термохімічні реакції

Термохімічні рівняння реакцій

Рівняння хімічних реакцій, в яких вказані зміни ентальпії (теплові ефекти реакцій), називаються термохімічними. При написанні термохімічних рівнянь вказується і агрегатний стан речовини. Тверда речовина, рідина і газ позначаються відповідними символами — (Тв), (ж) і (г), тому величина зміни ентальпії залежить від агрегатного стану реагуючих речовин і продуктів реакції.

Теплові ефекти реакцій висловлюють в килоджоулях (кДж) для одного благаючи реагенту або (рідше) для благаючи продукту реакції.

Наприклад, термохімічне рівняння реакції синтезу аміаку:

показує, що при взаємодії 1 моль азоту N2 і 3 моль водню Н2 утворюється 2 моль аміаку NH3 і виділяється кількість теплоти, що дорівнює 92,4 кДж (Δ Н= — 92, 4 кДж).

Представлене нижче термохімічне рівняння реакції згоряння водню в кисні:

показує, що на 1 моль згорілого водню або на 1 моль утворилася води виділяється 286 кДж теплоти (Q = 286 кДж, #&16;Н = -286 кДж). Ця реакція є екзотермічної і характеризується значним тепловим ефектом. Недарма водень вважається ефективним паливом майбутнього.

Термохімічні рівняння підкоряються закону Лавуазьє-Лапласа. тепловий ефект прямої реакції дорівнює по абсолютній величині, але протилежний за знаком тепловому ефекту зворотної реакції.

Це означає, що при утворенні будь-якого з’єднання виділяється (поглинається) стільки ж енергії, скільки поглинається (виділяється) при його розпаді на вихідні речовини. Наприклад, реакція горіння водню в кисні є екзотермічної:

У той же час, реакція розкладання води електричним струмом вимагає витрат енергії і є ендотермічної:

Закон Лавуазьє-Лапласа є наслідком закону збереження енергії.

Особливості термохімічних рівнянь.

Теплові ефекти хімічних реакцій

Тепловий ефект реакції — кількість теплоти, що виділяється або поглинається системою в результаті протікання хімічної реакції. Це може бути DН (Р, Т = const) або DU (V, T = const).

Якщо в результаті реакції теплота виділяється, тобто ентальпія системи знижується (DН < 0 ), То реакція називається екзотермічної.

Реакції, що супроводжуються поглинанням теплоти, тобто з підвищенням ентальпії системи (DН > 0), називаються ендотерміческімі.

Як і інші функції стану, ентальпія залежить від кількості речовини, тому її велечену (DН) зазвичай відносять до 1 моль речовини і висловлюють в кДж / моль.

Зазвичай функції системи визначають при стандартних умовах. в які, крім параметрів стандартного стану, входить стандартна температура T = 298,15 К (25 ° C). Часто температуру вказують у вигляді нижнього індексу ().

Термохімічні рівняння реакцій — рівняння, в яких зазначено тепловий ефект, умови реакцій і агрегатні стани речовин. Зазвичай в якості теплового ефекту вказується ентальпія реакції. наприклад,

Тепловий ефект можна записати в рівнянні реакції:

У хімічній термодинаміці перша форма запису вживається частіше.

Особливості термохімічних рівнянь.

1. Тепловий ефект залежить від маси реагує речовини, пое-

тому його зазвичай розраховують на один моль речовини. У зв’язку з цим в термохімічних рівняннях можна використовувати дробові коефіцієнти. Наприклад, для випадку утворення одного благаючи хлороводню термохімічне рівняння записується так:

2. Теплові ефекти залежать від агрегатного стану реагентів; воно вказується в термохімічних рівняннях індексами: ж — рідке, г — газоподібне, т — тверде або до — кристалічна, р — розчинена.

3. З термохімічними рівняннями можна проводити алгебраїчні дії (їх можна додавати, віднімати, множити на будь-які коефіцієнти разом з тепловим ефектом).

Термохімічні рівняння більш повно, ніж звичайні, відображають відбуваються при реакції зміни — вони показують не тільки якісний і кількісний склад реагентів і продуктів, а й кількісні перетворення енергії, якими дана реакція супроводжується.

термохімічні реакції

2) 40г (MgO) 120г (MgSO4 )

Відповідь: m (MgSO4 ) = 240г

3.Получіть кисень Про2. Довести дослідним шляхом, що отриманий газ — Про2 .

У пробірку з тугоплавкого скла (див. Рис.) Поміщають кілька грамів твердого KMnO 4. закривають пробкою з газовідвідною трубкою, кінець якої поміщають або в порожній стакан (метод збирання кисню витісненням повітря), або в перевернуту пробірку, заповнену водою (метод збирання кисню витісненням води). Нагрівають пробірку на полум’ї спиртівки і збирають утворюється газоподібний кисень.

У склянку, заповнений киснем, опускають тліючу лучинку. Вона тут же яскраво спалахує, що підтверджує наявність кисню в склянці. Кисень сприяє горінню.

3.Реакціі, характерні для сірчаної кислоти.

а) Дія індикатора.

У пробірку помістити декілька крапель розчину сірчаної кислоти і додати 2-3 краплі розчину індикатора-метилоранжа. Розчин набуває рожеве забарвлення, характерну для розчинів кислот.

б) Взаємодія з основами (реакція нейтралізації).

У пробірку з досвіду а) додавати по краплях розчин лугу КОН до переходу забарвлення з рожевою на жовту (момент повної нейтралізації):

2H + + 2OH — = 2H2 O

в) Взаємодія з основними і амфотерними оксидами.

У пробірку помістити невелику кількість твердого оксиду цинку ZnO і додавати по краплях розчин сірчаної кислоти до повного розчинення оксиду:

2H + + ZnO = Zn 2+ + H2 O

г) Взаємодія з металами, що стоять в ряду активності до водню.

У пробірку помістити гранулу алюмінію і додати 2-3 мл розчину сірчаної кислоти. Спостерігається виділення газу:

д) Взаємодія з солями кислот слабших, ніж сірчана (наприклад вугільна).

У пробірку помістити 1 мл розчину карбонату натрію Na2 CO3 і додавати по краплях розчин сірчаної кислоти. Спостерігається енергійне виділення газу:

Відповідь: V (H2 ) = 4/4 л

3.Реакціі, характерні для соляної кислоти.

а) Дія індикатора.

У пробірку помістити 5-6 крапель розчину соляної кислоти і додати 2-3 краплі розчину індикатора-метилоранжа. Розчин набуває рожеве забарвлення, характерну для розчинів кислот.

б) Взаємодія з основами (реакція нейтралізації).

У пробірку з досвіду а) додавати по краплях розчин лугу NaОН до переходу забарвлення з рожевою на жовту (момент повної нейтралізації):

HCl + NaOH = NaCl + H2 O

в) Взаємодія з металами, що стоять в ряду активності до водню.

У пробірку помістити гранулу цинку і додати 1-2мл розчину соляної кислоти. Спостерігається виділення газу:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H2

г) Взаємодія з основними і амфотерними оксидами.

У пробірку помістити невелику кількість твердого оксиду магнію MgO і додавати по краплях розчин кислоти до повного розчинення оксиду:

MgO + 2H + = Mg 2+ + H2 O

д) Взаємодія з солями кислот слабших, ніж соляна (наприклад вугільна).

У пробірку помістити 1 мл розчину карбонату натрію Na2 CO3 і додавати по краплях розчин соляної кислоти. Спостерігається енергійне виділення газу:

3.Получіть і зібрати СО2 .Довести, що отриманий газ — СО2 .

У пробірку поміщають невеликий шматочок крейди СаСО3 і додають зверху розчин кислоти НСl. Спостерігається бурхливе виділення вуглекислого газу:

Утворений газ пропускають за допомогою трубки через розчин вапняної води Са (ОН)2 і спостерігається помутніння розчину через утворення нерозчинного СаСО3 :

Вуглекислий газ не підтримує горіння. У склянку з вуглекислим газом опускаємо палаючу лучину, вона тут же гасне.

m (H2 O) = 100мл w = m (в-ва) / m (розчину) * 100%

w (р-ра) -. m (розчину) = m (H2 O) + m (в-ва) = 100мл + 50г = 150г

w (р-ра) = 50/150 * 100% = 33.3%

Відповідь: w (р-ра) = 33.3%

3.Проделать реакції, характерні для глюкози.

Глюкоза проявляє властивості багатоатомних спиртів і альдегідів.

1.Доказать наявність в глюкозі функціональних груп ОН — можна, виконавши реакцію з гідроксидом міді (в надлишку лугу):

До отриманого осадку додайте рівний об’єм розчину глюкози, суміш збовтайте — розчин стає синім.

2.Якщо нагріти суміш розчину глюкози і гідроксиду міді (II), то буде спостерігатися випадання жовтого (гідроксид міді (I)), потім червоного осаду (оксид міді (I)):

3. Визначити, в якій з пробірок знаходиться NaOH, Na2 SO4 .

У пробірки з розчинами додати 2-3 краплі розчину хлориду барію. Та пробірка, в якій утворюється білий осад, містить сіль сірчаної кислоти:

Дано: 14г 0.5моль х

1) v (CаО) = m / M v (CaO) = 14/56 = 0.25 моль,

значить маса H2 SO4 дана в надлишку.

2) Розрахунок ведемо по речовині, яке дано в недостатку всього

56г (CаО) 136 г Х = 14 * 136 / 56г

Структурна, хімічна формула сірчаної кислоти. Сировина і основні стадії отримання сірчаної кислоти. Схеми виробництва сірчаної кислоти. Реакції з виробництва сірчаної кислоти з мінералу піриту на каталізаторі. Отримання сірчаної кислоти з залізного купоросу.

реферат [759,6 K], добавлена ​​27.04.2015

Молекулярні, електронні та термохимические рівняння. Амфотерность гідроксиду олова. Механізм утворення іонної хімічного зв’язку. Тепловий ефект реакції. Рівновага гетерогенної системи. В’язкі властивості будматеріалів. Реакція «срібного дзеркала».

реферат [49,8 K], добавлена ​​28.11.2011

Вивчення реакцій імідів з сполуками, що містять аміногрупу. Здійснення синтезу речовин на основі аддуктов реакції Дільса-Альдера. Отримання імідокіслоти на основі циклопентадієну з малеїновим ангідридом і аміномасляної кислоти.

реферат [163,7 K], добавлена ​​04.02.2013

Отримання сульфату амонію з аміаку і сірчаної кислоти в лабораторних умовах. Теплові ефекти, що супроводжують хімічні реакції. Приготування і змішування розчинів. Отримання сульфату амонію з сірчистого газу, мірабіліту, гіпсу та кисню.

реферат [994,1 K], добавлена ​​23.05.2015

Зміна швидкості хімічної реакції при впливі різних речовин. Вивчення залежності константи швидкості автокаталитической реакції окислення щавлевої кислоти перманганатом калію від температури. Визначення енергії активації хімічної реакції.

реферат [270,9 K], добавлена ​​28.04.2015

Реакції, що протікають між іонами в розчинах. Порядок складання іонних рівнянь реакцій. Формули в іонних рівняннях. Оборотні та необоротні реакції обміну в водних розчинах електролітів. Реакції з утворенням малодиссоциирующие речовин.

реферат [1,6 M], добавлена ​​28.02.2012

Ніаламід як гідразид ізонікотиновоїкислоти, його головні фізичні та хімічні властивості, методика визначення достовірності і якості. Характерні реакції даного хімічної сполуки, правила його приймання і зберігання, показання та протипоказання.

реферат [379,6 K], добавлена ​​10.02.2015

Відновлення нітробензойної кислоти. Окислення толуолу, нітрування бензойної кислоти. Дія галогеніруются агентів. Електрофільне заміщення, освіту ангідридів кислот. Реакції в ароматичному кільці. Галогенування по радикальному механізму.

реферат [43,8 K], добавлена ​​22.10.2011

Складання формул сполук кальцію з воднем, фтором і азотом. Визначення ступеня окислення атома вуглецю і його валентності. Термохімічні рівняння реакцій, теплота освіти. Обчислення молярної концентрації еквівалента розчину кислоти.

реферат [46,9 K], добавлена ​​01.11.2009

Властивості і застосування ацетальдегіду, методи отримання. Електронна структура реагентів і продуктів реакції, термодинамічний аналіз, вихідні дані для розрахунку. Отримання ацетальдегіду, аналіз факторів, що впливають на протікання реакції окислення етилену.

реферат [1,6 M], добавлена ​​08.12.2010

термохімічні реакції
Головна | Про нас | Зворотній зв’язок

Тепловий ефект хімічної реакції. Термохимия. закон Гесса

Всі хімічні процеси супроводжуються тепловими ефектами.

Тепловим ефектом хімічної реакції називається теплота, що виділяється або поглинається в результаті перетворення вихідних речовин у кількостях, що відповідають рівнянням хімічної реакції. При цьому єдиною роботою є робота розширення, а вихідні речовини і продукти реакції повинні мати однакову температуру.

Незалежність теплоти хімічної реакції від шляху процесу при р = const і Т = const (A = pDV) вперше була встановлена ​​в 1836 р російським ученим Г.І. Гессом. Ця закономірність відома як закон Гесса: тепловий ефект хімічної реакції не залежить від шляху її протікання, а залежить лише від природи і фізичного стану вихідних речовин і продуктів реакції.

Закон складає теоретичну основу термохіміі. тобто розділу хімічної термодинаміки, в якому обчислюються теплові ефекти різних фізико-хімічних процесів: хімічних реакцій, фазових переходів, процесів розчинення і кристалізації і т. д.

Слід пам’ятати, що все термохимические розрахунки проводяться при стандартних умовах: Т = 298 К (25 0 С), р = 101,3 кПа (1 атм.), наприклад: DН 0 298 — стандартна ентальпія.

У термохіміі рівняння хімічної реакції записується із зазначенням теплового ефекту реакції (ентальпії) і агрегатного стану речовин. Ці рівняння називають термохімічними рівняннями:

У термодинаміки прийнято:

· В екзотермічних процесах теплота виділяється, для них DН < 0 і DU < 0 (тобто теплосодержание і внутрішня енергія системи зменшуються);

· В ендотермічних процесах теплота поглинається, для них DН > 0 і DU > 0 (тобто теплосодержание і внутрішня енергія системи зростають).

В термохімічних розрахунках широко використовуються три слідства із закону Гесса.

Перше наслідок: тепловий ефект прямої реакції дорівнює тепловому ефекту зворотної реакції з протилежним знаком: DНпр. = — DНобр .

Другий наслідок: тепловий ефект реакції дорівнює різниці між сумою теплот (ентальпій) згоряння вихідних речовин і сумою теплот (ентальпій) згоряння продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів речовин, що беруть участь в процесі:

де ni — стехиометрический коефіцієнт для i-того речовини в рівнянні реакції,? Нсгi — теплота (ентальпія) згоряння i-того речовини.

Теплота (ентальпія) згоряння — кількість теплоти, що виділяється при повному згорянні одного благаючи речовини до вищих оксидів при даних умовах (р, Т). Чисельні значення теплот згоряння визначаються по довідкових видань.

Третій наслідок: тепловий ефект реакції дорівнює різниці між сумою теплот (ентальпій) утворення продуктів реакції та сумою теплот (ентальпій) утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів речовин, що беруть участь в процесі:

де ni — стехиометрический коефіцієнт для i-того речовини в рівнянні реакції,? Нобр.i — теплота (ентальпія) утворення i-того речовини.

Під теплотою (ентальпією) освіти розуміється тепловий ефект реакції утворення 1 моль речовини з простих речовин (вимірюється в кДж / моль). Зазвичай використовують стандартні ентальпії освіти; їх позначають DН 0 обр, 298 або DН 0 f, 298 (Часто один з індексів опускають і позначають, наприклад, DН 0 298 ). Стандартні ентальпії простих речовин, стійких в стандартних умовах (газоподібний кисень, рідкий бром, кристалічний йод, ромбічна сірка, графіт і т.д.) приймаються рівними нулю. Чисельні значення теплот (ентальпій) утворення визначаються за довідниками.

Якщо на систему надати зовнішній вплив, в системі відбуваються певні зміни. Якщо після зняття цього впливу система може повернутися в первісний стан, то процес є оборотним. Якщо після зняття зовнішнього впливу систему і навколишнє середовище не можна повернути в первісний стан, то процес — незворотній.

Процеси, що протікають без підведення енергії від зовнішнього джерела, називаються мимовільними. Наприклад: падіння каменя з висоти, перехід тепла від більш нагрітого тіла до менш нагрітого, стікання води по жолобу. При цьому система з більш упорядкованого стану переходить в стан менш впорядковане і більш ймовірне. Людський досвід показав, що самовільні процеси в зворотному напрямку не можуть протікати мимовільно, тобто мимовільно камінь не полетить вгору, теплота НЕ перейде від холодного тіла до нагрітого, а вода не потече вгору по жолобу.

Багато хімічні процеси також протікають мимовільно, наприклад, утворення іржі на залозі, розчинення солі у воді і ін. Які рушійні сили і критерії мимовільних процесів?

Частинкам (молекулам, атомам, іонів) притаманне прагнення до безладного руху, тому система прагне перейти з більш упорядкованого стану в менш впорядковане. Так, якщо, наприклад, балон з газом (стан I) з’єднати з посудиною, то газ з балона буде розподілятися по всьому об’єму посудини (стан II). При цьому система з більш упорядкованого стану (з меншим безладом) переходить в стан менш впорядковане (з великим безладдям). Кількісною мірою безладу системи є функція стану — ентропія (S). Її чисельне значення можна визначити наступним чином: S = R. T. lnW, тобто S пропорційна lnW, де W — термодинамічна ймовірність стану системи або число ймовірних микросостояний, якими може бути реалізовано дане макросостояніе; W > 1.

При переході системи з більш упорядкованого стану в менш впорядковане (зі стану I у стан II) ентропія системи зростає, тобто DS = S2 — S1 > 0.

Перехід з менш упорядкованого стану в більш впорядкована (зі стану II в стан I) без впливу ззовні неможливий. Такий процес називається несамопроізвольное. Зрозуміло, що в розглянутому прикладі представляється неймовірним, щоб газ сам собою зібрався в балоні. Очевидно, що в цьому випадку ентропія системи зменшується (DS = S2 — S1 < 0). тобто .:

· Всі процеси, що протікають зі зменшенням порядку в розташуванні частинок, супроводжуються збільшенням ентропії, є мимовільними процесами (процеси розчинення, плавлення, випаровування, нагрівання);

· Всі процеси, що протікають зі збільшенням порядку в розташуванні частинок, супроводжуються зменшенням ентропії, є несамопроізвольное процесами (процеси конденсації, кристалізації, охолодження).

Таким чином, в ізольованій системі мимовільні процеси протікають в бік збільшення ентропії, DS > 0 (II закон термодинаміки).

Системи, в яких протікають хімічні реакції, не є ізольованими, тому що вони супроводжуються тепловим ефектом, тобто системи обмінюються енергією з навколишнім середовищем. У неізольованих системах можливі процеси, в яких ентропія знижується. Наприклад, при відведенні тепла в навколишнє середовище розплав або скло можуть закристалізуватися, а пар сконденсуватися (тобто DS < 0).

На відміну від ентальпії, для будь-якої речовини абсолютне значення ентропії можна обчислити або визначити експериментальним шляхом. Ентропії речовин прийнято відносити до стандартних умов: Т = 298 К; Р = 101,3 кПа. Позначають S 0 298 і називають стандартною ентропією (числове значення стандартної ентропії визначається по довідкових видань). Ентропія речовини вимірюється в Дж / моль. К.

Значеннями ентропії речовин користуються для визначення зміни ентропії системи в результаті відповідних реакцій. Наприклад для реакції, записаної в загальному вигляді:

АА + ВВ + … = dD + eE + …

зміна ентропії виразиться:

Ентропія системи вимірюється в Дж / К.

/ Термохимия

Розділ — хімічної термодинаміки, що вивчає теплові ефекти хімічних реакцій і фазових перетворень, називається термохімією.

В ході хімічної реакції відбувається перебудова енергетичних рівнів атомів, молекул, змінюється внутрішня енергія і, отже, має спостерігатися поглинання або виділення теплоти — парниковий ефект .

У ізохорно-ізотермічних умовах це Qv = ΔU. а в ізобарно-ізотермічних умовах протікання реакції це Qp = ΔH .

Теплота рівна термодинамічних функцій стану сама є термодинамічної функцією стану і, отже, не залежить від шляху процесу, а залежить тільки від початкового і кінцевого стану системи. Цей закон був встановлений в 1841 р російським акад. Г.І. Гессом.

Він лежить в основі термохіміі і поширюється на всі процеси, що супроводжуються тепловими ефектами — фазові перетворення, розчинення, випаровування, кристалізація і т.д.

Оскільки в більшості випадків хімічні реакції протікають при постійному тиску, то в подальшому будемо розглядати изобарического умови і тепловий ефект буде ентальпії реакції Н. Якщо вихідні речовини і продукти реакції перебувають в стандартному стані, то тепловий ефект реакції називається стандартною ентальпією реакції Н 0.

Стандартне стан речовин не залежить від температури. Якщо в ході реакції теплота виділяється, тобто ентальпія системи знижується (ΔН < 0), то реакція називається екзотермічної. Реакція, що протікає з поглинанням теплоти, тобто з підвищенням ентальпії системи (ΔН > 0), називається ендотермічної.

Тепловий ефект реакції відносно мало залежить від температури реакції і тиску, тому в розрахунках можна використовувати стандартні значення ентальпій реакцій (Н 0).

Термохимия оперує термохімічними рівняннями. У них вказують парниковий ефект, агрегатні стани речовин і допускаються дробові коефіцієнти.

З термохімічними рівняннями можна оперувати, як і з алгебраїчними рівняннями.

Тепловий ефект реакції залежить від природи і стану вихідних речовин і кінцевих продуктів, але не залежить від шляху реакції.

Закон лежить в основі термохімічних розрахунків. Розглянемо реакцію згоряння метану:

термохімічні реакції

Цю ж реакцію можна провести через стадію утворення СО:

термохімічні реакції

термохімічні реакції

термохімічні реакції

Отже, видно, парниковий ефект реакції, що протікає по двох шляхах, однаковий.

При термохімічних розрахунках для визначення теплових ефектів застосовують слідства із закону Гесса.

Наслідки закону Гесса:

Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці між сумами теплот (ентальпій) утворення продуктів реакції і вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів в рівнянні.

Тепловий ефект реакції:

розраховується за рівнянням

Для термохімічних розрахунків використовують стандартні ентальпії утворення речовин Δf H 0 — це зміна ентальпії в процесі утворення 1 моля сполуки в стандартному стані з простих речовин, теж знаходяться в стандартному стані в стійких формах і модифікаціях.

Стандартні ентальпії утворення простих речовин, стійких в стандартних умовах, умовно приймаються рівними нулю.

Стандартні ентальпії утворення речовин наведені в довідниках термодинамічних величин і відомі приблизно для 8000 тисяч речовин, що дозволяє розрахунковим шляхом встановити тепловий ефект будь-якого процесу.

Важливо для реакцій, що протікають за участю органічних речовин.

Тепловий ефект реакції дорівнює різниці між сумами теплот (ентальпій) згоряння вихідних речовин і продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів в рівнянні реакції.

Теплота (ентальпія) згоряння — це тепловий ефект згоряння 1 моль органічної речовини до СО2 і Н2 О. Решту продуктів визначаються конкретно для кожного випадку.

Термохімічні рівняння.

Теплота, що вивільняється або поглинається конкретної хімічної реакцією, пропорційна ступеню перетворення реагентів, яка визначається за кількістю будь-якого з витрачаються або продуктів, що утворяться. Зміна внутрішньої енергії або ентальпії реагує системи визначають за хімічним рівнянням реакції. Наприклад, згоряння суміші газоподібних метану і кисню описується термохимическим рівнянням

термохімічні реакції

Тут букви в дужках позначають агрегатні стани речовин (газ або рідина). символом DH ° позначається зміна ентальпії в хімічному перетворенні при стандартних тиску 1 атм і температурі 298 K (25 ° С) (знак градуса в верхньому індексі H вказує, що дана величина відноситься до речовин в стандартних станах (при p = 1 атм і T = 298 K)). Хімічна формула кожного речовини в такому рівнянні позначає цілком певну кількість речовини, а саме його молекулярну масу, виражену в грамах. Молекулярна маса виходить складанням атомних мас всіх елементів, що входять в формулу, з коефіцієнтами, рівними числу атомів даного елемента в молекулі. Молекулярна маса метану дорівнює 16,042, і, згідно з попереднім рівняння, при згорянні 16,042 г (1 благаючи) метану виходять продукти, ентальпія яких на 212,798 ккал менше ентальпії реагентів. Відповідно до рівняння (5) таку кількість теплоти вивільняється, коли 1 моль метану згорає в кисні при постійному тиску 1 атм. Відповідне зменшення внутрішньої енергії системи в ході реакції становить 211,615 ккал. різниця междуDH ° і DU ° дорівнює -1,183 ккал і представляє роботу p (V2V1 ), Що здійснюються, коли 3 благаючи газоподібних реагентів стискаються при тиску 1 атм до 1 благаючи газоподібного діоксиду вуглецю і 2 молей рідкої води.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *