Бақылау сұрақтары

Лекция

Химиялық термодинамика пәні

Термодинамиканың шектелуі және әдістері

Жоспар

1. Жылу, система, процесс, күйі Ұлғаю жұмысы.

2. Термохимиялық және термодинамикалық белгілер. Термодинамиканың бірінші бастамасы. Жылу, ішкі энергия.

3. Термодинамиканың І-ші заңының кейбір процестерге қолданылуы. Энтальпия.

1. Жылу, система, процесс, күйі Ұлғаю жұмысы.

Физикалық химия - химия мен физиканың арасындағы аралық ғылым. Ол химиялық реакциялардың, онымен қоса жүретін физикалық құбылыстардың заңдылықтарын зерттейді.

Физикалық химия процесстердің жүйедегі тепе-теңдік жағдайы мен оның бір күйден екінші күйге ауысу мүмкіндігін, химиялық реакция жылдамдығының уақытқа байланысты өзгеруін, электрлік және химиялық энергиялардың өзара ауысу заңдылықтары сияқты мәселелерді қарастырады.

Физикалық химия тұжырымдаған заңдылықтар мен оның әдістері ғылымының барлық салаларында дерлік қолданылады. Ол физикалық химияның жалпы ғылымдық мәнін көрсетеді.

Физикалық химия зарттардың құрамы мен қасиеттерінің арасындағы байланыстарды зерттей отырып, әр түрлі физика - химиялық талдау әдістерін жасады.

Физикалық химияда теориялық та, тәжірибелік те әдістер қолданылады. Тәжірибе мәліметтерін талдауда және химиялық реакциялар мәліметтерін жинақтап қорытуда теориялық физиканың үш түрлі: термодинамикалық, статистикалық және квантты - механикалық тәсілдері қолданылады.

Термодинамикалық тәсіл әр түрлі энергияның өз ара байланысы мен түрленулерін тұжырымдайтын термодинамикалық заңдарға негізделген. Бұл тәсіл заттардың түрленуі кезіндегі энергияларды есептеуде, химиялық тепе-теңдікті есептеуде қолданылады.

Статистикалық тәсіл заттардың макроскопиялық қасиеттерін микроскопиялық қасиеттерімен байланыстарын заттардың молекулалық табиғаты туралы ілімге негізделген. Бұл мақсатпен көбінде ықтималдық теориясы қолданылады.

Квантты - механикалық тәсіл энергияның ауысуы теқ белгілі бір мөлшерде (квант күйінде) болады деген тұжырымға негізделеді. Бұл тәсіл жылусыйымдылығын зерттеуде, атом құрылысының сандық теориясын жасауда, спектр туралы ілімде, фотоэлектрлік құбылыстарды түсіндіруде және т.б. өте тиімді.

Қазіргі кезде физикалық -химияның заңдылықтары мен әдістері қолданылмайтын ғылым мен тәжірибе алмасудың бірде-бір саласы жоқ десе де болады.

Физикалық химия ғылыми пән ретінде алғаш рет XVIII-ғасырдың орта шенінде пайда болды. Оның негізін орыстың атақты ғалымы М.В.Ломоносов (1711-1765) қалады. Одан кейін 1860 ж. орыстың атақты ғалымы Н.Н.Бекетов (1825-1911) Харьков университетінде «Физикалық химиялық құбылыстардың өзара қарым-қатынастары» курсын оқып, оны 1865 жылы «Физикалық химия» деп атады.

Кейінірек физикалық химияның дамуына үлкен үлес ғалымдар Каблуков, Аррениус, Коновалов, Карно т.б.

XIX - ғасырдың бірінші жартысында сол кездегі енді дамып келе жатқан жылутехникасының негізінде термодинамика пайда болды. Жылу двигательдерінің, жылудың механикалық жұмысқа айналуын, олардың жүру шарттарын зерттеді. Термодинамикалық негізін салушы қоры да осындай мақсатты ұстады. Кейінірек термодинамика даму келе бұл техникалық мақсаттардан кеңірек мақсаттар қойып физикалық құбылыстарды зерттеп, физикалық термодинамика дамыды. Ол материал қозғалысының жылу формаларының заңдылықтарын зерттеді. Химиялық термодинамиканың негіз -химиялық кұбылыстарға термодинамиканы қолдану болып табылады.

Термодинамикадағы физикалық және химиялық құбылыстар негізінен екі заңның көмегімен зерттеп термодинамиканың 1-және 2-бастамасы. Бірінші бастама энергия және материя сақталу заңына негізделген. Екінші бастама процесстің бағытын көрсетіп ХХ-ғасырда 3-заң ашылды, бірақ ол 1 және 2-заңдардай кең түрде қолданылмайды, химиялық процесстердің теориялық анализдерінде қолданылған тағы термодинамиканың О-бастамасы деген бар, термодинамиканың заңдары. Көптеген ғасырлардан бері адамдардың зерттеулерінің нәтижесін теқсерілген постулаттар.

Классикалық термодинамика - энергияның әр түрінің бір-біріне айналу заңдарын, денелер арасындағы жылу және жұмыс түрінде болатын алмасуды, тепе-теңдік жағдайдағы жүйелер мен әртүрлі заттар қасиеттерінің арасындағы тәуелділіктерді қорытындылайды.

Химиялық термодинамика - химиялық және физико-химиялық құбылыстарға классикалық термодинамиканың заңдарын қолданады. Ол химиялық реакциялар жылу эффекттілерін, жеке заттар мен қоспалар арасындағы фазалық алмасу, химиялық тепе-теңдікті қарастырады.

2. Термохимиялық және термодинамикалық белгілер. Термодинамиканың бірінші бастамасы. Жылу, ішкі энергия.

Термодинамикалық үғымдар

Термодинамикада зерттелетін объект термодинамикалық жүйе болып табылады.

Қоршаған ортадан шын мәнінде немесе ойша бөлінетін зат не заттар тобын жүйе деп атаймыз. Реакциялық ыдыс, гальваникалық элемент т.б. жүйе деп атауға болады немесе егер денелер оны құрайтын бөлшектер арасында жылу не зат алмасу болса және жүйе толығымен термодинамикалық параметрлермен сипатталса Бұлдай жүйені термодинамикалық жүйе деп атаймыз.

Жүйемен тура және жанама байланысты болатын барлық нәрсе қоршаған орта деп аталады. Қоршаған орта өте үлкен көлем алады, ондағы жылу берулі мен қабылдау қоршаған ортаға әсер етпейді.

Қоршаған ортамен әсерлесуіне байланысты жүйелер ашық, жабық және изоляцияланған болып бөлінеді.

Ашық жүйе деп қоршаған ортамен энергия және зат алмасуы болатын жүйені айтады. Мысалы - ерітіндісі бар ашық колба, одан еріткіш ұшып немесе қоршаған ортадан жылынып немесе суынады.

Жабық жүйе деп қоршаған ортамен зат алмасу болмай теқ энергия және жұмыс алмасуы болатын жүйені айтады. Мысалы: тығыз жабылған колба.

Изоляцияланған жуйе деп қоршаған ортамен зат алмасуы да, энергия алмасуы болмайтын жүйені айтады. Мысалы - термостаттағы химиялық реакция.

Жүйе гомогенді және гетерогенді болып бөлінеді.

Бір фазадан тұратын жүйені гомогенді жүйе деп атайды.

Бірнеше фазадан тұратын жүйені гетерогенді жүйе деп атайды. Мысалы: мүз - су, су - бензол.

Беттік шекпен бөлінген, барлық нүктелерінде бірдей физикалық қасиеттерімен өрнектелетін гетерогенді жүйенің бөлігін фаза деп атайды.

Жүйенің барлық физикалық және химиялық қасиеттерінің жиынтығын жүйе күйі деп атайды. Жүйе күйін термодинамикалық параметрлер өрнектейді, ол энергиямен өлшенетін жүйенің интенсивті қасиеттері.

Интенсивті қасиеттері деп массаға байланысты болмай, жүйелер байланысқанда (контактіде) теңелетін қасиеттерін айтады. (Т, Р, Р, С, М).

Массаға байланысты жүйенің қасиеттерін экстенсивті деп атайды. (V, m, C (жылу сыйымдылығы), U, H, S, A, G) темродинамикалық потенциал.

Өлшеуге көнетін (интенсивті қасиеттері) параметр - 0-лерді күйдің негізгі параметрлері деп атайды.

Өлшеуге көнбейтін (U, H, S, A, G) параметрді күй параметрлерінің негізгі

функциясы (күй функциясы) деп атайды.

Кез-келген термодинамикалық жүйе үзіліссіз қозғалыста жүрген атомдар мен молекулалардан тұрады. Қозғалысты сандық жағынан сипаттайтын шама энергия болып табылады.

Ішкі энергия жүйенің жалпы жиынтық энергиясын көрсетеді. Ол сол жүйені құрайтын барлық қозғалыс энергиясы мен бөлшектердің өз әсерлесуінен тұрады - молекуалық қозғалыстың кинетикалық энергиясы, (полекулм) аралық бөлшектердің тартылу және тебілу энергиясы, молекула ішіндегі не химиялық энергия, электронның қозу энергиясы ядро ішіндегі және сәуле энергиясы. Ішкі энергия шама, зат табиғатына, оның массасына және жүйенің күй параметріне тәуелді. Дж/моль мен өрнектеледі. Заттың толық жиынтық эенергиясын анықтау мүмкін емес, себебі жүйені ішкі энергиясыз қалдыруға болмайды, сондықтан т/д-да ішкі энергия өзгерісін қарастырады ∆-жүйе қасиетінің соңғы өзгерісі.

3. Термодинамиканың І-ші заңының кейбір процестерге қолданылуы. Энтальпия.

Термодинамикада ішкі энергиямен қатар Н энтальпияны кеңінен қолданады.

Тұрақты қысым жағдайындағы жүйенің энергиясын энтальпия дейміз, энтальпия ішкі энергия мен потенциалды энергияның қосындысынан тұрады.

Н = U + pν

Энталышя да, ішкі энергия сияқты күй функциясы болып табылады. U, Р және V жүйенің қасиеттері болып табылады. Химиялық реакцияларда жылу берілу тұрақты қысымы да жүретін болғандықтан, энтальпияның химияда өте үлкен маңызы бар. Сондықтан Н білудің қажет, ал U жүйе көлем өзгерісін ескермейді. Н пен U арасындағы айырмашылық негізінде газдарда жақсы білінеді.

ΔН = Нсоң- Нбаст.

Жүйеден қоршаған ортаға энергия берілуі және керісінше жүру жылу (Q) және (W) ретінде өтеді.

Жүйенің бір бөлігінен молекулалардың ретсіз қозғалыстың нәтижесінде екінші бөлігіне тасымалдайтын энергия түрін жылу дейміз. Шекаралық бетке молекулалар соғылу нәтижесінде бір жүйеден екінші жүйеге берілетін энергия мөлшерін жылу мәлшері дейміз. Жылу процесспен байланысты, жүйе күйімен емес, сондықтан Q күй функциясы болмайды. Жылудың соңғы мөлшерін Q деп белгілейді де, өте аз жылуды - б Q. Жылу мөлшері (Дж).

Жүйеден қоршаған ортаға және керісінше жылу берілудің түрін жұмыс дейміз, яғни жұмыс өлшемі берілген энергияның сандық сипаттамасы.

Жұмыс та жылу сияқты процесспен байланысты. Жұмыс та (Дж) өлшенеді. Жылудан айырмашылығы энергия берілу молекулалардың белгілі бір бағытта ретті қозғалысының нәтижесінде жүреді.

Термодинамиканың 1-заңының (1-бастысының) бірнеше тұжырымдары

бар.

Изоляцияланған жүйенің энергиясы тұрақты.

Бірінші теқті (родты) өмірлік двигатель жасау мүмкін емес.

Энергия ізсіз жоғалып кетпейді, жоқтан бар болмайды теқ бір түрінен

екінші түріне қатал эквивалентті мөлшерде ауысады.

Энергия сақталу заңынан мынаны көреміз.

Q = ∆U + W - жүйеге келтірілген жылу мөлшері

Q - жүйеге келтірілген жылу мөлшері,

∆U - ішкі энергия өсімшесі,

W - жүйеде істелінетін жалпы жұмыс,

Q және W - абсолютті мәндері.

Өте аз элементар процесстер үшін

бQ = du + б W = du + рdν + бW' (2)

мұндағы

рdν - элементар жұмыс, сыртқы қысымға қарсы істелетін (үлғаю жұмысы),

бW' - қалған барлық элементар жұмыстардың суммасы (магниттік, электрлік т.б.), бW' - тиімді жұмыс деп атайды, бірақ химиялық термодинамикада үлғаю жұмысын ғана есепке алады, ал бW'- нольге тең деп есептейді.

Сондықтан

бW = рdν, бұдан (3)

бQ = du + рdν (4)

(1) және (4) теңдеулер термодинамиканың 1-заңының математикалық өрнегі.

Изотериялық процессте жылудың бір денеден екінші денеге берілуі тұрақты т-да жүреді. U = const (4) теңдеу

бQт= бW = рdν (5) S - н соң

Qт = W = рdν (6)

Жылу толығымен жұмысқа айналады, 1 моль газ үшін Р = RN/V (5)- ге қосайық.

бQт = RТ dν/ ν; Qт = RТ ln (7)

Изохоралық процессте ν = const, d ν = 0 d w рdν = 0, бұл жағдайда (4) теңдеу

бQV = du (8)

QV = du = ∆U (9)

Жүйеге келтірілген жылу мөлшері, ішкі энергияның ұлғаюына кетеді, QV - күй функциясы.

Изобаралық процесстер р = const, (4) мына түрге енеді.

бQр = du + d(рν) = d(u + рν) = d(u + рν) = dН (10)

Qр = dН = =∆Н

Изобаралық процестегі жылу мөлшері энтальпия өзгерісінің өлшемі болып табылады.

Н = U + рνр күй функция болғандықтан Qр да күй функция болады.

Адибаттық процесте Q = const (4)

бQ = 0

бW = - du және бW = - с ν dТ (5)

S - ған W = - ∆ U және W = Сν (Т2 – Т1)

Нақты жылу сыйымдылық заттың табиғатына, температураға және жылудың жүйеге өту шарттарына тәуелді. Көлем тұрақты жағдайында

температураны бір бірлікке көтеруге кететін жылу мөлшері: бQν = Сν (4)

мұндағы Сν - изохорлы жылу сыйымдылық.

Егер жүйеде сығылу не үлғаю болса, қысым тұрақты жағдайында

бQр / dТ = Ср; (5) – изобарлы жылусыйымдылық

Термодинамиканың 1 бастамасының теңдеуін (1)-ге қойсақ

С = (du + бW)/ dТ (8)

Ұлғаю жұмысын қарастырғанда:

С = (du + рdν)/ dТ

Тұрақты V және Р жағдайында сіи

Сν = du/ dТ; dН = du + рdν; Ср = dН / dТ.

С-ң теқ температураға ғана тәуелді емес, көлемге де тәуелді. Жүйе бөлшектерінің арасында өзара әсерлесу күштері болады, ара қашықтық өзгерген сайын ол күштердің әсері өзгереді, Бұл көлем өзгерісімен байланысты. Бұдан жылу сыйымдылық жүйенің көлем функциясы болып табылады. Сондықтан жылу сыйымдылықты туынды түрінде көрсетуге болады.

Майер заңы Ср = Сν + R Ср - Сν = R.

Классикалық термодинамикада жылу сыйымдылықтың проблемалары жақсы шешілмеген.

Бақылау сұрақтары

Физикалық химияның бөлек пән болып бөлінуі. Қашан басталды, оны кім бөлді?

Физикалық химияны дамуыны қандай салымдар еңбек сіңірді?

Физикалық химия қандай тараулардан тұрады?

Термодинамиканың І-ші заңының математикалық теңдеуі (интегралдық күй).

Термодинамиканың І-ші заңының дифференциалдық теңдеуі.

Жүйе деп нені айтамыз?

Энтальпия.

Көлем түрағы кездегі жұмыстың шамасы неге тең?

Қандай құбылысты адиабатты құбылыс дейміз?

Жабық жүйе деп қандай жүйені айтамыз?

Ашық жүйе деп қандай жүйені айтамыз?

Экстенсивті шама деп қандай шаманы айтамыз?

Интенсивті шама деп қандай шаманы айтамыз?

Термодинамиканың І-ші бастамасы нені оқытады?

Майер теңдеуі.

Дебиеттер

Киреев В.А. Курс физической химии. – М.Химия, 1975 г., 6-10 с.

Страмберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. – М.-Высшая шкла, 1973 г., 8-12 с.

Оспанов Х.Х. Физическая химия. – Алматы, 1999 г., 6-12 с.

Лекция

Термохимия

Жоспар

1. Қысым мен көлем тұрақты болған кездегі химиялық реакциялардың жылу эффектілері. Qp және Q_Vөзара байланысы. Гесс заңы.

2. Жану, еру, түзілу жылулары. Калориметрия.

3. Шын және орташа жылу сиымдылығы. Тұрақты көлемдегі С_V және қысымдағы C_P жылу сиымдылығы. Газ және қатты заттардың сиымдылық теориясы.

I. Термодинамиканың бірінші заңының химияда қолданылуы.

Химиялық реакция кезіндегі жүйедегі компоненттердің мольдік сандары өзгереді. Сондықтан химиялық реакция өткенде жүйенің ішкі энергиясы қысым, көлем және температураға тәуелді болуымен қатар реакцияға қатысатын компоненттердің моль сандарына да тәуелді

U = U(V,T,n)

Ішкі энергияның толық дифференциалы

dU = (∂ U / ∂T) v,ndT + (∂U / ∂V) т,ndV + (∂U / ∂n) v,тdn

Егер жүйеде Т = const және P = const болса

(∂U / ∂n)р,т (∂U / ∂V)т,n · (dV / dn)p,т + (dU / dn)v,т

Энтальпия H = U + PV, оны дифференциалдағанда

(dH / dn)p,т =(dU /dn)p,т + P(dV / dn)p,т

(IV.4)-теңдеуі (IV.3)-теңдеуге қойсақ

(dH / dn)p,т =(dU /dn) v,т + (∂U / ∂V)т,n + P(dV / dn)p,т

Заттың бір молі өзгеріске ұшырағанда жүйе көлемінің өзгеруі

ΔV = (dV / dn) p,т

Егер V = const болса: dQv=(dU)v,т=(dU / dn)v,Tdn

Qv = (ΔU)v,т=(dU / dn)v,тΔn

Егер Δn = 1 болса:

Qv = (dU / dn)v,т

Дәл осылайша

Qp = (dU / dn)p,т

Екенін де көрсетуге болады.

(III.6), (III.8) және (III.9)- теңдеулерді (III.5)-теңдеуге қойсақ:

Qp=Qv+[(dU / dV)т + P] ΔV

ΔH=ΔU+[(dU / dV)т + P] ΔV

Реакция қатты немесе сұйық заттардың қатысуымен өтетін болса, оны конденсацияланған жүйе деп атайды. Мұнда көлем өзгерісі өте аз. Сондықтан ΔН≈ΔU деп есептеуге болады. Химиялық реакция газ заттар қатысында болса, тұрақты қысым және тұрақты температура жағдайында көлемнің өзгерісі көп, өзгерісін идеал газдардың күй теңдеуінен табады: ΔV = ΔνRT / P

Δν – реакция нәтижесінде газ заттардың моль санының өзгерісі. Идеал газ үшін (∂U / ∂V) т = 0. Олай болса (III.11) және (III.12)-теңдеулерден

ΔН = ΔU + PΔV

ΔH = ΔU + ΔνRT

Осыдан тұрақты қысымда және тұрақты көлемде өтетін реакциялардың жылу эффектілері ΔH пен ΔU тең еместігін көреміз.Олардың айырымы реакцияға қатысатын заттардың мольдерінің өзгеруінен пайда болатын жұмысқа P·ΔV тең. Химиялық реакциялардың эндотермиялық немесе экзотермиялық болуы реакция кезінде жылудың сіңірілуі немесе бөлінуімен байланысты. Эндотермиялық реакция нәтижесінде газ заттардың моль саны азаятын болса, жүйеде сығылу жұмысы жасалады, соған байланысты ΔH < ΔU. Ал экзотермиялық реакцияда керісінше ΔH > ΔU.

Химиялық реакция нәтижесінде газ заттардың көлемі ұлғаятын жағдайда (PΔV)>0, эндотермиялық реакциялар нәтижесінде үшін ΔH < ΔU, ал экзотермиялық реакциялар үшін ΔH > ΔU. Егер газ заттардың моль саны өзгермейтін, яғни Δν =0 болса, онда ΔН = ΔU. Мысалы, аммиактың ыдырау реакциясы эндотермиялық реакция: 2NH(газ)→3H +N, реакция нәтижесінде ΔV=V – V = (3+1)-2 =2, яғни жүйенің көлемі ұлғаяды, олай болса ΔH > ΔU.

Судың түзілу реакциясы экзотермиялық реакция:

2Н + О↔2НОН (газ)

Мұнда ΔV= 2-(2+1) = -1, яғни реакция нәтижесінде жүйе сығылады, сондықтан ΔH < ΔU.

Иодсутегі алу реакциясында газдардың көлемі өзгермейді:

Н + I(газ)↔ 2НI(газ)

Бұл реакция эндотермиялық және ΔV =0, демек ΔН = ΔU.

Сонымен тұрақты қысымда Qp = ΔH, ал тұрақты көлемде өтетін процестерде Qv =ΔU. Ішкі энергия және энтальпия термодинамикалық функциялар,яғни күй фйункциялары. Олардың өзгерістері жүйенің бір күйден екінші күйге келу жолдарына тәуелсіз, алғашқы және соңғы күйлеріне байланысты. Олай болса Qp және Qv (химиялық реакцияның жылу эффектілері) реакцияның жүру жолына тәуелсіз. Бұл термодинамиканың бірінші заңынан тікелей шығатын салдар. Оны Гесс заңы деп атайды. Бұл заңды 1836 ж тәжірибе жолында ашқан орыс ғалымы Г.И.Гесс. Гесс заңы былай оқылады: Процестің жылу эффектісі процестің жолына тәуелсіз, ол текжүйенің бастапқы және соңғы күйлерімен анықталады.

Гесс заңының орындалуы мынадай екі шартпен байланысты: а) жүйеде тек көлем ұлғаю жұмысы жасалуы тиіс, ол сыртқы қысымға қарсы жұмсалатын жұмыс; б) процесс не қысым Р, не көлем V тұрақты жағдайда өтуі қажет. Гесс заңына мысал ретінде аммоний хлоридінің судағы ерітіндісін алудың жолын қарастырайық.. Бұл ерітіндіні екі жолмен алуға болады. Бірінші жол мынадай теңдеулермен жазылады:

NН (газ) + ag ↔NH· ag + ΔН

HCl (газ)+ ag ↔ HCl · ag + ΔН

NH · ag + HCl ·ag ↔ NHCl · ag + ΔН

ag – су.

Мұнда әуелі аммиак пен хлорсутектің судағы ерітінділері алынады, содан кейін бұл ерітінділерді араластыру арқылы аммоний хлоридінің ерітіндісі алынады.Екінші жол төмендегідей жазылады: NH(газ) + HCl(газ) ↔ NHCl + ΔН

NHCl(қатты) + ag ↔ NHCl · ag + ΔН

Әуелі екі газ әрекеттесіп, реакция нәтижесінде алынған қатты аммоний хлориді суда ерітіледі. Гесс заңы бойынша ΔН + ΔН + ΔН = ΔН + ΔН. Бірінші жолдың жылуы 147,36 Дж/моль, екіншісінікі – 145,35 Дж/моль.

Гесс заңынан мынадай қорытындылар алуға болады.

1. Заттың түзілу жылуының мәні оның алғашқы заттардан алыну әдістеріне байланысты емес.

2. Заттың алғашқы заттарға ыдырау жылуы оның осы заттардан түзілу жылуына тең, тек олардың таңбалары қарама-қарсы болады (Лавуазье – Лаплас заңы).

3. Екі түрлі жүйедегі өтетін процестердің нәтижесінде бірдей заттар түзілетін болса, бұл процестер жылуларының айырымдары біреуінің екінші жүйеге ауысу жылуына тең болады.

Гесс заңына негіздеп белгісіз реакциялардың жылу эффектілерін есептеуге болады. Ол үшін белгілі реакциялардың стехиометриялы теңдеулерін үйлестіруге болады. Мұнымен қатар әр түрлі химиялық реакциялардың жылу мәндерін реакцияға қатысатын заттардың жану немесе түзілу жылулары арқлы есептеуге болады.

Айтылған әдісті қарастырайық:

а) химиялық реакцияларды үйлестіру арқылы керекті реакцияның жылу эффектісін табу әдісі.

Берілген үш реакцияның жылу эффектілері белгілі:

1.С (графит) + О (газ)= СО (газ) Н = -393,51кДж

2. СО (газ) + 1/2О= СО Н = -282,91кДж

3. Н + 1/2О = НОН (газ) Н = -241,57кДж

Осыларды біле тұра төменгі реакциялардың жылу эффектілерін табу керек.

4. С (графит) + 1/2О =СО Н =?

5. С (графит) + НОН (газ) = СО + Н Н=?

6. С (графит) + 2НОН (газ) = СО + 2Н Н=?

Қосымша берілген үш теңдеудің көмегімен төменгі үш теңдеудің жылу эффектілерін табу үшін бірінші теңдеуден екінші теңдеуді аламыз.

Сонда С (графит) + 1/2О = СО, яғни ΔН = ΔН – ΔН = -393,51 + 282,91 = -110,60кДж.

Төртінші теңдеуден үшінші теңдеуді алғанда:

С (графит) – Н = СО – НОН (газ)

Немесе

С (графит) + НОН (газ) = СО (газ) + Н

Осыдан

ΔН = ΔН – ΔН = -110,60 + 241,57 = 130,97 кДж

Үшінші теңдеуді 2-ге көбейткенде

2Н (газ) + О (газ) = 2НОН (газ)

Бұл теңдеуді бірінші теңдеуден алатын болсақ:

С (графит) + 2НОН (газ) = СО (газ) + 2Н (газ)

ΔН = ΔН – 2ΔН = -393,51 – 2(-241,57) = 89,63 кДж