөлт юм. Энэ утга нь урвалын ΔH-ийг тооцоолоход "барилгын блок" юм.
2. Шаталтын стандарт энтальпи (ΔHc°)
Энэ нь 1 моль бодис хүчилтөрөгчөөр бүрэн шатах үеийн энтальпийн өөрчлөлт юм. Шаталт нь ерөнхийдөө экзотермик шинж чанартай тул ΔHc° нь ихэвчлэн сөрөг байдаг.
Үүсэлтийн энтальпийн өгөгдлөөр урвалын энтальпийн өөрчлөлтийг дараах байдлаар тооцоолж болно.
ΔH урвал = Σ(ΔHf° үржвэр) − Σ(ΔHf° урвалж)
Энэ томъёог физик хими болон химийн физикт, ялангуяа бараг стандарт нөхцөлд урвалыг судлахад маш их ашигладаг.
Калориметр: Урвалын дулааныг хэрхэн хэмжих вэ
Термохимийн хуулиуд нь зөвхөн онолын шинжтэй төдийгүй туршилтаар туршиж болно. Урвалын дулааныг хэмжих үндсэн арга бол калориметр бөгөөд энэ нь калориметр ашиглан дулаан солилцоог хэмжих явдал юм.
Энгийн калориметрийн туршилтаар урвалаар ялгарч эсвэл шингээгдсэн дулаан нь хүрээлэн буй ус эсвэл бусад материалын температурыг өөрчилнө. Үндсэн хамаарал нь:
Q = mc ΔT
хамт:
– Q = дулаан (Жоул)
– м = масс (кг эсвэл г)
– c = хувийн дулаан (Ж/кг·К эсвэл Ж/г·°C)
– ΔT = температурын өөрчлөлт
Бөмбөгний калориметрт шаталтын урвал нь битүү саванд явагдаж, тогтмол эзэлхүүнийг хадгалдаг. Энэ нь дотоод энергийн өөрчлөлттэй (ΔU) илүү холбоотой боловч шаардлагатай бол ΔH болгон хөрвүүлж болно.
Физик болон бодит амьдралд хамаарал
Термохими нь хэрэглээний физикт өргөн нөлөө үзүүлдэг. Эрчим хүчний салбарт түлшний илчлэгийн хэмжээг тодорхойлоход тусалдаг бөгөөд энэ нь цахилгаан эрчим хүч үйлдвэрлэх, тээврийн хэрэгслийн хөдөлгүүр, эрчим хүчний үр ашгийг үнэлэхэд чухал ач холбогдолтой юм. Материалын шинжлэх ухаанд термохими нь цемент, ган эсвэл керамик үйлдвэрлэхэд зарим урвал яагаад өндөр температур, их хэмжээний энерги шаарддагийг тайлбарладаг. Байгаль орчны салбарт шаталтын дулааныг тооцоолох нь хүлэмжийн хийн ялгаруулалт болон дэлхийн дулаарлын нөлөөллийг бууруулах стратегитай холбоотой юм.
Биологийн салбарт ч гэсэн термохими нь бие махбодь нь үндсэндээ хяналттай экзотермик химийн урвал болох бодисын солилцооны урвалаар дамжуулан хоол хүнснээс энерги хэрхэн авдагийг тайлбарладаг.
Хаах
Физикийн термохимийн хуулиуд нь химийн урвал болон физик өөрчлөлтүүд нь хэмжигдэхүйц энергийн өөрчлөлттэй үргэлж холбоотой байдаг гэж баталдаг. Эрчим хүчний хадгалалт, Хессийн хууль, Лавуазье-Лапласын хуульд үндэслэн бид байгалийн үзэгдлийг ойлгох, үйлдвэрлэлийн процессыг зохион бүтээхэд хоёуланд нь урвалын дулааныг тооцоолж, урьдчилан таамаглаж чадна. Термохими бол зүгээр л томъёоны цуглуулга биш, харин бодисын өөрчлөлт бүр үргэлж энергийн "өртөг" эсвэл "ургац"-тай байдаг гэдгийг харуулсан шинжлэх ухааны үзэл баримтлал юм. Эдгээр хуулиудыг ойлгох нь орчлон ертөнц дэх бодис ба энергийн харилцан үйлчлэлийн үндсэн суурийн нэгийг ойлгох гэсэн үг юм.
Хэрэв та хүсвэл би Хессийн хууль эсвэл ΔHf° өгөгдлийг ашиглан ΔH-ийг тооцоолох жишээг алхам алхмаар нэмж болно.
