Энтальпия сгорания это: Удельная теплота сгорания топлива — Без Сменки

Удельная теплота сгорания топлива — Без Сменки

29 июня, 2022

1 мин

Физ 🔬

⭐️ Топливо – вещество, которое в некоторых процессах (горение, ядерные реакции) выделяет тепло и является источником энергии.
Топливо бывает твердым, жидким и газообразным.

Для характеристики топлива используется такая характеристика, как теплотворность. Теплотворность показывает, какое количество теплоты выделяется при сгорании топлива 🔥 В физике теплотворности соответствует понятие удельной теплоты сгорания вещества.

Редакция Без Сменки

20 сентября, 2021

1 мин

Ист 🤴

Как написать 2 часть ЕГЭ по истории?

Рассказываем, как написать письменную часть ЕГЭ по истории на максимальный балл.  Автор: Ирина.

..

Редакция Без Сменки

01 июля, 2022

1 мин

Хим 🧪

Жесткое окисление алкенов

1️⃣ При жёстком окисление происходит разрыв по двойной связи и окисление атомов углерода, которые…

Редакция Без Сменки

15 июня, 2022

1 мин

Инф 💻

Рекурсивные алгоритмы — кодом

Задача: найти наименьшее значение n, при котором сумма чисел, которые будут выведены при вызове…

Редакция Без Сменки

01 июля, 2022

1 мин

Хим 🧪

Щелочноземельные металлы

Почти такие же активные, но всё же на втором месте. То есть во второй группе…😅 🔎 К…

Редакция Без Сменки

06 июня, 2022

1 мин

Англ 🇬🇧

Past Perfect

В Past Perfect нет указания на точное время, важно лишь то, что действие закончилось и свершилось к…

Редакция Без Сменки

10 июня, 2022

1 мин

Био 🦠

Промежуточный мозг

🧠 Промежуточный мозг находится в промежутке между средним и большими полушариями и состоит из двух…

---

Энтальпия образования | это… Что такое Энтальпия образования?

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции – отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

• Реакция должна протекать либо при постоянном объеме Q_v(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q_p(изобарный процесс).
• В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят в стандартных условиях при Т = 298 К и Р = 1атм, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции Δ

H_r^O. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Содержание 1 Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования) 2 Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции 3 Стандартная энтальпия сгорания 4 Стандартная энтальпия растворения 5 Стандартная энтальпия нейтрализации 6 Литература

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Обозначается ΔH_f^O

.

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H₂(г) = CH₄(г) + 76 кДж/моль.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH_I2(тв)⁰ = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH_I2(ж)⁰ = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандатных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

ΔH_{реакции}O

= ΣΔH_f^O (продукты) — ΣΔH_f^O (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиемя выделением тепла в окружащию среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т

1 до Т₂ рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчете необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а так же изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

где ΔC_p(T₁,T_f) — изменение теплоемкости в интервале температур от Т₁ до температуры фазового перехода; ΔC_p(T_f,T₂) — изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и T_f — температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания

Стандартная энтальпия сгорания – ΔH_гор^о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения

Стандартная энтальпия растворения — ΔH_раств^о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Cкладывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава – гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс — ΔH_реш > 0, а гидратация ионов — экзотермический, ΔH_гидр < 0. В зависимости от соотношения значений Δ

H_реш и ΔH_гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔHраствKOHо = ΔHрешо + ΔHгидрК+о + ΔHгидрOH—о = -59КДж/моль

Под энтальпией гидратации — ΔH_гидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

Стандартная энтальпия нейтрализации

Стандартная энтальпия нейтрализации – ΔH_нейтр^оэнтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H⁺ + OH^— = H₂O, ΔH_нейтр° = –55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствии измения значения ΔH_{гидратации}° ионов при разбавлении.

Литература

• Кнорре Д.Г., Крылова Л.Ф., Музыкантов В.С. «Физическая химия», Москва, Высшая школа, 1990
• Эткинс П. «Физическая химия», Москва, Мир, 1980

Определить энтальпию сгорания.

Вопрос

Открыть в приложении

Решение

Энтальпия сгорания:

• Изменение энтальпии системы при полном сгорании одного моля вещества в кислороде или воздухе при заданной температура называется энтальпией сгорания.
• Стандартная энтальпия сгорания ∆Hco.
• Изменение энтальпии сгорания обычно рассчитывается по энтальпии образования.

ΔHco=∑ΔHf0(p)−∑ΔHfo(r)

• , где p означает «продукты», а r означает «реагенты».
• Для каждого продукта вы умножаете его ΔHf0 на его коэффициент в уравнении баланса и складываете их вместе.
• Сделайте то же самое для реагентов. Вычтите сумму реагентов из суммы продуктов.

Шаг 1:

• На этом шаге мы напишем уравнения горения метана, графита и диводорода при 298K:

Горение метана:

Ch5(г)+2O2(г)→CO2(г)+2h3O(ж)

C(тв)+O2(г)→CO2(г)

2h 3(г)+O2(г)→2h3O(ж)

Стандартные энтальпии образования метана, диоксида углерода, воды составляют -74,85 кДжмоль ^-1 , -393,5 кДжмоль ^-1 и -286 кДжмоль ^-1 .

Этап 2:

• На этом этапе мы напишем желаемое уравнение образования Ch5 (метан), используя приведенные выше уравнения:

C(s)+2h3(g)→Ch5(g)

Этап 3:

• На этом этапе мы напишем желаемое уравнение для энтальпии образования Ch5 (метана), используя приведенное выше уравнение:

  1

  Отсюда необходимая энтальпия образования метана, ∆Hco=-890,7КДжмоль-1.

  
  Предложить исправления

  Подробнее

  Присоединяйтесь к учебной программе BYJU

  Выберите… 11th)JEE & NEET (11th)JEE (12th)NEET (12th)JEE & NEET (12th)JEE (12th Pass)NEET (12th Pass)JEE & NEET (12th Pass)CATCivil EngineeringЭлектротехникаComputer Science EngineeringЭлектроника и техника связиПриборостроениеМашиностроение

  Теплота реакции

  Стандарт XII Химия

  Присоединяйтесь к учебной программе BYJU

  Выберите… 2 класс — КоммерцияIASLKGUKG1 класс2 класс3 классJEE (11th)NEET (11th)JEE & NEET (11th)JEE (12th)NEET (12th)JEE & NEET (12th)JEE (12th Pass)NEET (12th Pass)JEE & NEET (12th Pass)CATCivil EngineeringЭлектротехникаИнформатика, инженерияЭлектроника и Инженерия связиИнженерия приборостроенияМашиностроение

  Учебники
  Анкеты с вопросами
  Установить приложение

  Энтальпия реакции, образования и горения

  Основные понятия

  В этой статье вы изучите основы энталь py, а также как использовать энтальпию образования для расчета энтальпий реакции и энтальпий сгорания.

  Темы, освещенные в других статьях
  • Расчет энтальпии
  • Энтальпия связи
  • Законы термодинамики
  • Свободная энергия Гиббса
  • Реакция горения
  • Энтропия
  Энтальпия

  Химики и физики склонны определять изменение энтальпии как теплообмен системы при постоянном давлении.

  Энтальпия является важной термодинамической концепцией, поскольку она информирует о вероятности протекания процесса, включая химические реакции. В частности, химики часто используют свободную энергию Гиббса, чтобы представить благоприятность или спонтанность реакции. Энтальпия имеет прямую связь со свободной энергией Гиббса, как показано уравнением:

     

  Поскольку отрицательные изменения Гиббса указывают на спонтанные реакции, многие «экзотермические» реакции, включающие отрицательные изменения энтальпии, имеют тенденцию к самопроизвольному протеканию. Противоположное происходит с «эндотермическими» реакциями, которые имеют положительные изменения энтальпии. Из-за важности энтальпии в термодинамическом описании химических реакций химики определили множество способов измерения и расчета энтальпии.

  Энтальпия образования

  Один из наиболее распространенных способов расчета энтальпии реакции (или «теплоты реакции») включает использование того, что химики называют энтальпией образования (или «теплотой образования»). Для контекста каждая молекула имеет характерную энтальпию образования. Эта энтальпия по существу представляет собой суммарную энергию каждой связи в молекуле. Другими словами, энтальпия образования молекулы — это тепло, связанное с ее образованием из ее основных компонентов.

  Например, возьмем реакцию образования гексана (C ₆ H ₁₄ ) из шести молей элементарного углерода и семи молей H ₂ . Теплота, выделяемая этой реакцией при постоянном давлении, равна энтальпии образования гексана.

     

  Важно отметить, что приведенное выше значение энтальпии образования применимо только при «стандартных условиях». А именно, температура 20 градусов Цельсия (или 298,15К) и давление 1 атм. В контексте вы часто будете видеть стандартные условия, сокращенно «STP» для «стандартной температуры и давления». Если реакция протекает в нестандартных условиях, энтальпия образования изменится. Все энтальпии в стандартных условиях имеют маленький кружок в верхнем индексе, подобно обозначению градусов.

  Важно отметить, что все энтальпии — это то, что химики называют функциями состояния, поскольку изменение энтальпии между двумя состояниями равно разнице между энтальпиями состояний, независимо от промежуточных шагов между двумя состояниями. Таким образом, независимо от механизма между углеродом и водородом, при стандартных условиях всегда происходит изменение энтальпии -199 кДж/моль.

  Энтальпия реакции

  С помощью энтальпии образования можно рассчитать изменение энтальпии любой химической реакции при заданной температуре. Важно отметить, что существует множество способов расчета энтальпии реакции. Некоторые примеры включают использование энтальпии связи или изменение температуры окружающей среды. Однако, если в вашей реакции участвуют хорошо известные реагенты в знакомых условиях, то необходимые энтальпии образования существуют онлайн. В таких случаях при достаточно простой формуле энтальпии образования легче всего дают энтальпии реакции.

  Чтобы рассчитать энтальпию реакции, вам нужно умножить энтальпии образования каждого из ваших реагентов на стехиометрические коэффициенты этих реагентов в сбалансированном химическом уравнении. Затем вам нужно добавить умноженные энтальпии продуктов и реагентов отдельно. Наконец, вы вычитаете общую энтальпию реагентов из продуктов, чтобы получить общую энтальпию реакции.

     

  Интересно, что химики также используют этот процесс вычитания комбинированных значений реагентов из комбинированных значений продуктов для расчета общего значения реакции для многих других переменных состояния, таких как энтропия реакции и свободная энергия реакции Гиббса. В широком смысле химики называют этот метод расчета изменения переменной состояния законом Гесса в честь швейцарского химика Жермена Гесса. Многие студенты-химики запоминают фразу «продукты минус реагенты», чтобы запомнить формулу, связанную с законом Гесса.

     

  Давайте рассмотрим рабочий пример.

  Энтальпия реакции Пример: разложение двуокиси азота

  Двуокись азота иногда разлагается на моноокись азота и двухатомный кислород в соответствии со следующей химической реакцией:

     

  формирования и соответственно. Поскольку элементарный кислород встречается в природе в виде двухатомного кислорода, O ₂ имеет энтальпию образования, равную нулю.

     

  Чтобы рассчитать энтальпию реакции, нам нужно умножить энтальпии образования как диоксида азота, так и монооксида азота на 2, поскольку оба имеют стехиометрический коэффициент 2 в сбалансированном химическом уравнении. Затем мы берем умноженную энтальпию диоксида азота («продукты») и вычитаем умноженную энтальпию монооксида азота («реагенты»), чтобы получить общую энтальпию реакции 114,14 кДж на «один моль реакции». Эта положительная энтальпия реакции показывает, что разложение диоксида азота является эндотермическим.

     

  Важно отметить, что «один моль реакции» здесь относится к разложению двух молей диоксида азота. Это связано с тем, что мы рассчитали энтальпию реакции, используя сбалансированное уравнение, которое дало двуокиси азота коэффициент, равный 2. Если вместо этого вы хотите узнать энтальпию реакции разложения одного моля двуокиси азота, вы можете просто разделить рассчитанную нами энтальпию на два, так как это будет «полумоля реакции». Точно так же, если вы хотите сделать то же самое для четырех молей диоксида азота или «двух молей реакции», вы должны умножить наше значение на 2.

  Энтальпия сгорания Пример реакции горения. Источник.

  Реакции горения представляют собой один из наиболее распространенных типов реакций, для которых химики используют закон Гесса, чтобы затем рассчитать энтальпию реакции по энтальпии образования. Важно отметить, что термин «энтальпия сгорания» используется для таких энтальпий реакции, особенно в отношении сгораемой молекулы. Например, химики использовали бы фразу «энтальпия сгорания гексана» для описания стандартной энтальпии реакции, связанной с реакцией сгорания гексана.

  При расчете энтальпии сгорания применяются те же правила, что и для энтальпии реакции, с тем дополнительным преимуществом, что различные реакции горения часто имеют одни и те же продукты. Для углеводородов продукты обычно включают только диоксид углерода и воду, хотя их количества могут различаться в зависимости от количества атомов углерода и кислорода в молекуле. При сгорании также могут образовываться двуокись азота и сероводород, если сгоревшая молекула содержит азот или серу.

  CO 2	-393,51
  H 2 O	-241. Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Comment Your Name * Your Email * Your Website