Калькулятор термохімії

Термодинамічні розрахунки: питома теплоємність, закон Гесса, ентальпія утворення, енергії зв'язків, вільна енергія Гіббса та ентропія. Також: Газові закони | Рівновага.

q = mcΔT. Введіть масу, питому теплоємність і температури.

Довідка: стандартні ентальпії утворення (кДж/моль, 298 K)
СполукаΔH°fСполукаΔH°fСполукаΔH°f
H₂O(l)-285.8CO₂(g)-393.5CH₄(g)-74.8
H₂O(g)-241.8CO(g)-110.5C₂H₆(g)-84.7
NH₃(g)-45.9NO(g)+90.3C₂H₄(g)+52.3
HCl(g)-92.3NO₂(g)+33.2C₂H₂(g)+226.7
NaCl(s)-411.2SO₂(g)-296.8C₆H₆(l)+49.0
CaO(s)-635.1SO₃(g)-395.7CH₃OH(l)-238.7
CaCO₃(s)-1206.9H₂SO₄(l)-814.0C₂H₅OH(l)-277.7
Енергії зв'язків (кДж/моль): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
Що таке термохімія?

Термохімія — це облік енергії хімічних реакцій: куди йде енергія, у яких кількостях і за яким графіком. Її основна валюта — тепло (q, джоулі), що вимірюється, коли реакція відбувається в калориметрі, і стежать за зміною температури відомої маси води. Головне правило — перший закон: енергія зберігається, її ніколи не створюють і не знищують, лише переміщують між хімічними зв'язками та навколишнім середовищем, — і все на цій сторінці (питома теплоємність, закон Гесса, ентальпії утворення, вільна енергія Гіббса) — це один і той самий закон у різних обличчях.

Одне правило, яке варто запам'ятати: ентальпія є функцією стану — вона залежить лише від початкового й кінцевого станів, ніколи від шляху між ними. Ця єдина властивість робить закон Гесса правомірним, а всю довідкову таблицю нижче — придатною до використання.
Тепло і температура

Температура вимірює середнє «тремтіння» молекул; тепло — це повна енергія, передана, коли це тремтіння змінюється. Панель питомої теплоємності використовує q = mcΔT, щоб переводити між ними: зразок нагріває 100 г води (c = 4,184 Дж/г·°C) від 20 °C до 80 °C, що потребує q = 100 × 4,184 × 60 = 25 104 Дж = 25,104 кДж, поглинених ендотермічно. Незвично велика c води — причина, чому вона найкращий охолоджувач і маховик клімату: ті самі джоулі, що різко змінили б температуру металевої каструлі, ледве зрушують чайник. Надзвичайна питома теплоємність води — це водневий зв'язок у дії: кожен джоуль мусить частково розплести мережу, перш ніж молекули зможуть прискоритися.

Розрив зв'язків коштує, утворення зв'язків дає прибуток

Ентальпійна зміна реакції — це просто різниця в обліку: ΔH ≈ ΣBE(розірвані) − ΣBE(утворені). Розрив зв'язків H–H (436) і Cl–Cl (243) коштує 679 кДж/моль; утворення двох зв'язків H–Cl (по 431 кожен) повертає 862 кДж/моль; зразок панелі енергій зв'язків дає −183 кДж/моль, екзотермічна — H2 + Cl2 → 2HCl вивільняє тепло, бо продукти тримають свої атоми міцніше, ніж реагенти. Знакова угода універсальна: від'ємне ΔH означає, що система вивільняє тепло (екзотермічна, як горіння), додатне — що вона поглинає (ендотермічна, як танення льоду).

Закон Гесса та ентальпії утворення

Оскільки ентальпія — функція стану, можна побудувати будь-яку реакцію з будь-яких зручних сходинок відомих етапів і додати їхні ентальпії — сума не залежить від шляху. Облік стандартизовано через стандартні ентальпії утворення, ΔH°f: ентальпія утворення одного моля сполуки з її елементів у стандартних станах, що за визначенням робить значення для кожного елемента нульовим. Зразок панелі утворення — типовий: C(s) + O2(g) → CO2(g) має (0 + 0) зліва і −393,5 справа, тож ΔH°rxn = −393,50 кДж/моль — довідкова таблиця вище призначена саме для такої суми: продукти мінус реагенти, кожен помножений на свій стехіометричний коефіцієнт.

Ентропія: підрахунок розміщень

Ентропія (S) рахує, скільки мікроскопічних розміщень має стан — газ переважає рідину, рідина — кристал, суміші — чисті речовини. Другий закон вимагає, щоб ентропія Всесвіту зростала в будь-якому самовільному процесі, що охайно розкладається: ΔSвсесв = ΔSсист + ΔSсер, де частка навколишнього середовища ΔSсер = −ΔH/T — екзотермічні реакції розсіюють тепло в навколишнє середовище й підвищують його ентропію. Зразок панелі ентропії: екзотермічна −100 кДж/моль при 298 K виливає +335,570 Дж/моль·K у навколишнє середовище; при ΔSсист = 150 Всесвіт набуває 485,570 Дж/моль·K, і процес самовільний.

Вільна енергія Гіббса: вердикт

Дж. Віллард Гіббс звів обидві книги в одне число: ΔG = ΔH − TΔS. Зразок панелі Гіббса — вигідна, але заплутана реакція: ΔH = −100 кДж/моль, ΔS = −50 Дж/моль·K при 298 K — дає ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 кДж/моль, самовільна. Чотири комбінації знаків варто запам'ятати: екзотермічна + ентропія зростає — завжди самовільна; ендотермічна + ентропія спадає — ніколи; два змішані випадки залежать від температури, саме тому лід тане лише понад 273 K (TΔS перевищує ΔH). У рівновазі ΔG = 0, а стандартна вільна енергія зв'язується з константою рівноваги через ΔG° = −RT ln K.

Поширені хибні уявлення
  • Екзотермічне означає самовільне. Ні: книга ентропії теж мусить сходитися. Розчинення багатьох солей ендотермічне, але самовільне, бо приріст безладу оплачує рахунок.
  • Тепло і температура — одне й те саме. Ванна при 30 °C містить набагато більше тепла, ніж чашка при 90 °C; q = mcΔT каже, що маса й теплоємність теж голосують.
  • Утворення зв'язків потребує енергії. Навпаки: утворення зв'язку завжди вивільняє енергію — саме ця вивільнена енергія й є тим, що отримують екзотермічні реакції.
  • Енергії зв'язків точно передбачають ΔH. Вони є усередненими величинами для багатьох молекул; знак ≈ у формулі панелі — чесний. Точний інструмент — ентальпії утворення.

Пов'язані інструменти: Хімічна рівновага (де ΔG° зустрічається з K), Газові закони (робота PΔV, якою обмінюється тепло), і Кінетика (самовільне не означає швидке).