Восьмой класс
  1. Введение в химию  1.1. Nature and scope of chemistry  1.2. Важность химии в повседневной жизни  1.3. Химия и ее связь с другими науками  1.4. Роль химии в промышленности, медицине и окружающей среде  1.5. Научные исследования и экспериментальные методы в химии
  2. Материя и ее свойства  2.1. Определение и классификация материи  2.2. Физические и химические свойства вещества  2.3. Закон сохранения материи  2.4. Экстенсивные и интенсивные свойства вещества  2.5. Кинетическая молекулярная теория вещества  2.6. Состояния материи: твердые тела, жидкости, газы, плазмы и конденсаты Бозе-Эйнштейна  2.7. Вовлечены изменения состояния и энергии  2.8. Диффузия и броуновское движение
  3. Элементы, соединения и смеси  3.1. Определение и различия между элементами, соединениями и смесями  3.2. Атомная структура и атомный номер  3.3. Химические символы и формулы  3.4. Тенденции в периодической таблице (группы и периоды)  3.5. Классификация элементов: Металлы, неметаллы и металлоиды  3.6. Редкоземельные элементы и переходные металлы  3.7. Виды смесей: однородные и неоднородные  3.8. Разделение смесей с использованием физических и химических методов
  4. Методы разделения  4.1. Фильтрация, осаждение и декантация  4.2. Испарение и кристаллизация  4.3. Дистилляция и Фракционная Дистилляция  4.4. Хроматография и её применения  4.5. Сублимация при очистке соединений  4.6. Роль центрифугирования в биохимических процессах
  5. Атомная структура  5.1. Атомная теория Дальтона  5.2. Строение атома: протоны, нейтроны и электроны  5.3. Атомная модель Бора  5.4. Введение в квантовомеханическую модель  5.5. Электронная конфигурация и энергетические уровни  5.6. Спектры возбуждения и эмиссии  5.7. Isotopes and their applications
  6. Периодическая таблица и химические тенденции  6.1. История и развитие периодической таблицы  6.2. Современный периодический закон  6.3. Периодичность и тенденции в атомных и ионных размерах  6.4. Энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность  6.5. Введение в Лантаноиды и Актиноиды  6.6. Применение периодических тенденций в химии
  7. Химическая связь и структура молекул  7.1. Типы химических связей: ионные, ковалентные и металлические связи  7.3. Полярные и неполярные молекулы  7.4. Hydrogen bonding and its applications  7.5. Межмолекулярные силы: диполь-диполь, дисперсионная сила Лондона
  8. Химические реакции и стехиометрия  8.1. Химические уравнения и баланс  8.2. Типы химических реакций: соединение, разложение, замещение и окислительно-восстановительные реакции  8.3. Введение в стехиометрию и понятие моля  8.4. Ограничивающий реагент в химических уравнениях  8.5. Скорость реакции, катализатор и факторы, влияющие на скорость реакции
  9. Кислоты, основания и соли  9.1. Определение и свойства кислот и оснований  9.2. Сильные и слабые кислоты и основания  9.3. Шкала рН и расчет рН  9.4. Реакции нейтрализации  9.5. Буферные растворы и их важность  9.6. Применение кислот, оснований и солей в повседневной жизни
  10. Растворы и растворимость  10.1. Определение раствора, растворенного вещества и растворителя  10.2. Факторы, влияющие на растворимость  10.3. Единицы концентрации: молярность и моляльность  10.4. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы  10.5. Концепция осмоса и обратного осмоса  10.6. Концентративные свойства растворов
  11. Газы и законы газов  11.1. Properties of gases  11.2. Введение в идеальные и реальные газы  11.3. Закон Бойля, закон Шарля и закон Авогадро  11.4. Уравнение идеального газа и его применения  11.5. Применение газовых законов в реальной жизни
  12. Термохимия и преобразование энергии  12.1. Энергия в химических реакциях  12.2. Экзотермические и эндотермические реакции  12.3. Тепло и изменение энтальпии  12.4. Калориметрия и теплопередача в реакциях
  13. Металлы и неметаллы  13.1. Физические и химические свойства металлов и неметаллов  13.2. Ряд активности металлов  13.3. Коррозия и ее предотвращение  13.4. Извлечение металлов из руд  13.5. Использование металлов и неметаллов в повседневной жизни
  14. Введение в органическую химию  14.1. Характеристики углерода и органических соединений  14.2. Функциональные группы и их значение  14.3. Простые углеводороды: Алканы, Алкены и Алкины  14.4. Изомерия в органических соединениях  14.5. Введение в полимеры и их использование
  15. Экологическая химия и устойчивость  15.1. Принципы зеленой химии  15.2. Влияние химического загрязнения на экосистемы  15.3. Кислотные дожди и их последствия  15.4. Истощение озонового слоя и глобальное потепление  15.5. Управление отходами и переработка в химии

Восьмой класс ↓


Термохимия и преобразование энергии


Термохимия - это изучение изменений температуры, происходящих во время химических реакций. Это раздел химии, который объединяет принципы термодинамики и химии, чтобы понять, как и почему энергия передаётся во время химических процессов.

Что такое энергия?

Чтобы понять термохимию, сначала нужно понять, что такое энергия. Энергия - это способность выполнять работу или производить тепло. Она существует в различных формах, таких как химическая энергия, кинетическая энергия, потенциальная энергия и тепловая энергия. В контексте термохимии нас интересуют прежде всего химическая и тепловая энергии.

Типы энергии

Рассмотрим некоторые основные типы энергии:

  • Химическая энергия: Это энергия, хранящаяся в связях химических соединений, таких как молекулы и атомы. Во время химической реакции связи разрываются и образуются новые, что может либо поглощать, либо выделять энергию.
  • Тепловая энергия: Это энергия, происходящая от тепла. Она связана с температурой системы, которая является мерой кинетической энергии или скорости её частиц.
  • Кинетическая энергия: Это энергия движения. Когда объект движется, у него есть кинетическая энергия. Например, движущийся автомобиль или бегущий человек.
  • Потенциальная энергия: Это энергия, хранящаяся в объекте из-за его положения. Это может быть гравитационная потенциальная энергия, как у книги на полке, или упругая потенциальная энергия, как у растянутой пружины.

Закон сохранения энергии

Закон сохранения энергии гласит, что энергия не может быть создана или уничтожена. Она может только передаваться из одной формы в другую. Это означает, что полная энергия замкнутой системы остаётся постоянной.

Например, когда вы зажигаете свечу, химическая энергия в воске превращается в тепловую энергию и энергию света. Вот простой визуальный пример:

    Воск (химическая энергия) --> Тепло (тепловая энергия) + Свет (световая энергия)
    Воск (химическая энергия) --> Тепло (тепловая энергия) + Свет (световая энергия)

Экзотермические и эндотермические реакции

Химические реакции можно классифицировать как экзотермические и эндотермические в зависимости от энергетических изменений, происходящих в них:

Экзотермические реакции

Экзотермические реакции - это реакции, которые выделяют энергию в форме тепла или света. В этих реакциях энергия продуктов меньше энергии реагентов. Избыточная энергия выделяется в окружающую среду, часто заставляя её казаться более тёплой. Примеры включают:

  • Горение топлива, такого как дерево или бензин.
  • Дыхание у живых организмов.
  • Реакция кислоты с основанием.

Визуальный пример экзотермической реакции:

    Реагенты (высокая энергия) --> Продукты (низкая энергия) + Энергия (тепло/свет)
    Реагенты (высокая энергия) --> Продукты (низкая энергия) + Энергия (тепло/свет)

Эндотермические реакции

Эндотермические реакции - это реакции, которые поглощают энергию из окружающей среды. Это означает, что энергия продуктов больше энергии реагентов. Окружающая среда может казаться холоднее после реакции. Примеры включают:

  • Фотосинтез у растений.
  • Растворение нитрата аммония в воде.
  • Плавление кубиков льда.

Визуальный пример эндотермической реакции:

    Реагенты (низкая энергия) + Энергия (тепло) --> Продукты (высокая энергия)
    Реагенты (низкая энергия) + Энергия (тепло) --> Продукты (высокая энергия)

Измерение изменений энергии

Изменения энергии в химических реакциях можно измерить с помощью калориметра. Калориметр - это инструмент, который измеряет количество тепла, поглощённого или выделенного в ходе химической реакции. Наиболее часто используемой единицей энергии является джоуль (Дж), но также используется калория (кал).

Энтальпия

В термохимии термин энтальпия (H) используется для описания полной энергии системы, включая внутреннюю энергию и энергию, которую можно обменять с окружающей средой (обычно как функцию давления-объёма).

Изменение энтальпии (ΔH) является мерой изменения тепла во время химической реакции при постоянном давлении. Оно может быть рассчитано с помощью:

    ΔH = H_продуктов - H_реагентов
    ΔH = H_продуктов - H_реагентов

Если ΔH отрицательно, реакция экзотермическая. Если ΔH положительно, реакция эндотермическая.

Пример расчёта с использованием энтальпии

Рассмотрим пример расчета изменения энтальпии для реакции:

Предположим, у вас есть реакция, в которой 2 моль водорода реагируют с 1 моль кислорода, образуя 2 моль водяного пара. Изменение энтальпии (ΔH) для этой реакции составляет -483,6 кДж.

    2 Н 2 (г) + O 2 (г) --> 2 Н 2 O(г) ΔH = -483,6 кДж
    2 Н 2 (г) + O 2 (г) --> 2 Н 2 O(г) ΔH = -483,6 кДж

Это означает, что при протекании реакции выделяется 483,6 кДж энергии в окружающую среду.

Энтропия

Энтропия - это мера беспорядка или неупорядоченности в системе. Обычно газы имеют более высокую энтропию, чем жидкости, а жидкости - более высокую энтропию, чем твёрдые вещества. Реакции, увеличивающие беспорядок системы, как правило, происходят спонтанно.

Спонтанность реакций

Спонтанная реакция - это реакция, происходящая естественно без необходимости внешней энергии. Спонтанность зависит как от изменения энтальпии, так и от изменения энтропии. Мы используем величину, называемую свободной энергией Гиббса (G), чтобы измерить спонтанность:

    ΔG = ΔH - TΔS
    ΔG = ΔH - TΔS

В этом уравнении ΔG - это изменение свободной энергии Гиббса, ΔH - изменение энтальпии, T - температура в Кельвинах, а ΔS - изменение энтропии. Если ΔG отрицательно, реакция спонтанна.

Визуальный пример с использованием диаграммы координат реакции

Диаграмма координат реакции может помочь изобразить энергетические изменения во время реакции:

    Путь реакции: /-------- /  / (Продукты) / / / / ______/ (Реагенты)/
    Путь реакции: /-------- /  / (Продукты) / / / / ______/ (Реагенты)/

На этой диаграмме:

  • Ось y представляет энергию.
  • Ось x представляет прогресс реакции.
  • Пик кривой представляет энергию промежуточного состояния, называемого переходным состоянием.

Изучение конкретных примеров

Горение метана

Горение является общим примером экзотермической реакции. Когда метан (CH_4) горит, он реагирует с кислородом (O_2), образуя углекислый газ (CO_2) и воду (H_2O), выделяя энергию:

    CH 4 + 2 O 2 --> CO 2 + 2 H 2 O ΔH = -890 кДж/моль
    CH 4 + 2 O 2 --> CO 2 + 2 H 2 O ΔH = -890 кДж/моль

Эта реакция выделяет 890 кДж энергии на моль метана, что указывает на значительный экзотермический процесс.

Фотосинтез

Фотосинтез является примером эндотермической реакции. Растения используют солнечный свет для преобразования углекислого газа и воды в глюкозу и кислород. Уравнение выглядит так:

    6 CO 2 + 6 H 2 O + световая энергия --> C 6 H 12 O 6 + 6 O 2
    6 CO 2 + 6 H 2 O + световая энергия --> C 6 H 12 O 6 + 6 O 2

В этом процессе энергия солнечного света поглощается для продвижения реакции, что делает его эндотермической.

Заключение

Термохимия позволяет нам понять энергетические изменения в химических реакциях. Изучая эти изменения, мы можем лучше понять, как энергия передается и преобразуется в различных процессах, от сжигания топлива до того, как растения производят свою пищу. Понятия, такие как экзотермические и эндотермические реакции, энтальпия и свободная энергия Гиббса, являются важными для этого понимания и основными компонентами химии.


Восьмой класс → 12


U
username
0%
завершено в Восьмой класс

← Предыдущий (11.5)
Применение газовых законов в реальной жизни
Следующий (12.1) →
Энергия в химических реакциях

Комментарии 



Термохимия и преобразование энергии

https://www.chemistryelite.com/g8/12?ceal=ru