Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»



Сторінка2/10
Дата конвертації17.04.2017
Розмір1.73 Mb.
ТипНавчальний посібник
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Стандартна ентальпія згоряння

Горіння різних речовин на повітрі (у кисні) завжди супроводжується вивільненням як теплової, так і світлової енергії. Тепловий ефект процесу горіння називається стандартною ентальпією згоряння. Цю величину виражають у кДж/моль.



Стандартна ентальпія згоряння Hзгорце тепловий ефект реакції цілковитого згоряння 1 моль горючої речовини в атмосфері кисню при тиску 1 атм. Та температурі 298К.

За законом Гесса, стандартну ентальпію згоряння хімічної сполуки визначають як різницю між сумою стандартних ентальпій утворення продуктів згоряння (ПЗ) та стандартною ентальпією утворення відповідної горючої речовини (ГР), оскільки стандартна ентальпія утворення кисню, як простої речовини, дорівнює нулю:



або для конкретного випадку





Варто зазначити, стандартна ентальпія згоряння простих речовин визначається тільки як сума стандартних ентальпій утворення продуктів згоряння (ПЗ).

Приклад 3.4.1. Визначте стандартну ентальпію згоряння карбон(ІV) сульфіду

СS2(г) + 302(г) = С02(г) + 2S02(г),

якщо ентальпії утворення С02(г), S02(г) і СS2(г) відповідно дорівнюють -393,5, -296,8 і+147,3 кДж/моль.

Знаходимо стандартну ентальпію згоряння СS2 за рівнянням



Використовуючи значення умови задачі, матимемо:





Верхня й нижня стандартні ентальпії згоряння. Часто в процесі згоряння багатьох речовин утворюється вода. При цьому значення стандартної ентальпії згоряння буде залежати від агрегатного стану утвореної води. Тому розрізняють верхню й нижню стандартні ентальпії згоряння.

Верхня стандартна ентальпія згоряння Hзгор (верхня) визначається за умов, що вода в продуктах згоряння перебуває у рідкому стані.

Нижня стандартна ентальпія згоряння ∆Нзгор (нижня) визначається за умов, що вода в продуктах згоряння залишилася у вигляді пари.

Приклад 3.4.2. Обчисліть верхню й нижню стандартні ентальпії згоряння етилформіату:

НСООС2Н5 + 3,502 = ЗС02 + ЗН20,

якщо ентальпії утворення С02(г), Н20(г), Н20(р), і НСООС2Н5(г) відповідно дорівнюють -393,5, -241,8, -285,8 і -371,2 кДж/моль.

Керуючись законом Гесса, який для реакції горіння етилформіату записується так:

визначаємо величини ∆Hзгор (верхня) і ∆Нзгор (нижня):





Теплотворна спроможність горючих речовин. При спалюванні однакових кількостей різних горючих речовин отримують різну кількість теплоти. Тому для оцінювання якості горючої речовини, як можливого палива, визначають її теплотворну спроможність. Теплотворну спроможність горючих речовин виражають у кДж/кг і обчислюють за формулою

де Мгр — мольна маса горючої речовини.

Для горючих речовин органічного походження теплотворна спроможність неабияк залежить від умісту карбону і гідрогену в речовині. У табл. 3.1 зіставляються усереднені склади органічної маси та теплотворна спроможність різних видів палива:

Таблиця 3.1. Склад та теплотворна спроможність різних видів палива



Вид палива

ω. %

Теплотворна спроможність, кДзк/кг

Карбон

Гідроген

Оксиген, нітроген і сульфур

Сухе дерево

50

6

44

18 828

Сухий торф

59

6

35

22 594

Буре вугілля

69

5,5

25,5

28 033

Кам'яне вугілля

82

4,3

13,7

35 146

Антрацит

95

2,2

2,8

33 890

Деревне вугілля

100





33 807

Нафта

85,5

14,2

0,3

43 932

Температура горіння речовин. Енергія, яка вивільняється в зоні горіння, витрачається, в основному, на підготовку горючої суміші до горіння, нагрівання продуктів згоряння та на розсіяння теплоти із зони горіння у довкілля. Температура, до якої нагріваються продукти згоряння, називається температурою горіння. На розігрівання продуктів згоряння витрачається теплота, яку можна представити формулою:

де Vпз — об'єм продуктів згоряння; Спз — усереднена теплоємність 1 л продуктів згоряння; Т0 — початкова температура системи; Tгор — температура горіння. У загальному випадку температуру горіння визначають як:



Розрізняють калориметричну та дійсну температуру горіння. Під калориметричною температурою горіння розуміють температуру, до якої нагріваються продукти згоряння у разі дотримання таких умов:

— уся теплота, яка вивільнилася в процесі горіння, витрачається на нагрівання продуктів згоряння

— відбувається повне (стехіометричне) згоряння горючої суміші;

— при утворенні продуктів згоряння подальшої термічної дисоціації не відбувається;

— горюча суміш перебуває при початковій температурі 273 К та тиску 101,3 кПа.



Дійсна температура горіння — це температура, до якої нагріваються продукти згоряння в реальних умовах, при цьому припускається, що горіння може здійснюватися з надлишком чи нестачею повітря, зі значними тепловтратами, а початкові умови можуть відрізнятися від нормальних.
Стандартна ентальпія атомізації.

Утворення кристалів простих і складних речовин з окремих атомів завжди супроводжується вивільненням енергії, яку називають атомарною енергією утворення речовини. Ця енергія чисельно дорівнює ентальпії атомізації ΔН°Т, узятої з протилежним знаком, її виражають у кДж/моль.



Стандартна ентальпія атомізації речовини — це енергія, яка поглинається при розкладанні 1 моль речовини з утворенням нейтральних атомів у газоподібному стані при тиску 1 атм.

Наприклад,


Енергія хімічного зв'язку

Для простих речовин, молекули яких складаються з двох атомів, сполучених одинарним зв'язком (наприклад Н2, С12 тощо), стандартну ентальпію атомізації називають стандартною ентальпією розщеплення хімічного зв'язку, або енергією хімічного зв'язку ∆H0ат = Езв. Енергію одного хімічного зв'язку двохатомної молекули виражають в електронвольтах (1 еВ = 1,60218 • 10 22 кДж). Однак у термохімії легше визначати енергію одного моля хімічних зв'язків, яку виражають у кДж/моль. Перевідний коефіцієнт між еВ і кДж/моль визначають із співвідношення:

1 еВ = 1,60218 • 10-22 кДж х 6,022137 • 1023 моль-1 = 96,487 кДж • моль-1.

Енергія хімічного зв'язку — вимірюється роботою, яку треба виконати для того, щоб розщепити 1 моль хімічних зв'язків двохатомної молекули. Як і для простих речовин, енергію хімічного зв'язку можна визначити для будь-якої двохатомної молекули, наприклад, НС1. Для молекул, які мають у своєму складі більше двох атомів, застосовують поняття середньої енергії хімічного зв'язку. Так, для молекули амоніаку NH3 енергія зв'язку N-H дорівнює

Для більшості речовин енергії хімічних зв'язків визначають експериментально (див. табл. 5.4 і 5.5), і ці значення можна використовувати для обчислень стандартних ентальпій утворення речовин та стандартних ентальпій хімічних реакцій. Обчислюючи стандартні ентальпії утворення речовин, треба пам'ятати, що тепловий ефект утворення хімічної сполуки з простих речовин завжди менший, аніж тепловий ефект її утворення з вільних атомів на величину стандартної ентальпії атомізації простих речовин. Так, для реакції



експериментально встановлено, що ∆Hутв НС1(г) = -92 кДж/моль. Зважаючи на закон Лавуазьє—Лапласа і другий наслідок закону Гесса, можна записати, що



Використовуючи значення енергій хімічних зв'язків Н-Н, С1-С1 і Н-С1, які відповідно дорівнюють (у кДж/моль) 435, 243 і 431, тепер обчислимо ∆HутвНС1(г):



.

У загальному випадку тепловий ефект будь-якої реакції дорівнюватиме:



Для будь-якої хімічної реакції, перебіг якої відбувається за схемою



З цього співвідношення стає зрозумілим, чому стандартна ентальпія утворення простих речовин береться за нуль. Енергія, яка вивільнюється в процесі утворення хімічного зв'язку між однойменними атомами, повністю витрачається на атомізацію простої речовини. Наприклад, утворення молекули Н2 можна записати двома послідовними стадіями:



Сумарне ж рівняння виглядатиме так:



Тоді


Приклад 3.5. Обчисліть ∆Нрєакції

NH3(r) + С12(г) = NH2Cl(p) + НС1(г),

якщо відомо, що енергія зв'язків N-H і N-C1 відповідно дорівнює 391 і 200 кДж/моль, a стандартна ентальпія атомізації хлору і гідрогенхлориду — 243 і 432 кДж/моль. За законом Гесса знаходимо:



Приклад 3.6. Визначте енергію зв'язку С-С1 у молекулі СС14, якщо стандартні ентальпії атомізації графіту і хлору відповідно дорівнюють 718 та 243 кДж/моль, а ∆Нутв CCl4(p) становить -135,4 кДж/моль. Виходячи з термохімічного рівняння реакції

С (графіт) + 2С12 (г) = СС14 (р), ∆Нутв = -135,4 кДж/моль, знаходимо, що

Звідси —



Енергія кристалічної ґратки

Поняття енергії хімічного зв'язку є універсальним, і його однаково застосовують як до молекул, так і до конденсованих систем. Енергія системи при переході від молекул у газовій фазі до кристалу змінюється, бо при цьому змінюються найближче оточення та енергетичний стан атомів. У разі утворення кристала з газоподібних молекул вивільняється енергія, яка є наслідком упорядкованого розміщення атомів у кристалічній ґратці. Для того, щоб цінити величину цієї енергії, треба порівняти між собою енергії хімічного зв'язку в кристалі і в газоподібній молекулі. Утворення кристалічних простих речовин з окремих атомів завжди супроводжується вивільненням енергії, яка чисельно дорівнює стандартній ентальпії атомізації ∆Нат , взятої з протилежним знаком.

На відміну від кристалів простих речовин йонні кристали побудовані з окремих йонів, які закономірно розташовані у вузлах кристалічної ґратки. Тому для того, щоб кількісно описувати теплові ефекти, пов'язані з утворенням йонних кристалів, послуговуються поняттям енергії кристалічної ґратки.

Енергія кристалічної ґратки йонного кристала (Еґратки) — вимірюється роботою, яку потрібно виконати для розщеплення 1 моль кристалічної речовини з утворенням окремих йонів у газовій фазі при тиску 1 атм.
Стандартна ентальпія розчинення та гідратації (сольватації).

Процес розчинення будь-якої речовини (газоподібної, рідкої чи твердої) у воді або в іншому розчиннику може супроводжуватися як вивільненням, так і поглинанням теплоти.



Стандартна ентальпія розчинення (∆Нрозч) це тепловий ефект розчинення 1 моль речовини при тиску 1 атм у певній кількості розчинника, наприклад у 100 г або 1000 г, або у невизначеній кількості розчинника.

Зміна ентальпії системи під час розчинення — це сумарна величина, яка складається із її зміни внаслідок руйнування вихідної структури речовини гратки (для йонних кристалів) або Еструкт (для рідин і молекулярних кристалів)) і її зміни, зумовленої гідратацією (сольватацією) молекулами розчинника молекул або йонів розчиненої речовини (∆Нгідр (для води) або ∆Нсольв (для інших розчинників):





Стандартна ентальпія гідратації (сольватації) — це кількість теплоти, яка вивільняється під час приєднання молекул води (гідратація) чи, взагалі, частинок розчинника (сольватація) до 1 моль частинок розчиненої речовини. Ця величина ∆Нгідр (або ∆Нсольв ) чисельно дорівнює енергії гідратації Егідр (чи енергії сольватації Есольв), узятої з протилежним знаком, тобто ентальпії відщеплення молекул розчинника від частинок розчиненої речовини. Зрозуміло, що Отже, зміну ентальпії системи у разі розчинення речовин визначають як різницю між енергією, яка витрачається на руйнування вихідної структури речовини, і енергією гідратації (сольватації) частинок розчинником:

Очевидно, що в разі розчинення газів ∆Н0розч =-Егідр, тобто ∆Н0розч <0, бо немає потреби витрачати енергію на руйнування структури газу, якої не існує. Тому розчинення газів — це завжди екзотермічний процес. Чим більша енергія зв'язку між частинками у речовині, тим вища Егратки структ). Для молекулярних кристалів і рідин сили вандерваальсової взаємодії між молекулами, і навіть водневі зв'язки, не є достатньо міцними, і зазвичай Егратки структ) залишається меншою від Егідр.. Тому розчинення таких речовин, як, наприклад, цукор, гліцерин, спирт тощо, є теж екзотермічним процесом. Якщо при розчиненні молекулярних речовин не відбувається помітної гідратації (сольватації) їхніх молекул (.Егідр→0), а самі молекули неполярні Егратки→0), то розчинення практично не супроводжується тепловим ефектом. Таке можна спостерігати під час розчинення йоду в карбон (ІV) хлориді (СС14). Тут "рушійною силою" процесу є збільшення ентропії, про що йтиметься згодом. Тепловий ефект розчинення може бути нульовим і при великих значеннях Егратки і Егідр, якщо їхні величини матимуть однакові абсолютні значення. У разі розчинення йонних кристалів (та інших сполук, у яких під дією розчинника відбувається руйнування хімічних зв'язків) величина £ґраткя настільки велика, що енергетичні витрати, які пов'язані з руйнуванням кристалічної ґратки, не завжди компенсуються енергією взаємодії розчинника з утвореними йонами. Тоді набуде позитивного значення — процес розчинення буде ендотермічний.

Приклад 3.7. Визначте величину теплового ефекту розчинення натрію хлориду у воді, якщо відомо, що енергія його кристалічної ґратки Егратки = 764 кДж/моль, а енергії гідратації йонів Nа+ і Сl- при 25 °С відповідно дорівнюють 410 і 350 кДж/моль. Зважаючи на те, що

знаходимо:



Як бачимо, процес розчинення натрію хлориду у воді — ендотермічний процес.

Приклад 3.8. Визначте ∆Нгідр карбон(ІV) оксиду і метанолу під час їхнього розчинення у воді. Значення ∆Н°розч для С02 і СН3ОН відповідно дорівнюють -19,7 і -1,55 кДж/моль. Оскільки Еструкт (СН3ОН) = 38 кДж/моль, а Еструкт(С02) = 0, знаходимо:

Звідси

Тоді для С02

а для СН3ОН —



Стандартні ентальпії фазових перетворень

Уже йшлося про те, що перетворення речовин можуть бути як хімічними, так і фазовими. Коли речовина топиться, кажуть, що з нею відбувається фазове перетворення: тверда речовина перетворюється на рідину. Інші фазові перетворення відбуваються в точці кипіння, коли рідина перетворюється на газ, при температурі сублімації, коли тверда фаза, минаючи рідкий стан, перетворюється в газову фазу, і при температурі алотропного перетворення, коли одна тверда фаза перетворюється на іншу. За звичайних умов при сталому тиску фазові перетворення в індивідуальних речовинах відбуваються ізотермічно, тобто топлення відбувається при одній точно визначеній температурі топлення; кипіння — при визначеній температурі кипіння; сублімація — при визначеній температурі сублімації; алотропне перетворення — при температурі алотропного перетворення. Хоч температура під час фазових перетворень не змінюється, все ж для їхнього здійснення потрібна енергія, яку система поглинає (або вивільняє) у формі теплоти. Це так звана прихована теплота, яку не можна виявити за зміною температури, але яка обов'язково повинна надходити до системи (або вивільнятися нею) для руйнування структури однієї фази й утворення структури іншої. Залежно від виду фазового перетворення, розрізняють різні типи стандартних ентальпій фазових перетворень. Для деяких з них ми подамо визначення:

Стандартна ентальпія топлення (∆Н0топл) — це кількість теплоти, яка поглинається системою при перетворенні 1 моль твердої речовини в рідку за стандартних умов.

Стандартна ентальпія випаровування (∆Н0вип)це кількість теплоти, яка поглинається системою при перетворенні 1 моль рідкої речовини в газоподібну за стандартних умов.

Стандартна ентальпія сублімації (∆Н0субл)це кількість теплоти, яка поглинається системою при перетворенні 1 моль твердої речовини в газоподібну за стандартних умов.

Стандартна ентальпія алотропного перетворення (∆Н0ал.п) — це кількість теплоти, що поглинається системою при переході 1 моль речовини з одного твердого стану в інший за стандартних умов.


Ентропія. Ізобарно-ізотермічний потенціал

З курсу фізики відомо, що тіло спонтанно може здійснювати ту дію, внаслідок якої запас енергії тіла зменшується. При цьому тілом виконуватиметься робота або вивільнятиметься еквівалентна кількість теплоти. Кожна система — речовина або сукупність речовин — намагається перейти в стан з найменшим запасом енергії, тому можна стверджувати, що спонтанний перебіг будь-якої реакції має супроводжуватися зменшенням внутрішньої енергії. В ізохорному процесі (V = const) система прагне перейти в стан із мінімальним значенням U (∆U< 0), в ізобарному процесі (Р = const) — у стан з мінімальним значенням Н (∆Н < 0). Ми знаємо, що коли реакція супроводжується вивільненням теплоти (екзотермічна реакція), то її перебіг завжди відбувається спонтанно. Яскравим прикладом таких реакцій є горіння метану, вугілля, нафти тощо:

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н20(г),

Навпаки, багато ендотермічних реакцій відбуваються лише під дією зовнішніх чинників, наприклад, розкладання кальцію карбонату здійснюється при нагріванні до високих температур:

СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г),

Однак робити висновок про те, що всі спонтанні реакції — це екзотермічні реакції, не можна, бо деякі ендотермічні реакції теж відбуваються спонтанно. Наприклад, добре відомо, що розчинення калію хлориду у воді відбувається спонтанно з поглинанням теплоти:



Топлення льоду або дисоціація амонію карбонату — це теж спонтанні процеси, які відбуваються з поглинанням теплоти:



Як бачимо, енергетичний чинник (∆Нреакції), який визначає можливість перебігу реакції, не єдиний. Для визначення спонтанності переходу системи в той чи інший стан потрібно зважати на ще один чинник, так званий структурний, або ентропійний. Три приклади фізичних і хімічних перетворень, про які щойно йшлося, мають одну спільну рису: усі ці спонтанні зміни зумовлені переходом із впорядкованого стану частинок у менш впорядкований. Наприклад, розчинення калію хлориду супроводжується порушенням регулярності кристалічної ґратки — виникає хаотичний розподіл йонів у розчині; у разі топлення льоду регулярна система водневих зв'язків у льоді замінюється хаотично розташованими асоціатами молекул води у середовищі рідкої води; у разі дисоціації амонію карбонату з 1 моль кристалічної речовини утворюється 4 моль газоподібних продуктів. У природі всі процеси відбуваються так, що система прагне перейти з більш упорядкованого в менш упорядкований стан. З практики відомо, що невпорядкованість усталюється спонтанно, тоді як для того, щоб упорядкувати систему, треба виконати певну роботу. Так, наприклад, якщо сполучити наповнену газом посудину А з вакуумованою посудиною Б (рис. 3.5), то після відкриття крана газ за певний час рівномірно заповнить обидві посудини.






Поділіться з Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Схожі:

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №3 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №1 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconКонтрольні роботи для студентів заочної форми навчання спеціальності «технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник Для викладачів та студентів фармацевтичного факультету Запоріжжя 2014

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник за кредитно-модульною системою для студентів вищих навчальних медичних закладів за спеціальністю «технологія парфюмерно-косметичних засобів»
Сторія україни: навчально-методичний посібник для студентів, працюючих за кредитно-модульною системою. (укладачі: кандидат історичних...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник для студентів І курсу факультету філології та журналістики стаціонарної форми навчання. Доп., розш. Полтава: пдпу, 2009. 61 с
Тарасова н.І.,Чередник л. А. Організація самостійної та індивідуальної роботи з античної літератури: Навчально-методичний посібник...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів 5-го, 6-го курсу медичних внз, лікарів-інтернів педіатрів, інфекціоністів та сімейних лікарів Запоріжжя, 2016р
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029 «Інформаційна, бібліотечна та архівна справа»
Концепція професійного спрямування (Вступ до фаху) : навчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029...


База даних захищена авторським правом ©biog.in.ua 2017
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка