Ovdje ćete pronaći primjere problema za izračunavanje termodinamičkih parametara kao što su entalpija, entropija, . Utvrđivanje mogućnosti spontanog nastanka procesa, kao i sastavljanje termohemijskih jednačina.

Zadaci za sekciju Osnovi termodinamike sa rješenjima

Zadatak 1. Izračunajte standardnu ​​entalpiju i standardnu ​​entropiju hemijske reakcije. Odredite u kojem smjeru na 298 °K (naprijed ili nazad) će se reakcija odvijati. Izračunajte temperaturu pri kojoj su oba smjera reakcije podjednako vjerovatna.
Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g)

Δ Hokruzi = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Korištenje referentnih podataka standardne entalpije supstance, nalazimo:

Δ Hokruzi= 2· Δ H 0 Fe +3 Δ H 0 H2O— Δ H 0 Fe2 O3 - 3 Δ H 0 H2 = 2 0 + 3 (- 241,82) – (-822,16) – 3 0 = 96,7 kJ/mol

Δ Sokruzi=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Korištenje referentnih podataka standardne entropije supstance, nalazimo:

Δ Sokruzi= 2· Δ S 0 Fe + 3 Δ S 0 H2O— Δ S 0 Fe2 O3 - 3 Δ S 0 H2 = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 – 3·131 = 137,44 J/(mol K)

ΔG = Δ H – TΔS= 96,7 – 298 137,44 /1000 = 55,75 kJ/mol

Na T=298°K, ΔG> 0 – reakcija se ne odvija spontano, tj. reakcija će se odvijati u suprotnom smjeru.

ΔG = Δ H – TΔS= 0, Onda

T= — (ΔG – Δ H) / ΔS= — (0-96,7)/0,137 = 705,83 K

Na T = 705,83 K, reakcija će se odvijati jednako vjerovatno u smjeru naprijed i nazad.

Zadatak 2. Izračunajte Gibbsovu energiju i odredite mogućnost da se reakcija odvija na temperaturama od 1000 i 3000 K.

Jednačina reakcije za sagorijevanje tekućeg ugljičnog disulfida je sljedeća:

CS 2 (l) + 3O 2 = CO 2 + 2SO 2

Izračunavamo toplinski učinak reakcije zamjenom referentnih podataka za standardne entalpije tvari u izraz:

Δ Hokruzi = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Δ Hokruzi= 2· Δ H 0 SO2+ Δ H 0 CO2— Δ H 0 CS2 - 3 Δ H 0 O2 = 2·(-296,9) + 3·(- 393,5) – 87 – 3·0 = -1075,1 kJ/mol

One. tokom sagorevanja 1 mol oslobađa se ugljični disulfid 1075,1 kJ toplota

i tokom sagorevanja x madeži oslobađa se ugljični disulfid 700 kJ toplota

Naći ćemo X:

x= 700 1/1075,1 = 0,65 mol

Dakle, ako se kao rezultat reakcije oslobodi 700 kJ toplote, tada će reagovati 0,65 mola CS 2

Zadatak 4. Izračunajte toplotni efekat reakcije redukcije gvožđe (II) oksida sa vodonikom na osnovu sledećih termohemijskih jednačina:
1. FeO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO 2 (g); ΔH 1 = -18,20 kJ;
2. CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g) ΔH 2 = -283,0 kJ;
3. H 2 (g) + ½ O 2 (g) = H 2 O (g) ΔH 3 = -241,83 kJ.

Reakcija redukcije željezovog (II) oksida sa vodikom ima sljedeći oblik:

4. FeO (k) + H 2 (g) = Fe (k) + H 2 O (g)

Za izračunavanje toplotnog efekta reakcije potrebno je primijeniti, tj. reakcija 4. može se dobiti dodavanjem reakcija 1. i 2. i oduzimanjem reakcije 1.:

Δ Hokruzi= Δ H 1 + Δ H 3 – Δ H 2 = -18,2 – 241,3 + 283 = 23 kJ

dakle, toplotni efekat reakcije redukcija gvožđe (II) oksida vodonikom je jednaka

Δ Hokruzi= 23 kJ

Zadatak 5. Reakcija sagorevanja benzena je izražena termohemijskom jednačinom:
C 6 H 6 (l) + 7½ O 2 (g) = 6 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) – 3135,6 kJ.
Izračunajte toplinu stvaranja tekućeg benzena. Odredite kaloričnu vrijednost tekućeg benzena, pod uvjetom da se standardni uvjeti poklapaju sa normalnim.

Toplotni efekat reakcije je:

Δ Hokruzi = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

U našem slučaju Δ Hokruzi= – 3135,6 kJ, pronađimo toplinu stvaranja tekućeg benzena:

Δ Hokruzi= 6· Δ H 0 Sa O2 + 3 Δ H 0 H2O— Δ H 0 C6 H6 – 7,5 Δ H 0 O2

-Δ H 0 C6 H6 = Δ Hokruzi- 3·(-241,84) + 6·(- 393,51) – 7,5·0 = - 3135,6 - 3·(-241,84) + 6·(- 393,51) – 7, 5 0 = - 49,02 kJ/mol

Δ H 0 C6 H6 = 49,02 kJ/mol

Kalorična vrijednost tečni benzen se izračunava po formuli:

QT= Δ Hokruzi· 1000/M

M(benzen) = 78 g/mol

QT= – 3135,6 1000 / 78 = – 4,02 10 4 kJ/kg

Kalorična vrijednost tečni benzen Q T = - 4,02 10 4 kJ/kg

Zadatak 6. Reakcija oksidacije etil alkohola izražena je jednadžbom:
C 2 H 5 OH (l) + 3,0 O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l).
Odrediti toplinu stvaranja C 2 H 5 OH (l), znajući ΔH ch.r. = - 1366,87 kJ. Napišite termohemijsku jednačinu. Odrediti molarnu toplotu isparavanja C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g), ako je poznata toplota stvaranja C 2 H 5 OH (g), jednaka –235,31 kJ mol -1.

Na osnovu datih podataka pišemo termohemijska jednačina:

C 2 H 5 OH (l) + 3O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l) + 1366,87 kJ

Toplotni efekat reakcije jednako:

Δ Hokruzi = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

U našem slučaju Δ Hokruzi= – 1366,87 kJ.

Korištenje referentnih podataka toplote stvaranja supstanci, pronađimo toplinu formiranja C 2 H 5 OH (l):

Δ Hokruzi= 2· Δ H 0 Sa O2 + 3 Δ H 0 H2O— Δ H 0 C2 H5 OH(l) – 3 Δ H 0 O2

– 1366,87 =2·(-393,51) + 3·(-285,84)— Δ H 0 C2 H5 OH – 3 0

Δ H 0 C2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol

Δ H 0 C2 H5 OH(g) = Δ H 0 C2 H5 OH(l) + Δ H 0 isparavanje

Δ H 0 isparavanje = Δ H 0 C2 H5 OH(g) — Δ H 0 C2 H5 OH(l)

Δ H 0 isparavanje= - 235,31 + 277,36 = 42,36 kJ/mol

Utvrdili smo da je toplota stvaranja C 2 H 5 OH (l) jednaka

Δ H 0 C2H5OH(w)= -277,36 kJ/mol

a molarna toplota isparavanja C 2 H 5 OH (l) → C 2 H 5 OH (g) jednaka je

Δ H 0 isparavanje= 42,36 kJ/mol

Problem 7. Kako možemo objasniti da je u standardnim uslovima egzotermna reakcija nemoguća:
CO 2 (g) + H 2 (g) ↔ CO (g) + H 2 O (l) ?
Izračunajte ΔG za ovu reakciju. Na kojoj temperaturi ova reakcija postaje spontana?

Hajde da izračunamo ΔG ova reakcija:

ΔG = Δ H – TΔS

Da bismo to učinili, prvo definiramo Δ HI ΔS reakcije:

Δ Hokruzi = ΣH 0 con– ΣH 0 ref kJ/mol

Korištenje referentnih podataka standardne entalpije supstance, nalazimo:

Δ Hokruzi= Δ H 0 H2 O(l) + Δ H 0 CO— Δ H 0 CO2 — Δ H 0 H2 = -110,5 + (-285,8) – (393,5) – 0 = -2,8 kJ/mol

Δ Sokruzi=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Isto tako, koristeći referentne podatke standardne entropije supstance, nalazimo:

Δ Sokruzi= Δ S 0 H2 O(l) + Δ S 0 CO— Δ S 0 CO2 — Δ S 0 H2 = 197,5 + 70,1 - 213,7 - 130,52 = -76,6 J/(mol K)

Naći ćemo Gibbsova energija pod standardnim uslovima

ΔGokruzi= Δ H – TΔS= -2,8 + 298 76,6 /1000 = 20 kJ/mol> 0,

stoga je reakcija spontana ne radi.

Pronađimo na kojim temperaturama ova reakcija postaje spontano.

U stanju ravnoteže ΔGokruzi = 0 , Onda

T = Δ H/ ΔS = -2,8/(-76,6 1000) = 36,6 K

Zadatak 8. Nakon izračunavanja ΔG i ΔS na osnovu tabelarnih podataka, odredite toplotni efekat reakcije:
2 NO (g) + Cl 2 (g) ↔ 2 NOCl (g).

Pri konstantnoj temperaturi i pritisku, promjena Gibbsova energija

ΔG = Δ H – TΔS

Na osnovu tabelarnih podataka izračunavamo ΔG i ΔS

ΔG 0 okruzi= Σ ΔG 0 prod — Σ ΔG 0 ref

ΔGokruzi= 2· ΔG 0 NOCl(G) — 2· ΔG 0 NO(G) — ΔG 0 Cl2(d)

ΔGokruzi= 2· 66,37 — 2· 89,69 – 0 = — 40,64 kJ/mol

ΔGokruzi < 0 , To znači da je reakcija spontana.

Δ Sokruzi=Σ S 0 con– Σ S 0 ref J/(mol K)

Δ Sokruzi = 2· ΔS 0 NOCl(G) — 2· ΔS 0 NO(G) — ΔS 0 Cl2(d)

Δ Sokruzi = 2· 261,6 — 2· 210,62 – 223,0 = -121,04 J/(mol K)

Naći ćemo Δ H :

Δ H = ΔG + TΔS

Δ H = - 40,64 + 298 (-121,04/1000) = - 76,7 kJ/mol

Toplotni efekat reakcije Δ H = — 76,7 kJ/mol

Problem 9. S čim će plinoviti hlorovodonik intenzivnije komunicirati (po 1 molu): aluminij ili kalaj? Dajte svoj odgovor tako što ćete izračunati ΔG 0 obje reakcije. Reakcioni proizvodi su čvrsta so i gasoviti vodonik.

Hajde da izračunamo ΔG 0 za reakciju interakcije gasovitog hlorovodonika (po 1 molu) sa aluminijumom

2Al(t) + 6HCl (g) = 2AlCl 3 (t) + 3H 2

ΔG 0 okruzi= Σ ΔG 0 prod — Σ ΔG 0 ref kJ/mol

ΔG 0 okruzi1= 2· ΔG 0 AlCl 3 (t) + 3 ΔG 0 H 2 — 2· ΔG 0 Al (t) — 6·ΔG 0 HCl(G)

ΔG 0 okruzi1= 2·(-636,8) + 3·0 — 2·0 — 6·(-95,27) = -701,98 kJ/mol

U reakciji tada učestvuje 2 mol Al(t). ΔGokruzi1 1 mol Al(t) je jednak

ΔG 0 okrug 1 = -701,98 / 2 = -350,99 kJ/mol

Hajde da izračunamo ΔG 0 za reakciju interakcije plinovitog klorovodika (po 1 molu) s kositrom:

Sn(s) + 2HCl (g) = SnCl 2 (s) + H 2

ΔG 0 okruzi2 =ΔG 0 SnCl 2 (t) + ΔG 0 H 2 — ΔG 0 Sn(t) — 2·ΔG 0 HCl(G)

ΔG 0 okrug 2 = -288,4 + 0- 0- 2·(-95,27) = -97,86 kJ/mol

Obe reakcije imaju ΔG 0 <0 , stoga spontano teku u smjeru naprijed, ali će plinoviti hlorovodonik intenzivnije komunicirati sa aluminijumom, jer

ΔG 0 okrug 1˂ ΔG 0 okrug 2

Problem 10. Bez pribjegavanja proračunima, odredite koji znaci (>0,<0, ≅0) имеют ΔG, ΔH и ΔS для протекающей в прямом направлении реакции:
4 HBr (g) + O 2 (g) ↔ 2 H 2 O (g) + 2 Br 2 (g)
Kako će povećanje temperature utjecati na smjer kemijske reakcije?

Pri konstantnoj temperaturi i pritisku Gibbsova energetska promjena je povezan sa entalpijom i entropijom izrazom:

ΔG = Δ H – TΔS

Federalna agencija za obrazovanje

Angarska državna tehnička akademija

Katedra za hemiju

Kurs

u disciplini "hemija"

Predmet:

Definicija termodinamičke mogućnosti

tok hemijskih procesa u reakciji:

Izvršilac: *********.

grupni student EUPu-08-10

supervizor:

Vanredni profesor, Katedra za hemiju

Kuznetsova T.A.

Angarsk 2009

Zadatak za kurs

1. Navesti fizičke i hemijske karakteristike svih učesnika u reakciji i metode za njihovu pripremu.

4. Odredite mogućnost nastanka reakcije H 2+ Cl 2=2 HCl pod standardnim uslovima i na temperaturi = 1000 K.

5. Izračunajte koristeći Temkin-Schwartzman metod

na temperaturi = 1200, =1500. Nakon što ste konstruisali zavisnost, grafički odredite temperaturu na kojoj je proces moguć kao spontan u pravcu napred. = 1200, =1500.

1. Teorijski dio

1.1 Etanol i njegova svojstva

Etanol – bezbojna pokretna tečnost karakterističnog mirisa i oštrog ukusa.

Tabela 1. Fizička svojstva etanola

Može se mešati sa vodom, etrom, acetonom i mnogim drugim organskim rastvaračima; lako zapaljivo; etanol sa vazduhom stvara eksplozivne mešavine (3,28-18,95% zapremine). Etanol ima sva hemijska svojstva karakteristična za monohidrične alkohole, na primjer, sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima stvara alkoholate, sa kiselinama - estre, pri oksidaciji etanola - acetaldehid, pri dehidrataciji - etilen i etil etar. Kada se etanol hloriše, nastaje hloral.

1.2 Metode za proizvodnju etanola

Postoje 2 glavna načina proizvodnje etanola - mikrobiološki ( fermentacija I hidroliza) i sintetički:

Fermentacija

Metoda proizvodnje etanola, poznata od davnina, je alkoholna fermentacija organskih proizvoda koji sadrže šećer (cikla, itd.). Slično izgleda i prerada škroba, krompira, pirinča, kukuruza, drveta itd. pod dejstvom enzima zimaze. Ova reakcija je prilično složena, njen dijagram se može izraziti jednadžbom:

C 6 H 12 O 6 → 2C 2 H 5 OH + 2CO 2

Kao rezultat fermentacije, dobiva se otopina koja ne sadrži više od 15% etanola, jer u koncentriranijim otopinama kvasac obično umire. Tako dobijeni etanol treba pročistiti i koncentrirati, obično destilacijom.

Industrijska proizvodnja alkohola iz bioloških sirovina

Destilerija

Proizvodnja hidrolize

Za proizvodnju hidrolize koriste se sirovine koje sadrže celulozu - drvo, slama.

· Otpad od fermentacijske proizvodnje je degustacija i fuzelna ulja

Hidratacija etilena

U industriji se, uz prvu metodu, koristi i hidratacija etilena. Hidratacija se može provesti prema dvije sheme:

· direktna hidratacija na temperaturi od 300 °C, pritisku od 7 MPa, ortofosforna kiselina nanesena na silika gel, aktivni ugljen ili azbest se koristi kao katalizator:

CH 2 =CH 2 + H 2 O → C 2 H 5 OH

· hidratacija kroz fazu srednjeg estera sumporne kiseline, nakon čega sledi njegova hidroliza (na temperaturi od 80-90°C i pritisku od 3,5 MPa):

CH 2 =CH 2 + H 2 SO 4 → CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH (etilsumporna kiselina)

CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH + H 2 O → C 2 H 5 OH + H 2 SO 4

Ova reakcija je komplikovana stvaranjem dietil etera.

Prečišćavanje etanola

Etanol, proizveden hidratacijom etilena ili fermentacijom, je mješavina vode i alkohola koja sadrži nečistoće. Za njegovu industrijsku, prehrambenu i farmakopejsku upotrebu neophodno je prečišćavanje. Frakcionom destilacijom moguće je dobiti etanol sa koncentracijom od oko 95,6% vol.; ova neodvojiva mešavina azeotropa sadrži 4,4% vode (tež.) i ima tačku ključanja od 78,2 °C.

Destilacija oslobađa etanol od hlapljivih i teških frakcija organskih supstanci (donji ostatak).

Apsolutni alkohol

Apsolutni alkohol je etil alkohol koji praktično ne sadrži vodu. Kipi na 78,39 °C dok rektificirani alkohol koji sadrži najmanje 4,43% vode ključa na 78,15 °C. Dobiva se destilacijom vodenog alkohola koji sadrži benzol i drugim metodama.

1.3 Aplikacija

Gorivo

Etanol se može koristiti kao gorivo (uključujući raketne motore, motore sa unutrašnjim sagorevanjem).

Hemijska industrija

· Služi kao sirovina za proizvodnju mnogih hemikalija, kao što su acetaldehid, dietil etar, tetraetil olovo, sirćetna kiselina, hloroform, etil acetat, etilen, itd.;

· Široko se koristi kao rastvarač (u industriji boja, u proizvodnji kućne hemije i mnogim drugim oblastima);

· Komponenta je antifriza.

Lijek

Etil alkohol se prvenstveno koristi kao antiseptik

· kao sredstvo za dezinfekciju i sušenje, spolja;

· rastvarač za lekove, za pripremu tinktura, ekstrakata iz biljnog materijala i dr.;

· konzervans tinktura i ekstrakata (minimalna koncentracija 18%)

Parfemi i kozmetika

Univerzalni je rastvarač za razne mirisne supstance i glavna komponenta parfema, kolonjskih voda itd. Dio je raznih losiona.

Prehrambena industrija

Uz vodu je neophodna komponenta alkoholnih pića (votka, viski, džin itd.). U malim količinama se nalazi i u velikom broju pića dobijenih fermentacijom, ali nisu klasifikovana kao alkoholna (kefir, kvas, kumis, bezalkoholno pivo, itd.). Sadržaj etanola u svježem kefiru je zanemarljiv (0,12%), ali ako je dugo stajao, posebno na toplom mjestu, može dostići i 1%. Kumis sadrži 1-3% etanola (u jakom etanolu do 4,5%), kvas - od 0,6 do 2,2%. Rastvarač za arome hrane. Koristi se kao konzervans za pekarske proizvode, kao i u konditorskoj industriji

1.4 Etilen. Fizička i hemijska svojstva

Etilen, H2C=CH2 – nezasićeni ugljovodonik, prvi član homolognog niza olefina, bezbojni gas slabog eteričnog mirisa; praktično nerastvorljiv u vodi, slabo u alkoholu, bolje u eteru, acetonu. Gori laganim plamenom i stvara eksplozivnu smjesu sa zrakom. Etilen je visoko reaktivan.

Tabela 2. Fizička svojstva etilena

Federalna agencija za obrazovanje

Angarska državna tehnička akademija

Katedra za hemiju

Kurs

u disciplini "hemija"

Predmet:

Definicija termodinamičke mogućnosti

tok hemijskih procesa u reakciji:

Izvršilac: *********.

grupni student EUPu-08-10

supervizor:

Vanredni profesor, Katedra za hemiju

Kuznetsova T.A.

Angarsk 2009

Zadatak za kurs

1. Navesti fizičke i hemijske karakteristike svih učesnika u reakciji i metode za njihovu pripremu.

4. Odredite mogućnost nastanka reakcije H 2+ Cl 2=2 HCl pod standardnim uslovima i na temperaturi = 1000 K.

5. Koristeći Temkin-Schwartzman metod, izračunajte na temperaturi = 1200, =1500. Nakon što ste konstruisali zavisnost, grafički odredite temperaturu na kojoj je proces moguć kao spontan u pravcu napred.

1. Teorijski dio

1.1 Etanol i njegova svojstva

Etanol – bezbojna pokretna tečnost karakterističnog mirisa i oštrog ukusa.

Tabela 1. Fizička svojstva etanola

Može se mešati sa vodom, etrom, acetonom i mnogim drugim organskim rastvaračima; lako zapaljivo; etanol sa vazduhom stvara eksplozivne mešavine (3,28-18,95% zapremine). Etanol ima sva hemijska svojstva karakteristična za monohidrične alkohole, na primjer, sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima stvara alkoholate, sa kiselinama - estre, pri oksidaciji etanola - acetaldehid, pri dehidrataciji - etilen i etil etar. Kada se etanol hloriše, nastaje hloral.

1.2 Metode za proizvodnju etanola

Postoje 2 glavna načina proizvodnje etanola - mikrobiološki ( fermentacija I hidroliza) i sintetički:

Fermentacija

Metoda proizvodnje etanola, poznata od davnina, je alkoholna fermentacija organskih proizvoda koji sadrže šećer (cikla, itd.). Slično izgleda i prerada škroba, krompira, pirinča, kukuruza, drveta itd. pod dejstvom enzima zimaze. Ova reakcija je prilično složena, njen dijagram se može izraziti jednadžbom:

C 6 H 12 O 6 → 2C 2 H 5 OH + 2CO 2

Kao rezultat fermentacije, dobiva se otopina koja ne sadrži više od 15% etanola, jer u koncentriranijim otopinama kvasac obično umire. Tako dobijeni etanol treba pročistiti i koncentrirati, obično destilacijom.

Industrijska proizvodnja alkohola iz bioloških sirovina

Destilerija

Proizvodnja hidrolize

Za proizvodnju hidrolize koriste se sirovine koje sadrže celulozu - drvo, slama.

· Otpad od fermentacijske proizvodnje je degustacija i fuzelna ulja

Hidratacija etilena

U industriji se, uz prvu metodu, koristi i hidratacija etilena. Hidratacija se može provesti prema dvije sheme:

· direktna hidratacija na temperaturi od 300 °C, pritisku od 7 MPa, ortofosforna kiselina nanesena na silika gel, aktivni ugljen ili azbest se koristi kao katalizator:

CH 2 =CH 2 + H 2 O → C 2 H 5 OH

· hidratacija kroz fazu srednjeg estera sumporne kiseline, nakon čega sledi njegova hidroliza (na temperaturi od 80-90°C i pritisku od 3,5 MPa):

CH 2 =CH 2 + H 2 SO 4 → CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH (etilsumporna kiselina)

CH 3 -CH 2 -OSO 2 OH + H 2 O → C 2 H 5 OH + H 2 SO 4

Ova reakcija je komplikovana stvaranjem dietil etera.

Prečišćavanje etanola

Etanol, proizveden hidratacijom etilena ili fermentacijom, je mješavina vode i alkohola koja sadrži nečistoće. Za njegovu industrijsku, prehrambenu i farmakopejsku upotrebu neophodno je prečišćavanje. Frakcionom destilacijom moguće je dobiti etanol sa koncentracijom od oko 95,6% vol.; ova neodvojiva mešavina azeotropa sadrži 4,4% vode (tež.) i ima tačku ključanja od 78,2 °C.

Destilacija oslobađa etanol od hlapljivih i teških frakcija organskih supstanci (donji ostatak).

Apsolutni alkohol

Apsolutni alkohol je etil alkohol koji praktično ne sadrži vodu. Kipi na 78,39 °C dok rektificirani alkohol koji sadrži najmanje 4,43% vode ključa na 78,15 °C. Dobiva se destilacijom vodenog alkohola koji sadrži benzol i drugim metodama.

1.3 Aplikacija

Gorivo

Etanol se može koristiti kao gorivo (uključujući raketne motore, motore sa unutrašnjim sagorevanjem).

Hemijska industrija

· Služi kao sirovina za proizvodnju mnogih hemikalija, kao što su acetaldehid, dietil etar, tetraetil olovo, sirćetna kiselina, hloroform, etil acetat, etilen, itd.;

· Široko se koristi kao rastvarač (u industriji boja, u proizvodnji kućne hemije i mnogim drugim oblastima);

· Komponenta je antifriza.

Lijek

Etil alkohol se prvenstveno koristi kao antiseptik

· kao sredstvo za dezinfekciju i sušenje, spolja;

· rastvarač za lekove, za pripremu tinktura, ekstrakata iz biljnog materijala i dr.;

· konzervans tinktura i ekstrakata (minimalna koncentracija 18%)

Parfemi i kozmetika

Univerzalni je rastvarač za razne mirisne supstance i glavna komponenta parfema, kolonjskih voda itd. Dio je raznih losiona.

Prehrambena industrija

Uz vodu je neophodna komponenta alkoholnih pića (votka, viski, džin itd.). U malim količinama se nalazi i u velikom broju pića dobijenih fermentacijom, ali nisu klasifikovana kao alkoholna (kefir, kvas, kumis, bezalkoholno pivo, itd.). Sadržaj etanola u svježem kefiru je zanemarljiv (0,12%), ali ako je dugo stajao, posebno na toplom mjestu, može dostići i 1%. Kumis sadrži 1-3% etanola (u jakom etanolu do 4,5%), kvas - od 0,6 do 2,2%. Rastvarač za arome hrane. Koristi se kao konzervans za pekarske proizvode, kao i u konditorskoj industriji

1.4 Etilen. Fizička i hemijska svojstva

Na osnovu rezultata obavljenog rada mogu se izvući sljedeći zaključci:

Na standardnoj temperaturi = 298K, kao i pri T = 500K, reakcija se odvija uz apsorpciju toplote i naziva se endotermna reakcija jer

u ,

u ,

Na osnovu dobijenih vrijednosti entropije

u ,

u , jasno je da:

Iz čega sledi da je pri T = 1000K sistem manje uređen (atomi i molekuli u supstanci se kreću haotičnije) nego pri T = 298K.

Reakcija u smjeru naprijed na standardnoj temperaturi = 298 K je nemoguća jer se reakcija odvija u suprotnom smjeru Gibbsova besplatna energija

Reakcija na temperaturi = 345 K i više teče u smjeru naprijed, što je vidljivo ne samo zahvaljujući grafu, već je potvrđeno i pronađenim vrijednostima Gibbsovih slobodnih energija:

1. Gammet L. “Osnove fizičke organske hemije” M.: Mir 1972.

2. Hauptmann Z., Graefe Y., Remane H., “Organska hemija” M.: Mir 1979.

3. Gerasimov Ya.I., Dreving V.P., Eremin E.N., Kisilev A.V., Lebedev „Kurs fizičke hemije“ vol.1 M.: Hemija 1973.

4. Drago R. “Fizičke metode u hemiji” M.: Mir 1981.

5. Glinka N.L. "Opća hemija"

6. Kuznjecova T.A., Voropaeva T.K. “Metodičko uputstvo za izvođenje nastave iz hemije za studente specijalnosti – Ekonomija i menadžment u preduzećima hemijske industrije”

7. Kratak priručnik fizičkih i hemijskih veličina. Ed. A.A. Ravdel i A.M. Ponomarjova - Sankt Peterburg: “Ivan Fedorov”, 2003.-240 str., ilustr.

8. Internet izvori

Količine Supstanca

Dodatak 2

FEDERALNA AGENCIJA ZA OBRAZOVANJE

Državna obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja

Nacionalni istraživački univerzitet resursno efikasnih tehnologija "TPU" (NRU RET TPU).

Hemijsko-tehnološki fakultet. Odjel za CBT i pomorske snage

Smjer-24000 “Hemija i biotehnologija”.

Predavanje - “Hemija i tehnologija organskih supstanci”

TEMA

Termodinamička mogućnost nastanka hemijske reakcije

Za zatvorene sisteme u izobarično-izotermnim ili izohorno-izotermnim uslovima, slobodna energija ima oblik izobarno-izotermnih ili izohorno-izotermnih potencijala (tzv. slobodna energija Gibbs(ΔG) i Helmholca(ΔF) respektivno). Ove funkcije se ponekad nazivaju jednostavno termodinamičkim potencijalima, što nije sasvim strogo, budući da su unutrašnja energija (izohorno-izentropski) i entalpija (izobarno-izentropski potencijal) također termodinamički potencijali.

Nastanak spontanog procesa u zatvorenom sistemu je praćen smanjenjem slobodne energije sistema (dG< 0, dF < 0).

U praksi su proračuni mogući korištenjem sljedećih opcija:

1. Koristeći eksperimentalne vrijednosti ΔG ili ΔF pod traženim uvjetima.

2. Korištenje eksperimentalnih vrijednosti ΔNΔS pod potrebnim uslovima i zatim izračunavanje pomoću formule

3. Korišćenje empirijskih metoda za izračunavanje vrednosti ΔH, ΔS, ΔG, ΔF pod potrebnim uslovima.

4. Koristeći teorijske metode za izračunavanje vrijednosti ΔH, ΔS, ΔG, ΔF pod potrebnim uslovima..

Primjer 1. Hoće li se 1,2-dibromoetan dobiti ako se etilen bromuje na 298°K u standardnom stanju?

C 2 H 4 (g) + Br 2 (l) = C 2 H 4 Br 2 (l)

Iz Dodatka 1 zapisujemo vrijednosti DG oko 298

C 2 H 4 (g) Br 2 (l) C 2 H 4 Br 2 (l)

DG o 298, cal/mol 16,282 0 -4,940

DG o 298 = - 4,940 -16,282= -21,122 kcal

Stoga, pod ovim uslovima može nastati 1,2-dibromoetan.

Primjer 2. Odredite da li je reakcija pucanja heksadekana moguća na 298°K

C 16 H 34 (g) = C 5 H 12 (g) + 2 C 4 H 8 (g) + C 3 H 6 (g)

n-pentan izobutan propilen

Rješenje. U Dodatku 1 nalazimo potrebne termodinamičke podatke:

DN o0br 298 = -35,0 - 4,04*2 + 4,88 + 108,58 = 70,38 kcal/mol

S 298 = 83,4 + 70,17*2 + 63,8 - 148,1 = 139,44 cal/molgrad ,

Izobarično-izotermni potencijal (Gibbs) nalazimo koristeći formulu

DG o 298 = 70380 – 298*139,44 = 28.827 cal.

Razgradnja heksadekana do naznačenih proizvoda na 298°K je nemoguća.

Primjer 3. Da li je moguća reakcija dehidrociklizacije n-oktana u p-ksilen na 800°K

C 8 H 18 (g) « p-ksilen (g) + 4H 2

Rješenje. Iz standardnih tabela (Dodatak 1)

Na 800°K iz Dodatka 16: M 0 = 0,3597; M 1 10 -3 = 0,1574; M 2 10 -6 = 0,0733.

Prema Schwartzman-Temkin jednadžbi:

DG 0 800 = 54110 - 800*97,524 – 800 (0,3597*19,953 - 0,1574*32,4 + 0,0733-13,084)

21 880 cal/mol

Reakcija na 800°K je moguća u smjeru naprijed.

Vrijednosti koeficijenata za izračunavanje termodinamičkih funkcija pomoću Schwarzman-Temkin jednadžbe (Dodatak 16)

T, °K		M 1 10 -3

Vježbajte.

1. Odredite iz Gibbsove energije mogućnost da se reakcije odvijaju na 298 0 K: acetilen® etilen® etan

2. Odredite sa DN o 0br298 i S 298 mogućnost nastanka reakcija: benzen ® fluorobenzen

3. Odredite temperaturu na kojoj je sljedeća

Pitanja za predavanje:

1. Energetski efekti hemijskih reakcija. Unutrašnja energija i entalpija.

2. Osnovni pojmovi hemijske termodinamike. Prvi zakon termodinamike;

3. Termohemija. Toplotni efekti i termohemijske jednačine. Hesov zakon i njegove posledice.

4. Standardno stanje. Entropija i njena promjena u kemijskim reakcijama.

5. Gibbsova i Helmholcova energija. Identifikacija mogućnosti pravca i granice spontanog odvijanja hemijskih reakcija proračunom promena njenih termodinamičkih parametara.

Pitanje 1. Upoznati smo sa glavnim tipovima hemijskih reakcija i pravilima za sastavljanje hemijskih jednačina.

Kreiranjem jednadžbe za kemijsku reakciju, možete izračunati broj proizvoda ove reakcije koji nastaju pod uvjetom potpuna transformacija početni materijali.

Međutim, mnoge reakcije ne idu do kraja, a neke su u ovim uvjetima potpuno nemoguće. - Problem?

Kao što je poznato, u skladu sa zakonom održanja energije moguće je više energetskih transformacija: hemijska energija goriva u toplotu, toplota u mehaničku energiju, mehanička energija u električnu energiju, električna energija nazad u mehaničku energiju, i na kraju , mehanička energija u toplinu. Ali nisu sve navedene transformacije jedna drugoj ekvivalentne: hemijska, mehanička, električna energija može se u potpunosti pretvoriti u druge vrste energije (uključujući toplotu); toplina nije u stanju idi u potpunosti u druge vrste energije. - Zašto?

Sve vrste energije osim topline, su energije uređeno kretanje mikročestica sastavljanje tijela, ili naređeno kretanje samih tijela. (Električna energija je uređeno kretanje električnih naboja pod uticajem električnog napona; mehanička energija je energija najjednostavnijeg kretanja, što je promena prostornog rasporeda tela tokom vremena).

Toplotapredstavlja energija nasumičnih kretanja mikročestice(molekuli, atomi, elektroni, itd.) prilikom prelaska iz jednog tijela u drugo. Nemogućnost potpunog prelaska toplote u druge vrste energije objašnjava se nemogućnošću potpunog prestrukturiranja haotičnog kretanja u uređeno.

Grana hemije koja proučava toplotne efekte hemijskih reakcija naziva se hemijska termodinamika.

Riječ termodinamika dolazi od grčkih riječi “thermos” (toplota) i “dynamos” (sila, kretanje). Bukvalno, nauka o kretanju.

Hemijska termodinamika – nauka o međusobnoj konverziji toplote i energije u hemijskim reakcijama.

Studije hemijske termodinamike : 1) energetski efekti koji prate hemijske reakcije;

Poznavanje zakona hemijske termodinamike omogućava :

Predvidite da li je u principu moguća hemijska interakcija između datih supstanci pod određenim uslovima;

Predvidite u kojoj meri reakcija može da se odvija pre nego što se uspostavi hemijska ravnoteža pod datim uslovima;

Odaberite optimalne uslove procesa koji osiguravaju maksimalan prinos željenog proizvoda;

Dakle, poznavanje zakona hemijske termodinamike omogućava nam da rešimo mnoge probleme proizvodnog i istraživačkog rada bez pribegavanja eksperimentu.

Zasnovana je na hemijskoj termodinamici na tri zakona (tri principa), čija je posebnost u tome što se ne mogu izvesti, već su rezultat generalizacije višestoljetnog ljudskog iskustva. Ispravnost ovih zakona potvrđuje i činjenica da ne postoje činjenice koje bi bile u suprotnosti sa ovim zakonima.

U današnjem predavanju ćemo govoriti o prvom zakonu termodinamike. Ali prije nego što počnete da ga razmatrate, morate savladati osnovne koncepte kemijske termodinamike.

PITANJE 2. Osnovni pojmovi hemijske termodinamike. Prvi zakon termodinamike.

Uvest ćemo osnovne koncepte kemijske termodinamike pozivajući se na konkretan primjer. Zamislimo da se u elastičnoj i zatvorenoj gumenoj posudi nalazi zasićeni rastvor soli, neotopljena so u obliku kristala i para iznad rastvora (Sl. 1, a).

Sadržaj kanistera je predmet proučavanja, koji se obično naziva termodinamički sistem. Tada sve što je izvan sistema čini okruženje.

Sistem – to je skup materijalnih objekata odvojenih na neki način od okoline.

Životna sredina – ovo je ostatak prostora sa svime u njemu.

Termodinamički sistem – Ovo je skup tijela sposobnih da međusobno razmjenjuju energiju i materiju i na različite načine stupaju u interakciju s okolinom.

U primjeru koji se razmatra, sistem može razmjenjivati ​​samo energiju, ali ne i materiju, sa vanjskim okruženjem. Takvi sistemi se obično nazivaju zatvoreno, ili zatvoreno. Na primjer, zatvorena cijev postavljena naizmjenično u toplom i hladnom okruženju primat će i oslobađati energiju, ali će masa sadržaja cijevi ostati konstantna.

Otvori sistem može da razmenjuje i materiju i energiju sa drugim sistemima. Na primjer, kipuća voda u kotliću prima energiju iz plamena, ali tokom isparavanja gubi dio svoje energije i mase.

Izolirano sistem ne razmjenjuje ni materiju ni energiju sa okolinom i ima konstantan volumen (promjena zapremine je uvijek povezana sa obavljanjem rada, a samim tim i razmjenom energije).

Na primjer, termos.

Hemikalije koje čine sistem nazivaju se komponente.

Sistem se zove homogena , ako je isti po sastavu, strukturi i svojstvima u svim svojim mikropresjecima (smjesa plinova, pravi rastvor). Možemo reći da se sastoji od jedne faze.

Faza- to je ukupnost svih dijelova sistema koji su identični po sastavu i homogeni po strukturi.

Sistem se zove heterogena , ako se sastoji od nekoliko faza omeđenih interfejsima.

Svi kristali leda u ledenoj vodi formiraju jednu fazu, tečna voda drugu, a para treću. Ovo je jednokomponentni (H 2 O) trofazni (tj. heterogeni) sistem.

Status sistema je skup svojstava ( ili parametri) sistema koje trenutno ima. Promjena bilo kojeg parametra znači promjenu stanja sistema.

Glavnim parametrima stanja smatraju se oni koji se mogu direktno izmjeriti. To uključuje temperatura, pritisak, gustina, molarni volumen, koncentracija(potpišite parametre stanja P 1, T 1 na dnu slike, V 1 ).

Šta se dešava ako se konzerva zagreje, tj. opskrbu energijom u obliku topline?

Prvo, temperatura će porasti sa T 1 na T 2.

Poziva se svaka promjena u jednom ili više sistemskih parametara termodinamički proces.

Povećanje temperature će zauzvrat uzrokovati promjenu unutrašnja energija sistema (U ), koji se sastoji od kinetičke i potencijalne energije njegovih sastavnih čestica (molekula, elektrona, nukleona).

Unutrašnja kinetička energija je uzrokovana toplinskim haotičnim kretanjem molekula, što je direktno povezano s temperaturom – s povećanjem tjelesne temperature, intenzitet tog kretanja se povećava.

Unutrašnja potencijalna energija je uzrokovana interakcijom čestica jedna s drugom (međusobno odbijanje ili privlačenje).

Apsolutna vrijednost unutrašnje energije ne može se ni izmjeriti ne može se izračunati samo njegova promjena kao rezultat nekog procesa. Mora se imati na umu da promjena unutrašnje energije bilo kojeg sistema pri prelasku iz jednog stanja u drugo ne zavisi od putanje prijelaza, već je određena samo početnim i konačnim stanjem.

U našem primjeru to znači da prvo možete zagrijati sadržaj limenke na temperaturu T 3 >T 2. a zatim ponovo ohladite konzervu na temperaturu T2. To znači da je unutrašnja energija državna funkcija, one. ne zavisi od putanje procesa, već zavisi od sistemskih parametara.

Dakle, povećanje temperature će zauzvrat uzrokovati promjenu unutrašnje energije sistema:

Imajte na umu da kada se kanister zagrije, ne mijenja se samo temperatura, već i koncentracija otopine - dio soli se dodatno otapa i povećava se količina pare, tj. dolazi do preraspodjele mase.

Zbog povećanja količine pare, sistem pravi rad ekstenzije:

A=P V

Ako spoljni pritisak je konstantan, zagrijavanje će uzrokovati povećanje volumena za iznos V - limenka će se naduvati poput balona.

dakle, vrućina ( Q ), koju sistem saopštava spolja, troši se na povećanje unutrašnje energije (U), obavljanje rada ekspanzije (A), druge vrste rada (X) (u našem slučaju rad na preraspodeli masa supstanci u sistemu ):

Q =U+A+X

Rezultirajuća jednačina nije ništa drugo do izraz prvog početak termodinamike, koji je dio univerzalnog zakona održanja energije.

Prvi zakon termodinamike može se formulisati na sljedeći način:

Toplota dostavljena sistemu izvana troši se na povećanje unutrašnje energije i na ekspanzioni rad.

Postoje i druge formulacije prvog zakona termodinamike:

1. Različiti oblici ENERGIJE se pretvaraju jedan u drugi u strogo ekvivalentnim, uvijek identičnim omjerima.

2. U izolovanom sistemu, ukupna zaliha ENERGIJE je konstantna vrijednost.

3. Proces u kome bi se RAD obavljao bez utroška ENERGIJE je nemoguć (nemoguće je stalno kretanje unutrašnjeg sagorevanja).

Važno je napomenuti da ni rad ni toplota nisu funkcije stanja, tj. zavisi od putanje procesa, kao što dužina puta od Moskve do Petrozavodska zavisi od toga da li idete kroz Sankt Peterburg ili kroz Vologdu.

Pored gore navedenih funkcija, termodinamika uvodi količine koje su identične zbiru nekoliko termodinamičkih parametara. Ova zamjena uvelike pojednostavljuje proračune. Dakle, funkcija stanja je jednaka U+PV pozvao entalpija (N):

N =U+PVH2-H 1 =H

Razmotrimo dva posebna slučaja promjena stanja sistema:

1. Izohorni proces - proces koji se odvija pri konstantnoj zapremini. V =const, V =0 A =0, matematički izraz prvog zakona termodinamike ima oblik:

Q v =U (1)

Dakle, sva toplota izohoričnog procesa ide na povećanje unutrašnje energije sistema.

2. Izobarski proces– proces koji se odvija pod konstantnim pritiskom. R =const, rad zbog promjene zapremine je jednak A=P(V 2 -V 1)=P V .

Uzimajući u obzir izraz prvog zakona termodinamike, za izobarni proces dobijamo:

Q p = U+A=U 2 - U 1 +PV 2 -PV 1

Q p =(U 2 + PV 2)-(U 1 + PV 1)

Q p =H 2 -H 1 = H (2)

Tako se toplina izobarnog procesa troši na povećanje entalpije.

Relacije (1) i (2) omogućavaju procjenu takvih fundamentalnih veličina u termodinamici kao što su promjene unutrašnje energije i entalpije, na osnovu njihovih eksperimentalne vrijednosti termičkih efekata reakcija. Toplotni efekti hemijskih reakcija određuju se korišćenjem kalorimetar.

Hemijska reakcija se odvija u Dewar boci 1 - staklenoj posudi s dvostrukim stijenkama posrebrenim iznutra, iz prostora između kojih se ispumpava zrak, uslijed čega zidovi posude gotovo ne provode toplinu. Za ravnomjerniju razmjenu topline sa okolinom, posuda se stavlja u veliki termostat 2 napunjen vodom (temperatura termostata se održava konstantnom tokom eksperimenta). Posuda je zatvorena poklopcem 3 sa tri rupe: za termometar 4, mješalicu 5, epruvetu 6.

PITANJE 3. Toplotni efekti i termohemijske jednačine. Hesov zakon.

Grana hemijske termodinamike, koja proučava toplotne efekte hemijskih reakcija i njihovu zavisnost od različitih fizičkih i hemijskih parametara, naziva se termohemija.

U termohemiji se koriste jednačine termohemijske reakcije u kojima se mora navesti agregatno stanje supstance, a termički efekat reakcije se smatra jednim od proizvoda interakcije.

Na primjer, reakcija stvaranja vode iz jednostavnih supstanci može biti izraženo termohemijskom jednačinom:

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g) + 242 kJ

To znači da kada se formira 1 mol gasovite vode, oslobađa se 242 kJ toplote. U ovom slučaju, promjena entalpije H = -242 kJ.

Sve količine energije (toplinski efekti, unutrašnja energija, entalpija) obično se izražavaju u džulima i odnose se na određeni dio supstance - mol (kJ/mol) ili gram (kJ/g).

To znače suprotni predznaci veličina H i Q Entalpija karakteriše toplotne promene u sistemu, a toplota karakteriše okolinu okruženje. (ovo vrijedi za slučaj kada nema drugih vrsta radova osim radova na proširenju)

Procesi koji uključuju oslobađanje topline nazivaju se egzotermna. U njima Q >0, H<0 (теплосодержание системы уменьшается).

Procesi u kojima se toplota apsorbuje nazivaju se endotermni. Oni sadrže Q<0, H >0.

Važnost uzimanja u obzir stanja agregacije objašnjava se činjenicom da je prijelaz iz jednog agregacijskog stanja u drugo povezan s troškovima energije, na primjer:

H 2 O (g) = H 2 O (l) + 44 kJ

Posljedično, toplinski učinak stvaranja tekuće vode razlikuje se od plinovite vode ne po količini topline isparavanja:

H 2(g) + ? O 2 (g) = H 2 O (l) + 286 kJ

H 2(g) + ? O 2 (g) = H 2 O (g) + 242 kJ

Toplotni efekti reakcije mogu se ne samo izmjeriti, već i izračunati prema Hesovom zakonu:

Ako se navedeni proizvodi mogu dobiti od ovih supstanci na različite načine, tada će termički učinak biti isti u svim slučajevima.

Drugim riječima:

Toplotni učinak kemijske reakcije ne ovisi o putu kojim se odvija, već je određen samo prirodom i stanjem polaznih tvari i produkta reakcije.

Hes je pod termičkim efektom reakcije podrazumijevao toplinu koja se apsorbira ili oslobađa kao rezultat reakcije koja se odvija bilo pri konstantnoj zapremini ili pri konstantnom pritisku i ako su temperature polaznih supstanci jednake.

Značenje Hessovog zakona jasno je iz dijagrama entalpije:

Supstanca A može se pretvoriti u supstancu B na dva načina. 1. način: direktna transformacija sa termičkim efektom H 1. 2-smjerni: prvo se A pretvara u C(H 2), a zatim se supstanca C pretvara u B(H 3). Prema Hesovom zakonu:

H 1 = H 2 + H 3

Za izračunavanje toplotnih efekata reakcija od velike je praktične važnosti posledica Hesovog zakona:

Toplotni efekat hemijske reakcije u standardnim uslovima (T = 25 0 C (289 K) i p = 1 atm. (101325 Pa)) jednak je zbiru standardnih toplota stvaranja proizvoda minus zbir standardnih toplote stvaranja polaznih supstanci, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente.

Standardna toplota (entalpija) formiranja – ovo je toplotni efekat formiranja 1 mola jedinjenja iz jednostavnih supstanci, pod uslovom da su sve komponente sistema u standardnim uslovima. Pretpostavlja se da su jednostavne supstance u ovom slučaju u svojim najstabilnijim modifikacijama.

Navedena je standardna toplota formiranja (često se izostavlja jedan ili drugi indeks). ili, izraženo u kJ/mol.

Prihvaćene su standardne toplote formiranja jednostavnih supstanci za ona agregatna stanja u kojima su te supstance stabilne u standardnim uslovima jednaka nuli. Ako jednostavna tvar pod standardnim uvjetima može postojati u obliku nekoliko modifikacija, tada je jednaka nuli za najstabilnija od modifikacija. Dakle, grafit je stabilnija modifikacija ugljika od dijamanta, pa je grafit nula, dijamant je 1,9 kJ. Molekularni kiseonik O 2 je najstabilnija modifikacija kiseonika: ozon O 3 i atomski kiseonik O su manje stabilni, pa je O 2 = 0, O = 247,7 kJ, O 3 = 142,3 kJ/mol.

Standardne vrijednosti topline formiranja za mnoge tvari date su u referentnoj literaturi. Istovremeno, radi pogodnosti proračuna, u mnogim slučajevima se izračunavaju i stavljaju u tabele standardne toplote formiranja hemijskih jedinjenja u takvim agregatnim stanjima koja su nestabilna (pa čak i nemoguća) u standardnim uslovima. Na primjer, tablice uključuju entalpiju stvaranja vodene pare u standardnim uvjetima, jednaku –241,8 kJ/mol, iako se pod tim uvjetima pretvara u tekućinu.

Termohemijska jednačina, Hessov zakon i posledice iz nje se široko koriste za sastavljanje toplotnih bilansa proizvodnih procesa i proračun tehnološke opreme.

Na primjer, potrebno je odrediti entalpiju sagorijevanja dušikovog monoksida ako je poznata entalpija stvaranja:

NE (g) + ? O 2(g) = NO 2(g), =? KJ

N 2(g) + ? O 2 (g) =NO (g), = 90,4 kJ

N 2 (g) + O 2 (g) =NO 2 (g), = 33,9 kJ

Da bismo dobili termohemijsku jednačinu (1), potrebno je kombinovati poznate jednačine (2) i (3) na način da kao rezultat isključimo sve supstance koje ne učestvuju u reakciji (1); Da biste to uradili, trebate "okrenuti" jednačinu (2) i dodati je jednačini (3)