Законите за термохемија

Термохемиските равенки се исто како и другите избалансирани равенки, освен тие исто така го специфицираат протокот на топлина за реакција. Протокот на топлина е наведен десно од равенката користејќи го симболот ΔH. Најчестите единици се килоџули, kJ. Еве две термохемиски равенки:

Н₂ (е) + ½ О₂ (е). Н₂О (ј); ΔH = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (е); ΔH = +90,7 kJ

Пишување термохемиски равенки

Кога пишувате термохемиски равенки, не заборавајте да ги имате на ум следниве точки:

1. Коефициенти се однесуваат на бројот на молови. Така, за првата равенка, -282,8 kJ е ΔH кога 1 mol од H₂О (ј) е формирано од 1 mol H₂ (е) и ½ мол О₂.
2. Енталпијата се менува за промена во фаза, па енталпијата на супстанцијата зависи од тоа дали станува збор за цврст, течен или гас. Бидете сигурни дека наведете ја фазата на реактантите и производите користејќи (и), (л) или (е) и не заборавајте да ја проверите точната ΔH од топлината на табелите за формирање. Симболот (aq) се користи за видови во воден (воден) раствор.
3. Енталпијата на супстанцијата зависи од температурата. Идеално, треба да ја наведете температурата на која се спроведува реакција. Кога ќе погледнете табела на топлини на формирање, забележете дека е дадена температурата на ΔH. За проблеми во домот, и освен ако не е поинаку наведено, се претпоставува дека температурата е 25 ° C. Во реалниот свет, температурата може да биде различна, а термохемиските пресметки можат да бидат потешки.

Карактеристики на термохемиски равенки

Одредени закони или правила се применуваат при употреба на термохемиски равенки:

1. ΔH е директно пропорционална со количината на супстанцијата која реагира или е произведена од реакција. Енталпијата е директно пропорционална со масата. Затоа, ако ги удвоите коефициентите во равенка, тогаш вредноста на ΔH се помножува со две. На пример:
   1. Н₂ (е) + ½ О₂ (е). Н₂О (ј); ΔH = -285,8 kJ
   2. 2 ч₂ (е) + О₂ (е) → 2 ч₂О (ј); ΔH = -571.6 kJ
2. ΔH за реакција е еднаков по големина, но е спротивен во знак на ΔH за обратна реакција. На пример:
   1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (е); ΔH = +90,7 kJ
   2. Hg (l) + ½ O₂ (ј) → HgO (а); ΔH = -90,7 kJ
   3. Овој закон вообичаено се применува за промени во фази, иако е вистина кога ќе ја поправите секоја термохемиска реакција.
3. ΔH е независна од бројот на вклучени чекори. Ова правило се нарекува Закон на Хес. Во него се наведува дека ΔH за реакција е ист без разлика дали се јавува во еден чекор или во низа чекори. Друг начин да се погледне е да се запамети дека ΔH е државна сопственост, затоа мора да биде независна од патот на реакција.
   1. Ако реакција (1) + реакција (2) = реакција (3), тогаш ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂

Погледнете го видеото: Поповска: Законите за една изборна единица да се најдат на следната седница (Јануари 2023).