Rešitev toplote, kako izračunane, aplikacije in vaje

On raztopina toplote o Entalpija raztopine je toplota, ki se absorbira ali odlepi med postopkom raztapljanja določene količine topila v topilu, pod pogojem stalnega tlaka.

Ko poteka kemična reakcija, je potrebna energija tako, da tvori in prekine povezave, ki omogočajo nastanek novih snovi. Energija, ki teče tako, da se ti procesi odvijajo, je toplota, termokemija pa je veja znanosti, ki je odgovorna za njihovo preučevanje.

Vir: Pixnio.

Glede izraza entalpía, to Uporablja se za klicanje toplotnega toka, ko se kemični procesi pojavijo v pogojih s konstantnim tlakom. Ustvarjanje tega izraza je pripisano nizozemskemu fiziku Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926).

[TOC]

Kako se izračuna?

Če želite najti entalpijo, je treba začeti iz prvega zakona termodinamike, ki meni, da je sprememba notranje energije ΔU sistema posledica toplote, ki se absorbira Q, in delati na njem, ki ga nanj opravi zunanji agent:

ΔU = Q + W

Kjer je delo negativni integral predvsem prostornina tlaka tlaka z diferencialno spremembo volumna. Ta definicija je enakovredna negativnemu integralu skalarnega produkta sile z vektorskim premikom v mehanskem delu:

Ko se zgoraj navedeni stalni tlak uporabi, je P lahko iz integrala; Zato je delo:

W = -p (v_F -V_tudi) = -PδV

-Izraz za entalpijo

Če je ta rezultat nadomeščen v δAli je pridobljeno:

ΔU = q - pδV

Q = δU + pδV = u_F - Ali_tudi + P (v_F -V_tudi) = U_F + Pv_F - (Ali_tudi + Pv_tudi )

Količina U + pv Imenuje se entalpía H, tako da:

Q = h_F - H_tudi = ΔH

Entalpija se meri v joulesu, saj je energija.

Lahko vam služi: razlike med hitrostjo in hitrostjo (s primeri)

Entalpija raztopine

Začetne komponente raztopine so topilo in topilo ter imajo izvirno entalpijo. Ko bo ta rešitev izvedena, bo imela svojo entalpijo.

V tem primeru lahko izrazite različico entalpije v Joulesu kot:

ΔH = H_rešitev - H_reagenti

Ali v standardni obliki entalpije ΔH^tudi, Kjer je rezultat v Joule/mol

ΔH^tudi = H^tudi _rešitev - H^tudi_reagenti

Če reakcija oddaja toploto, znak ΔH Je negativen (eksotermični proces), če absorbira toploto (endotermični postopek), bo znak pozitiven. In seveda bo vrednost entalpije raztopine odvisna od koncentracije končne raztopine.

Prijave

Številne ionske spojine so topne v polarnih topilih, kot je voda. Soli raztopine (natrijev klorid) v vodi ali slanici se običajno uporabljajo. Zdaj se lahko entalpija rešitve šteje za prispevek dveh energij:

- Ena za razbijanje povezav s topilnimi topili in topili

- Drugi je tisti, ki se zahteva pri oblikovanju novih topilnih povezav.

V primeru raztapljanja vodne soli je treba vedeti tako imenovano Retikularna entalpija trdne snovi in Hidracijska entalpija Za oblikovanje raztopine v primeru vode. Če ne gre za vodo, se imenuje Entalpija solvacije.

The Retikularna entalpija To je potrebna energija za rupturo ionskega omrežja in tvorijo plinaste ione, postopek, ki je vedno endotermičen, saj je treba energijo dobaviti trdni snovi, da jo loči v svoje sestavne ione in jih odpelje v plinasto stanje.

Po drugi strani so hidratacijski procesi vedno eksotermični, saj so hidrirani ioni stabilnejši od ionov v plinastim stanju.

Na ta način je lahko ustvarjanje rešitve eksotermično ali endotermično.

Vam lahko služi: valoviti pojavi

Meritve s kalorimetrom

V praksi je mogoče izmeriti ΔH V kalorimetru, ki je v bistvu sestavljen iz izolirane posode s termometrom in vznemirljivo palico.

Kar zadeva posodo, je voda skoraj vedno vlivana, kar je kalorimetrična tekoča par odličnost, saj so njegove lastnosti univerzalna referenca za vse tekočine.

Stari kalorimeter, ki ga uporablja lavoisier. Vir: Gustavocarra [CC BY-SA 4.0 (https: // creativeCommons.Org/licence/by-sa/4.0)].

Seveda kalorimetrski materiali posegajo tudi v izmenjavo toplote, poleg vode. Toda kalorična sposobnost celotnega sklopa, imenovana stalnica kalorimetra, se lahko določi ločeno od reakcije in nato upošteva, ko se zgodi.

Energetsko ravnovesje je naslednje, če si zapomnimo stanje, da v sistemu ni puščanja energije:

ΔH _rešitev + ΔH _voda + C _kalorimeter ΔT = 0

Od kje:

ΔH _rešitev = - m _voda . c _voda . ΔT - c _kalorimeter ΔT = -q _voda - Q _kalorimeter

In pridobiti standardno entalpijo:

Kje:

- Soluto masa: m_s

- Molekulska teža topljenosti: m_s

- Vodna masa: m_voda

- Molekularna teža vode: m_voda

- Vodna molarna toplotna zmogljivost: c_{voda; m}*

- Sprememba temperature: ΔT

*C_P.m vode je 75.291 j/mol . K

Rešene vaje

-Vaja 1

KOH Trdna tvorba kalija Entalpija je δH^tudi = +426 kJ/mol, Tekoča voda h₂Ali je 285.9 kJ/mol.

Znano je tudi, da ko kovinski kalijev hidroksid reagira s tekočo vodo, vodikom in δH^tudi = -2011 kJ/mol. S temi podatki izračunajte endalpy raztopine KOH v vodi.

Rešitev

- KOH je v svojih komponentah defintestant:

Koh_trden → k_trden + ½ o₂ + ½ h₂;  ΔH^tudi = - 426 kJ/mol

- Nastaja tekoča voda:

Vam lahko služi: veje klasične in sodobne fizike

½ o₂ + ½ h₂ → H₂Tudi_Tekočina;  ΔH^tudi = -285.9 kJ/mol

- Zdaj morate oblikovati rešitev:

K_trden + H₂O → ½ h₂ + Koh_vodna ; ΔH^tudi = -2011 kJ/mol

Upoštevajte, da je bil vložen znak entalpije koh razpada, kar je posledica zakona Hess: Ko reagenti postanejo izdelki, sprememba entalpije ni odvisna od korakov v vrsti in ko je potrebna enačba za vlaganje V tem primeru Entalpija spreminja znak.

Energetska bilanca je algebrska vsota entalpije:

- 426 kJ/k - 285.9 kJ/mol - 2011 kJ/mol = -2722,9 kJ/mol

-Vaja 2

Raztopina raztapljanja za naslednjo reakcijo se določi v kalorimetru s konstantnim tlakom in znano je, da je konstanta kalorimetra 342.5 j/k. Ko se 1 raztopi.423 g natrijevega sulfata na₂SW₄ v 100.34 g vode, temperaturna niha je 0.037 K. Izračunajte standardno raztopino raztopine za NA₂SW₄ Iz teh podatkov.

Rešitev

Standardna entalpija rešitve je jasna iz prej dane enačbe:

In se izračuna s pomočjo naslednjih tabeliranih podatkov:

Za natrijev sulfat: m_s = 142.04 g/mol; m_s = 1.423 g

In za vodo: m_voda = 100.34 g; M_voda = 18.02 g/mol; C_{voda; m} = 75.291 j/k mol

ΔT = 0.037 K

C _kalorimeter = 342.5 j/k

Reference

1. Cengel in. 2012.Termodinamika. 7. izd. MC.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, t. 2007. Uvod v fizikokemijo: termodinamika. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, d.  2006. Fizika: načela z aplikacijami. 6. ... Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, s. 2002. Osnove fizikokemije. Limusa. 152-155.
5. Serway, r., Jewett, J. (2008). Fizika za znanost in inženiring. Zvezek 1. 7. Ed. Cengage učenje. 553-567.