Меню

Газоснабжение Горение газов Учебное пособие Разделы 1 9 Газообразное топливо Расчеты эффективности исполь

Таблица тепловой эффект сгорания

Термодинамические показатели органических соединений

В табл. 3.6.3 приведены: молярная теплоемкость и стандартная молярная энтропия органических соединений, изменения молярной стандартной энтальпии и энергии Гиббса при их образовании, изменение молярной стандартной энтальпии при сгорании, плавлении и испарении веществ.

Соединения расположены по эмпирическим формулам в соответствии с системой Хилла (в порядке возрастания числа атомов С, Н, Br, Cl, F, I. N, О, S).

В графе «Состояние» указано агрегатное состояние вещества в стандартных условиях, к которым относятся данные последующих четырех граф. В качестве стандартных условий во всех случаях приняты температура 25 °С (298,15 К) и давление 1,01325 · 10 5 Па. Температуры плавления и кипения приведены при стандартном давлении (1,01325 · 10 5 Па).

В таблице приняты следующие обозначения:
— стандартная молярная теплоемкость вещества, Дж/(моль · К);
S 0 — стандартная молярная энтропия вещества, Дж/(моль · К);
ΔfН 0 — стандартная молярная энтальпия образования, т. е. изменение энтальпии при образовании 1 моль данного соединения из простых веществ, когда все вещества этой реакции находятся в стандартном состоянии, кДж/моль;
ΔfG 0 — стандартная молярная энергия Гиббса образования, т. е. изменение энергии Гиббса при образовании 1 моль данного соединения из простых веществ, когда все вещества этой реакции находится в стандартном состоянии, кДж/моль;
ΔcН 0 — стандартная молярная энтальпия сгорания вещества, кДж/моль;
Tпл — температура плавления, °С;
ΔfusН 0 — стандартная молярная энтальпия плавления (теплота плавления), кДж/моль;
Tисп — температура испарения, °С;
ΔvapН 0 — стандартная молярная энтальпия испарении (теплота испарения), кДж/моль.

Энтальпия сгорания ΔcН 0 относится к указанному слева агрегатному состоянию вещества при 20 °С; если указания на состояние отсутствует, ΔcН 0 относится к стандартному состоянию вещества в газовой фазе. В качестве продуктов сгорания приняты: СО2, N2, галогениды водорода, SO2 в газообразном состоянии, Н2О в жидком состоянии.

Таблица 3.6.3 (начало)

Термохимические характеристики органических соединений

Источник

Газоснабжение. Горение газов: Учебное пособие (Разделы 1-9. Газообразное топливо. Расчеты эффективности использования топлива), страница 3

2.1. Стехиометрические уравнения

Горением называется быстро протекающая химическая реакция взаимодействия горючих компонентов топлива с кислородом, которой сопутствует интенсивное выделение теплоты, вызывающее резкий рост температуры. В отличие от обычных химических реакций с высоким экзотермическим эффектом при горении наблюдается пламя, представляющее собой зону реакций, происходящих в газообразной фазе.

Теоретический итог реакций горения описывается при помощи так называемых стехиометрический уравнений. Эти уравнения качественно и количественно характеризуют вещества, вступающие в реакцию, и продукты, образующиеся в результате нее. В случае реакций горения их результат дополняется тепловым эффектом, то есть количеством теплоты, выделяющимся во время реакции. Рассмотрим примеры стехиометрических уравнений реакций горения водорода, оксида углерода и метана (без учета теплоты конденсации образующегося водяного пара):

Реакция горения любого углеводорода может быть выражена универсальным уравнением

где m — количество атомов углерода в молекуле углеводорода; n — количество атомов водорода в молекуле углеводорода; Q — тепловой эффект реакции (теплота сгорания).

Для распространенных компонентов горючих газов стехиометрические уравнения и тепловой эффект их реакции с кислородом приведены в табл. 2.1.

Читайте также:  Заполните таблицу строение и функции кожи эпидермис
Таблица 2.1
Стехиометрические уравнения и тепловой эффект реакций горения сухих газов
в кислороде

Стехиометрическое уравнение горения

Необходимо подчеркнуть, что стехиометрические уравнения представляют только конечный результат горения и его суммарный тепловой эффект, однако по этим уравнениям нельзя судить ни о скорости протекания реакции, ни о механизме химических превращений.

2.2. Кинетика реакции горения

Скорость химической реакции W, моль/(м 3 с), можно определить как изменение концентрации компонентов за единицу времени в единице объема. Для необратимых реакций, происходящих при сжигании горючих газов, скорость их протекания можно описать следующей зависимостью:

где k — константа скорости химической реакции; C 1, C 2 — концентрация реагирующих компонентов, моль/м 3 (знак «–» в дифференциальной форме указывает на уменьшение концентрации исходных реагентов с течением времени).

При организованном сжигании топлива в технических устройствах концентрации реагирующих веществ можно условно считать постоянными, поскольку в зону горения происходит непрерывный приток топлива и окислителя. В этих условиях значение константы скорости реакции определяется экспоненциальным уравнением Аррениуса:

где k o — предэкспоненциальный множитель, который характеризует данную реакцию и в первом приближении принимается постоянным; E — энергия активации, Дж/моль; R — универсальная газовая постоянная, Дж/(моль×K); T — абсолютная температура в реакционной зоне, K.

Источник



Энергетика химических процессов. Закон Гесса

Материалы портала onx.distant.ru

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S(ромб), S(монокл), С(графит), С(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

  1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
  2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Читайте также:  Закупка RALF RINGER обувь для всей семьи

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о 298.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН о f,298 (или ΔН о обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например , ΔН o f,2982О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН o сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО2(г), Н2О(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН o 298 реакции:

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO2(г) и H2O(ж)):

Вещество H2S(г) O2(г) SO2(г) H2O(ж)
ΔН o f,298 -20,60 -296,90 -285,83
ΔН o сгор,298 -562,10

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о х.р. равна:

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН о х.р.,298 = 2ΔН о сгор,298(H2S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН о 298 реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), используя следующие данные:

Определите стандартную энтальпию образования NH3(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

      • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:
      • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН o , изменив ее знак на противоположный:
      • сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) равен:

Δ Н о 298 = (- ΔН о 1/2) + (- 3/2·ΔН о 2) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH3(г), то

ΔН о f,298(NH3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(к) в n моль Н2О с образованием раствора CuSO4(р-р, nH2O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO4·5H2O(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о 1 = ΔН о 2 + ΔН о х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН о х = ΔН о 1 – ΔН о 2 = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Читайте также:  Проверка данных по регистру накопления

Другой вариант решения.

По закону Гесса: ΔН о 1 = ΔН о х+ ΔН о 3, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о (С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl2·2H2O(к).

Источник

Урок 20. Теплота сгорания

В прошлом уроке мы подробно рассмотрели, что из себя представляет изменение энтальпии реакции. В уроке 20 «Теплота сгорания» из курса «Химия для чайников» рассмотрим само понятие теплоты сгорание и разберем один пример, чтобы еще лучше понять суть закона Гесса, который гласит: разность между энтальпиями реагентов и продуктов, т.е теплота реакции, должна зависеть только от исходного и конечного состояний, а не от того конкретного пути, по которому следует реакция.

Представим себе, что кто-то попросил нас получить алмаз путем окисления метана:

Естественно, эту реакцию дома не провести, а хотя может и провести: мы ведь пока не знаем сколько тепла выделится или поглотится при ее осуществлении. Так давайте выясним! Но как? Подобный синтез еще не проводился, но тем не менее можно получить ответ на поставленный вопрос, используя данные о теплОтах некоторых легко осуществляемых реакций. Теплоты сгорания вещества, содержащего C, N, O и H, называется теплота реакции данного вещества (в расчете на его одномолярное количество) с достаточным количеством кислорода, продуктами которой являются CO2, N2 и жидкая H2O. Теплоты сгорания легко измерить и их давно уже нашли и занесли в справочники. Нам лишь остается воспользоваться готовыми данными. Конечно же у вас под рукой нет термохимического справочника, поэтому я просто выпишу данные теплоты сгорания метана и алмаза из своего:

  • CH4(г.) + 2O2(г.) → CO2(г.) + 2H2O(ж.) ΔH = -890 кДж (1)
  • C(алмаз) + O2(г.) → CO2(г.) ΔH = -395 кДж (2)

Уравнение интересующей нас реакции синтеза алмаза получается вычитанием уравнения (2) из уравнения (1) либо суммированием уравнения (1) с обращенным уравнением (2), а искомая теплота реакции определяется точно таким же способом:

В конечном счете изменение энтальпии реакции, при получении алмаза путем окисления метана равна:

Очевидно, что когда мы обращаем уравнение реакции (2) и проводим ее в противоположном направлении, тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции меняет знак, т.е процесс, при котором выделяется 395 кДж тепла, при проведении его в противоположном направлении должен поглощать 395 кДж тепла.

Вот таким коротким оказался урок 20 «Теплота сгорания», но от этого не менее познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Источник