GirişReaksiyonun termal etkisi. Genel Kimyaya Giriş
7. Standart koşullar altında reaksiyonun termal etkisini hesaplayın: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), eğer oluşum ısısı: Fe 2 O 3 (t) = – 821,3 kJ/mol; CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;
C02 (g) = – 393,5 kJ/mol.
Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),
Standardı bilmek termal etkiler Başlangıç malzemelerinin ve reaksiyon ürünlerinin yanması için reaksiyonun termal etkisini standart koşullar altında hesaplıyoruz:
16. Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağlılığı. Van't Hoff kuralı. Sıcaklık reaksiyon katsayısı.
Reaksiyonlar yalnızca ortalama enerjisi reaksiyona katılanların ortalama enerjisini aşan aktif moleküller arasındaki çarpışmalardan kaynaklanır.
Moleküllere bir miktar aktivasyon enerjisi E (ortalamanın üzerinde fazla enerji) verildiğinde, moleküllerdeki atomlar arasındaki etkileşimin potansiyel enerjisi azalır, moleküllerin içindeki bağlar zayıflar ve moleküller reaktif hale gelir.
Aktivasyon enerjisinin mutlaka dışarıdan sağlanması gerekmez; moleküllerin bazı kısımlarına, çarpışmaları sırasında enerjinin yeniden dağıtılması yoluyla verilebilir. Boltzmann'a göre, N molekülleri arasında, artan enerjiye sahip olan aşağıdaki sayıda aktif molekül N vardır:
N N·e – E / RT (1)
burada E, reaksiyonun mümkün olabilmesi için moleküllerin sahip olması gereken ortalama seviyeye kıyasla gerekli enerji fazlalığını gösteren aktivasyon enerjisidir; geri kalan isimler iyi bilinmektedir.
İki sıcaklık T 1 ve T 2 için termal aktivasyonla hız sabitlerinin oranı şöyle olacaktır:
, (2)
, (3)
bu, iki farklı T 1 ve T 2 sıcaklığında reaksiyon hızını ölçerek aktivasyon enerjisini belirlemeyi mümkün kılar.
Sıcaklıktaki 10 0'lik bir artış reaksiyon hızını 2-4 kat artırır (yaklaşık Van't Hoff kuralı). Sıcaklık 10 0 arttığında reaksiyon hızının (ve dolayısıyla hız sabitinin) kaç kat arttığını gösteren sayıya reaksiyonun sıcaklık katsayısı denir:
(4)
.(5)
Bu, örneğin, ortalama hızda geleneksel olarak kabul edilen 2 katlık bir artış için ( = 2) sıcaklıktaki 100 0'lık bir artışla reaksiyon hızının 2 10 oranında arttığı anlamına gelir, yani. yaklaşık 1000 kez ve = 4 – 4 10 olduğunda, yani. 1000000 kez. Van't Hoff kuralı nispeten düşük sıcaklıklarda meydana gelen reaksiyonlar için geçerlidir. yüksek sıcaklıklar dar bir aralıkta. Artan sıcaklıkla reaksiyon hızındaki keskin artış, aktif molekül sayısının katlanarak artmasıyla açıklanmaktadır.
25. Van't Hoff kimyasal reaksiyon izoterm denklemi.
Keyfi bir tepki için kitlesel eylem yasasına uygun olarak
ve A + bB = cC + dD
ileri reaksiyonun hız denklemi şu şekilde yazılabilir:
,
ve ters reaksiyon hızı için:
.
Reaksiyon soldan sağa doğru ilerledikçe A ve B maddelerinin derişimleri azalacak ve ileri reaksiyonun hızı azalacaktır. Öte yandan reaksiyon ürünleri C ve D biriktikçe sağdan sola reaksiyonun hızı artacaktır. υ 1 ve υ 2 hızlarının aynı olduğu bir an gelir, tüm maddelerin konsantrasyonları değişmeden kalır, bu nedenle,
,buradaK c = k 1 / k 2 =
.
İleri ve geri reaksiyonların hız sabitlerinin oranına eşit olan Kc sabit değeri, başlangıç maddelerinin denge konsantrasyonları ve bunların etkileşimlerinin ürünleri (stokiyometrik katsayıları ölçüsünde) yoluyla denge durumunu niceliksel olarak tanımlar ve denge sabiti denir. Denge sabiti yalnızca belirli bir sıcaklık için sabittir;
Kc = f(T). Bir kimyasal reaksiyonun denge sabiti genellikle bir oran olarak ifade edilir; bu oranın payı, reaksiyon ürünlerinin denge molar konsantrasyonlarının ürünüdür ve paydası, başlangıç maddelerinin konsantrasyonlarının ürünüdür.
Reaksiyon bileşenleri ideal gazların bir karışımı ise, denge sabiti (Kp) bileşenlerin kısmi basınçları cinsinden ifade edilir:
.
Kp'den Kc'ye geçmek için P · V = n · R · T durum denklemini kullanırız. Çünkü
, bu durumda P = C·R·T. .Denklemden, reaksiyonun gaz fazındaki mol sayısını değiştirmeden ilerlemesi koşuluyla K p = K c olduğu sonucu çıkar; (c + d) = (a + b) olduğunda.
Reaksiyon kendiliğinden sabit P ve T veya V ve T'de ilerliyorsa, bu reaksiyonun G ve F değerleri denklemlerden elde edilebilir:
,
burada С А, С В, С С, С D, başlangıç maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin dengesiz konsantrasyonlarıdır.
,burada Р А, Р В, Р С, Р D, başlangıç maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin kısmi basınçlarıdır.
Son iki denklem van't Hoff kimyasal reaksiyon izoterm denklemleri olarak adlandırılır. Bu ilişki, reaksiyonun G ve F değerlerini hesaplamayı ve başlangıç maddelerinin farklı konsantrasyonlarında yönünü belirlemeyi mümkün kılar.
Hem gaz sistemleri hem de çözeltiler için, katılar reaksiyona katıldığında (yani heterojen sistemler için), bu konsantrasyon neredeyse sabit olduğundan, katı fazın konsantrasyonunun denge sabiti ifadesine dahil edilmediğine dikkat edilmelidir. Evet tepki için
2 CO (g) = C02 (g) + C (t)
denge sabiti şu şekilde yazılır:
.Denge sabitinin sıcaklığa bağımlılığı (T2 sıcaklığı için T1 sıcaklığına göre) aşağıdaki van't Hoff denklemi ile ifade edilir:
,
burada Н 0 reaksiyonun termal etkisidir.
Endotermik bir reaksiyon için (reaksiyon ısının emilmesiyle gerçekleşir), artan sıcaklıkla denge sabiti artar, sistem ısınmaya direniyor gibi görünür.
34. Osmoz, osmotik basınç. Van't Hoff denklemi ve ozmotik katsayı.
Osmoz, solvent moleküllerinin, farklı konsantrasyonlardaki çözeltileri düşük konsantrasyonlu bir çözeltiden daha yüksek konsantrasyonlu bir çözeltiye ayıran yarı geçirgen bir zar boyunca kendiliğinden hareketidir ve bu da ikincisinin seyreltilmesine yol açar. Bir selofan filmi genellikle, yalnızca küçük hacimli solvent moleküllerinin seçici olarak geçebildiği ve büyük veya solvatlı moleküllerin veya iyonların tutulduğu küçük deliklerden yarı geçirgen bir zar olarak kullanılır - yüksek moleküler maddeler için ve bir bakır ferrosiyanür filmi Düşük moleküler maddeler için. Daha yüksek konsantrasyonlu bir çözeltiye harici hidrostatik basınç uygulanırsa solvent transferi (ozmoz) işlemi önlenebilir (denge koşulları altında bu, harfiyle gösterilen ozmotik basınç olacaktır). Elektrolit olmayan çözeltilerde değerini hesaplamak için ampirik Van't Hoff denklemi kullanılır:
burada C maddenin molal konsantrasyonudur, mol/kg;
R – evrensel gaz sabiti, J/mol K.
Ozmotik basıncın büyüklüğü, belirli bir çözelti hacminde çözünen bir veya daha fazla maddenin molekül sayısıyla (genel olarak parçacık sayısı) orantılıdır ve bunların doğasına ve çözücünün doğasına bağlı değildir. Güçlü veya zayıf elektrolit çözeltilerinde, moleküllerin ayrışması nedeniyle bireysel parçacıkların toplam sayısı artar, bu nedenle ozmotik basıncı hesaplamak için denkleme izotonik katsayı adı verilen uygun bir orantı katsayısı eklenmelidir.
i C R T,
burada i iyonların ve ayrışmamış elektrolit moleküllerinin toplamının bu maddenin başlangıç molekül sayısına oranı olarak hesaplanan izotonik katsayıdır.
Yani, eğer elektrolitin ayrışma derecesi, yani. iyonlara parçalanan molekül sayısının çözünmüş maddenin toplam molekül sayısına oranı 'ye eşitse ve elektrolit molekülü n iyona parçalanırsa izotonik katsayı şu şekilde hesaplanır:
i = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).
Güçlü elektrolitler için = 1 alabiliriz, sonra i = n olur ve i katsayısına (yine 1'den büyük) ozmotik katsayı denir.
Osmoz olgusu büyük önem Bitki ve hayvan organizmaları için, hücrelerinin zarları birçok maddenin çözeltilerine göre yarı geçirgen bir zarın özelliklerine sahiptir. İÇİNDE Temiz su hücre, bazı durumlarda zarın yırtılmasına kadar büyük ölçüde şişer ve yüksek tuz konsantrasyonlu çözeltilerde, tam tersine, büyük su kaybı nedeniyle boyutu ve kırışıklıkları azalır. Bu nedenle gıda ürünlerini muhafaza ederken ilave edilir. çok sayıda tuz ya da şeker. Bu koşullar altında mikrobiyal hücreler kaybeder. önemli miktar su ve ölmek.
Termal etkilerin hesaplanmasına yönelik tüm yöntemler, integral formdaki Kirchhoff denklemine dayanmaktadır.
Çoğu zaman, ilk sıcaklık olarak 298.15K standardı kullanılır.
Termal etkileri hesaplamaya yönelik tüm yöntemler, denklemin sağ tarafının integralini alma yöntemlerine indirgenir.
İntegrali alma yöntemleri:
I. Ortalama ısı kapasitelerine dayanmaktadır. Bu yöntem en basit ve en az doğru olanıdır. Bu durumda integral işaretinin altındaki ifadenin yerini seçilen aralıktaki sıcaklığa bağlı olmayan ortalama ısı kapasitesindeki değişim alır.
Ortalama ısı kapasiteleri çoğu reaksiyon için tablo haline getirilir ve ölçülür. Referans verilerini kullanarak hesaplamak kolaydır.
II. Gerçek Isı Kapasitelerine göre. (Sıcaklık serisini kullanma)
Bu yöntemde ısı kapasitesinin integrali bir sıcaklık serisi olarak yazılır:
III. Entalpinin yüksek sıcaklık bileşenlerine göre. Bu yöntem alınan yaygın Yüksek sıcaklıklardaki kimyasal reaksiyonların termal etkilerinin hesaplanmasında roket teknolojisinin gelişmesiyle birlikte. İzobarik ısı kapasitesinin tanımına dayanmaktadır:
Entalpinin yüksek sıcaklık bileşeni. Belirli bir dereceye kadar ısıtıldığında tek bir maddenin entalpisinin ne kadar değişeceğini gösterir.
Kimyasal bir reaksiyon için şunu yazıyoruz:
Böylece:
3 numaralı ders.
Dersin özeti:
1. Termodinamiğin II yasası, tanımı, matematiksel gösterimi.
2. Termodinamiğin II Yasasının Analizi
3. Bazı süreçlerdeki entropi değişikliklerinin hesaplanması
Termokimyada ısı miktarı Q Kimyasal reaksiyon sonucu açığa çıkan veya absorbe edilen maddeye denir. termal etki. Isının açığa çıkmasıyla oluşan reaksiyonlara denir ekzotermik (Soru>0) ve ısı emilimi ile - endotermik (Q<0 ).
Buna göre termodinamikte ısının açığa çıktığı süreçlere denir. ekzotermik ve ısının emildiği işlemler - endotermik.
Termodinamiğin birinci yasasının sonucuna göre izokorik-izotermal süreçler için termal etki, sistemin iç enerjisindeki değişime eşittir .
Termokimyada termodinamikle ilgili olarak zıt işaret kullanıldığı için o zaman.
İzobarik-izotermal süreçler için termal etki, sistemin entalpisindeki değişime eşittir .
Eğer D H > 0- süreç ısının emilmesiyle gerçekleşir ve endotermik.
Eğer D H< 0 - sürece ısının salınması eşlik eder ve ekzotermik.
Termodinamiğin birinci yasasından şu şekilde çıkar: Hess yasası:
Kimyasal reaksiyonların termal etkisi yalnızca başlangıç maddelerinin ve son ürünlerin türüne ve durumuna bağlıdır, ancak başlangıç durumundan son duruma geçiş yoluna bağlı değildir.
Bu kanunun bir sonucu da şu kuraldır: Termokimyasal denklemlerle sıradan cebirsel işlemleri gerçekleştirebilirsiniz.
Örnek olarak kömür oksidasyonunun CO2'ye tepkimesini düşünün.
Başlangıç maddelerinden son maddelere geçiş, kömürün doğrudan yakılarak CO2'ye dönüştürülmesiyle gerçekleştirilebilir:
C(t) + O2(g) = C02(g).
Bu reaksiyonun termal etkisi Δ H 1.
Bu işlem iki aşamada gerçekleştirilebilir (Şekil 4). İlk aşamada karbon, reaksiyona göre CO'ya yanar.
C(t) + O2(g) = CO(g),
ikincisinde CO yanarak CO 2'ye dönüşür
CO (t) + O2 (g) = C02 (g).
Bu reaksiyonların termal etkileri sırasıyla Δ H2 veΔ N 3.
Pirinç. 4. Kömürü CO2'ye yakma sürecinin şeması
Her üç süreç de pratikte yaygın olarak kullanılmaktadır. Hess yasası bu üç sürecin termal etkilerini aşağıdaki denklemle ilişkilendirmemize olanak tanır:
Δ H 1=Δ H2 + Δ N 3.
Birinci ve üçüncü süreçlerin termal etkileri nispeten kolay bir şekilde ölçülebilir, ancak kömürün yüksek sıcaklıklarda karbon monoksite dönüştürülmesi zordur. Termal etkisi hesaplanabilir:
Δ H2=Δ H 1 - Δ N 3.
Δ değerleri H 1 ve Δ H2 Kullanılan kömürün türüne bağlıdır. Değer Δ N 3 bununla ilgili değil. 298K sıcaklıkta sabit basınçta bir mol CO yakıldığında ısı miktarı Δ olur. N 3= -283,395 kJ/mol. Δ H 1= 298K'da -393,86 kJ/mol. Daha sonra 298K Δ'da H2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ/mol.
Hess kanunu, deneysel verileri bulunmayan veya gerekli koşullar altında ölçülemeyen proseslerin ısıl etkilerinin hesaplanmasına olanak sağlar. Bu, kimyasal reaksiyonlar ve çözünme, buharlaşma, kristalleşme, adsorpsiyon vb. işlemler için geçerlidir.
Hess yasasını uygularken aşağıdaki koşullara kesinlikle uyulmalıdır:
Her iki süreç de gerçekten aynı başlangıç durumlarına ve gerçekten özdeş son durumlara sahip olmalıdır;
Sadece aynı olmaları gerekmez kimyasal bileşimlerürünler, aynı zamanda bunların varoluş koşulları (sıcaklık, basınç vb.) ve toplanma durumu ve kristalli maddeler için kristal modifikasyonu.
Hess yasasına göre kimyasal reaksiyonların termal etkilerini hesaplarken genellikle iki tür termal etki kullanılır: yanma ısısı ve oluşum ısısı.
Oluşum ısısı Belirli bir bileşiğin basit maddelerden oluşma reaksiyonunun termal etkisi denir.
Yanma ısısı karşılık gelen elementlerin veya bu oksitlerin bileşiklerinin daha yüksek oksitlerini oluşturmak için belirli bir bileşiğin oksijenle oksidasyon reaksiyonunun termal etkisidir.
Termal etkiler ve diğer miktarlar için referans değerleri genellikle maddenin standart durumuna atıfta bulunur.
Gibi standart durum bireysel sıvı ve katı maddeler, belirli bir sıcaklıkta ve bir atmosfere eşit bir basınçta hallerini alırlar ve bireysel gazlar için durumları, belirli bir sıcaklık ve 1.01 10 5 Pa'ya (1 atm.) eşit basınçta olduklarında, İdeal bir gazın özellikleri. Hesaplamaları kolaylaştırmak için referans verilere başvurulur. standart sıcaklık 298K.
Eğer herhangi bir element çeşitli modifikasyonlarda mevcut olabiliyorsa, bu durumda 298 K'de kararlı olan modifikasyon ve atmosferik basınç, 1,01·10 5 Pa'ya (1 atm.) eşittir
Maddelerin standart durumuna ilişkin tüm miktarlar daire şeklinde bir üst simge ile işaretlenmiştir: 
. Metalurjik işlemlerde çoğu bileşik ısının açığa çıkmasıyla oluşur, dolayısıyla onlar için entalpi artışı . Standart durumdaki öğeler için değer .
Reaksiyona dahil olan maddelerin standart oluşum ısılarına ilişkin referans verilerini kullanarak reaksiyonun termal etkisini kolayca hesaplayabilirsiniz.
Hess yasasından şu şekilde çıkar:reaksiyonun termal etkisi, denklemin sağ tarafında belirtilen tüm maddelerin oluşum ısıları arasındaki farka eşittir(son maddeler veya reaksiyon ürünleri) ve denklemin sol tarafında belirtilen tüm maddelerin oluşum ısıları(başlangıç malzemeleri) katsayılarla alınan, eşit katsayılar Bu maddelerin reaksiyon denklemindeki formüllerinden önce:
Nerede N- reaksiyona katılan maddenin mol sayısı.
Örnek. Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 reaksiyonunun termal etkisini hesaplayalım. Reaksiyona katılan maddelerin oluşum ısıları şunlardır: Fe 3 O 4 için, CO için, FeO için, CO 2 için.
Reaksiyonun termal etkisi:
298K'deki reaksiyon endotermik olduğundan, yani. ısı emilimi ile birlikte gelir.
|
Bu konuyu incelemeniz sonucunda şunları öğreneceksiniz:
Bu konuyu incelemeniz sonucunda şunları öğreneceksiniz:
Çalışma soruları: |
6.1. Kimyasal süreçlerin enerjisi
6.1.1. İç enerji ve entalpi
Herhangi bir süreçte enerjinin korunumu yasasına uyulur:
S = Δ U + A.
Bu eşitlik, eğer sisteme Q ısısı verilirse, bu ısının iç enerji Δ U'yu değiştirmek ve A işi yapmak için harcandığı anlamına gelir.
İçsel enerji sistem, moleküllerin öteleme ve dönme hareketinin enerjisi, atomlardaki elektronların hareket enerjisi, çekirdeklerin elektronlarla etkileşiminin enerjisi, çekirdeklerle çekirdekler vb. dahil olmak üzere toplam rezervidir. Bir bütün olarak sistemin kinetik ve potansiyel enerjisi hariç her türlü enerji.
Sabit basınçta (genleşme işi) hacim V1 ile karakterize edilen durum 1'den durum 2'ye (hacim V2) geçiş sırasında sistem tarafından yapılan iş şuna eşittir:
bir = p(V 2 - V 1).
Sabit basınçta (p=sabit), genleşme işi ifadesi dikkate alındığında enerjinin korunumu yasası şu şekilde yazılacaktır:
S = (U2 + pV2) – (U1 + pV1).
Bir sistemin iç enerjisi ile hacminin ve basıncının çarpımının toplamına denir. entalpi N:
Sistemin iç enerjisinin kesin değeri bilinmediğinden entalpilerin mutlak değerleri de elde edilememektedir. Bilimsel önemi sahip olmak ve pratik kullanımΔH entalpi değişimlerini bulun.
İç enerji U ve entalpi H durum fonksiyonları sistemler. Durum fonksiyonları, sistemin yalnızca son ve başlangıç durumu tarafından belirlenen, yani sistemin özellikleridir. süreç yoluna bağlı değildir.
6.1.2. Ekzo ve endotermik süreçler
Kimyasal reaksiyonların oluşumuna ısının emilmesi veya salınması eşlik eder. ekzotermikısının açığa çıkmasıyla oluşan reaksiyona denir çevre, A endotermik– Çevreden ısının emilmesiyle.
Endüstri ve laboratuvar uygulamalarında birçok proses sabit basınç ve sıcaklıkta gerçekleşir (T=sabit, p=sabit). Bu süreçlerin enerji özelliği entalpideki değişimdir:
Q P = -Δ N.
Sabit hacim ve sıcaklıkta meydana gelen işlemler için (T=sabit, V=sabit) Q V =-Δ U.
Ekzotermik reaksiyonlar için Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Örneğin,
N2(g) + S02(g) = N20 (g); ΔН 298 = +82 kJ,
CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g); ΔН 298 = -802 kJ.
Kimyasal denklemler ek olarak reaksiyonun termal etkisini (işlemin DN değeri) ve ayrıca maddelerin ve sıcaklığın toplanma durumunu gösterenlere denir termokimyasal denklemler.
Termokimyasal denklemlerde, reaktanların ve ortaya çıkan maddelerin faz durumu ve allotropik modifikasyonları not edilir: g - gaz halinde, g - sıvı, j - kristal; S (elmas), S (tek gözlük), C (grafit), C (elmas), vb.
6.1.3. Termokimya; Hess yasası
Fiziksel ve kimyasal süreçlere eşlik eden enerji olaylarını inceler termokimya. Termokimyanın temel yasası, Rus bilim adamı G.I. tarafından formüle edilen yasadır. 1840 yılında Hess.
Hess kanunu: Bir sürecin entalpisindeki değişiklik, başlangıç malzemelerinin ve reaksiyon ürünlerinin türüne ve durumuna bağlıdır, ancak sürecin yoluna bağlı değildir.
Termokimyasal etkiler ele alınırken “bir sürecin entalpisindeki değişim” kavramı yerine sıklıkla “bir sürecin entalpisi” ifadesi kullanılır, bu kavramla Δ H değeri kastedilir. Hess yasasını formüle ederken "bir sürecin termal etkisi", çünkü genel durumda Q değeri bir durum fonksiyonu değildir. Yukarıda belirtildiği gibi, yalnızca sabit basınçta Q P = -Δ N (sabit hacimde Q V = -Δ U).
Dolayısıyla PCl5'in oluşumu basit maddelerin etkileşiminin bir sonucu olarak düşünülebilir:
P (k, beyaz) + 5/2Cl2(g) = PCl5(k); ΔH 1,
veya birkaç aşamada meydana gelen bir sürecin sonucu olarak:
P (k, beyaz) + 3/2Cl2 (g) = PCl3 (g); ΔH2,
PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(k); ΔH3,
veya toplamda:
P (k, beyaz) + 5/2Cl2(g) = PCl5(k); Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Maddelerin oluşum entalpileri
Oluşum entalpisi, kararlı modifikasyonlara sahip basit maddelerden belirli bir toplanma durumunda bir maddenin oluşma sürecinin entalpisidir. Örneğin sodyum sülfatın oluşum entalpisi reaksiyonun entalpisidir:
2Na (k) + S (eşkenar dörtgen) + 2O2 (g) = Na2S04 (k).
Basit maddelerin oluşum entalpisi sıfırdır.
Bir reaksiyonun termal etkisi, maddelerin durumuna, sıcaklığa ve basınca bağlı olduğundan, termokimyasal hesaplamalar kullanmayı kabul etti standart oluşum entalpileri– belirli bir sıcaklıkta bulunan maddelerin oluşum entalpisi standart durum. Belirli bir sıcaklık ve 101.325 kPa (1 atm) basınçta maddenin gerçek durumu, yoğunlaşmış haldeki maddeler için standart durum olarak alınır. Referans kitapları genellikle 25 o C (298 K) sıcaklıkta maddelerin standart oluşum entalpilerini verir; bu, 1 mol maddeye (Δ H f o 298) karşılık gelir. Bazı maddelerin T = 298 K'deki standart oluşum entalpileri tabloda verilmiştir. 6.1.
Tablo 6.1.
Bazı maddelerin standart oluşum entalpileri (Δ H f o 298)
Madde |
Δ Н f o 298, kJ/mol |
Madde |
Δ Н f o 298, kJ/mol |
Çoğu karmaşık maddenin standart oluşum entalpileri negatif değerler. Az sayıda kararsız madde için, Δ Н f o 298 > 0. Bu tür maddeler arasında özellikle nitrik oksit (II) ve nitrik oksit (IV) yer alır, Tablo 6.1.
6.1.5. Kimyasal reaksiyonların termal etkilerinin hesaplanması
Süreçlerin entalpilerini hesaplamak için Hess yasasının bir sonucu kullanılır: Bir reaksiyonun entalpisi, reaksiyon ürünlerinin oluşum entalpilerinin toplamı eksi başlangıç maddelerinin oluşum entalpilerinin toplamına eşittir. stokiyometrik katsayılar.
Kalsiyum karbonatın ayrışma entalpisini hesaplayalım. Süreç aşağıdaki denklemle açıklanmaktadır:
CaC03 (k) = CaO (k) + C02 (g).
Bu reaksiyonun entalpisi, kalsiyum oksit ve karbon dioksit oluşum entalpilerinin toplamı eksi kalsiyum karbonat oluşum entalpisine eşit olacaktır:
Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (k)) + Δ H f o 298 (C02 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO3 (k)).
Tablo 6.1'deki verileri kullanma. şunu elde ederiz:
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Elde edilen verilerden, söz konusu reaksiyonun endotermik olduğu anlaşılmaktadır; ısının emilmesiyle devam eder.
CaO (k) + C02 (k) = CaC03 (k)
Isı salınımıyla birlikte. Entalpisi eşit olacaktır
Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Kimyasal reaksiyonların hızı
6.2.1. Reaksiyon hızı konsepti
Kimyasal reaksiyonların hızı ve mekanizmalarıyla ilgilenen kimya dalına ne ad verilir? kimyasal kinetik. Biri Anahtar kavramlar kimyasal kinetikte kimyasal reaksiyonun hızıdır.
Bir kimyasal reaksiyonun hızı, sistemin sabit hacminde birim zaman başına reaktanların konsantrasyonundaki değişiklik ile belirlenir.
Aşağıdaki süreci göz önünde bulundurun:
t 1 zamanında bir noktada A maddesinin konsantrasyonu c 1 değerine ve t 2 anında c 2 değerine eşit olsun. t 1'den t 2'ye kadar geçen süre boyunca konsantrasyondaki değişiklik Δ c = c 2 – c 1 olacaktır. ortalama sürat reaksiyon şuna eşittir:
Eksi işareti konulmuştur çünkü reaksiyon ilerledikçe (Δ t> 0) maddenin konsantrasyonu azalır (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Kimyasal reaksiyonun hızı, reaktanların doğasına ve reaksiyon koşullarına bağlıdır: konsantrasyon, sıcaklık, katalizörün varlığı, basınç (gaz reaksiyonları için) ve diğer bazı faktörler. Özellikle maddelerin temas alanı arttıkça reaksiyon hızı da artar. Reaksiyon hızı, reaktanların karıştırma hızının artmasıyla da artar.
Reaksiyon hızının sayısal değeri aynı zamanda reaksiyon hızının hangi bileşenden hesaplandığına da bağlıdır. Örneğin sürecin hızı
H 2 + I 2 = 2HI,
HI konsantrasyonundaki değişiklikten hesaplanan reaksiyon hızı, H2 veya I2 reaktiflerinin konsantrasyonundaki değişiklikten hesaplanan reaksiyon hızının iki katıdır.
6.2.2. Reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı; reaksiyonun düzeni ve molekülerliği
Kimyasal kinetiğin temel yasası kitlesel eylem kanunu– Reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonuna bağımlılığını belirler.
Reaksiyon hızı, reaktanların konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.. yazılı reaksiyon için Genel görünüm Nasıl
aA + bB = cC + dD,
Reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı şu şekildedir:
v = k [A] α [B] β .
Bu kinetik denklemde k, orantılılık katsayısıdır. oran sabiti; [A] ve [B], A ve B maddelerinin konsantrasyonlarıdır. Reaksiyon hız sabiti k, reaktanların doğasına ve sıcaklığa bağlıdır, ancak konsantrasyonlarına bağlı değildir. α ve β katsayıları deneysel verilerden bulunur.
Kinetik denklemlerdeki üslerin toplamına toplam denir sırayla reaksiyonlar. Bileşenlerden biri için ayrıca belirli bir reaksiyon sırası vardır. Örneğin reaksiyon için
H 2 + C1 2 = 2 HC1
Kinetik denklem şuna benzer:
v = k 1/2,
onlar. genel sıra 1,5'tir ve H2 ve C12 bileşenleri için reaksiyon sıraları sırasıyla 1 ve 0,5'tir.
Molekülerlik Reaksiyon, eşzamanlı çarpışması temel bir kimyasal etkileşim eylemi gerçekleştiren parçacıkların sayısıyla belirlenir. Temel hareket (temel aşama)– parçacıkların (moleküller, iyonlar, radikaller) diğer parçacıklara tek bir etkileşimi veya dönüşümü. Temel reaksiyonlar için reaksiyonun molekülerliği ve sırası aynıdır. İşlem çok aşamalıysa ve bu nedenle reaksiyon denkleminin yazılması işlemin mekanizmasını ortaya çıkarmıyorsa, reaksiyonun sırası molekülerliği ile örtüşmez.
Kimyasal reaksiyonlar Birkaç aşamada meydana gelen basit (tek aşamalı) ve karmaşık olarak ayrılırlar.
Monomoleküler reaksiyon temel eylemin bir molekülün kimyasal dönüşümü olduğu bir reaksiyondur. Örneğin:
CH3CHO (g) = CH4 (g) + CO (g).
Bimoleküler reaksiyon– iki parçacık çarpıştığında temel eylemin meydana geldiği bir reaksiyon. Örneğin:
H2(g) + I2(g) = 2HI (g).
Trimoleküler reaksiyon- Temel eylemi üç molekülün eşzamanlı çarpışması sırasında meydana gelen basit bir reaksiyon. Örneğin:
2NO (g) + O2 (g) = 2 NO2 (g).
Reaksiyon ürünlerinin oluşumuna yol açan üçten fazla molekülün eşzamanlı çarpışmasının neredeyse imkansız olduğu tespit edilmiştir.
Kütle etkisi kanunu katılarla ilgili reaksiyonlara uygulanmaz çünkü konsantrasyonları sabittir ve yalnızca yüzeyde reaksiyona girerler. Bu tür reaksiyonların hızı, reaksiyona giren maddeler arasındaki temas yüzeyinin boyutuna bağlıdır.
6.2.3. Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı
Sıcaklık arttıkça kimyasal reaksiyonların hızı artar. Bu artış, artıştan kaynaklanmaktadır. kinetik enerji moleküller. 1884 yılında Hollandalı kimyager Van't Hoff şu kuralı formüle etti: Sıcaklıktaki her 10 derecelik artışla kimyasal reaksiyonların hızı 2-4 kat artar.
Van't Hoff kuralı şu şekilde yazılmıştır:
,
burada Vt1 ve Vt2, t1 ve t2 sıcaklıklarındaki reaksiyon hızlarıdır; γ, hızın sıcaklık katsayısıdır, 2 - 4'e eşittir.
Van't Hoff kuralı, sıcaklığın reaksiyon hızı üzerindeki etkisini yaklaşık olarak hesaplamak için kullanılır. Reaksiyon hızı sabitinin sıcaklığa bağımlılığını açıklayan daha doğru bir denklem 1889'da İsveçli bilim adamı S. Arrhenius tarafından önerildi:
.
Arrhenius denkleminde A bir sabittir, E aktivasyon enerjisidir (J/mol); T – sıcaklık, K.
Arrhenius'a göre tüm moleküler çarpışmalar sonuçlanmaz. kimyasal dönüşümler. Yalnızca bir miktar fazla enerjiye sahip moleküller reaksiyona girebilir. Aralarında bir reaksiyonun meydana gelebilmesi için çarpışan parçacıkların sahip olması gereken fazla enerjiye denir. aktivasyon enerjisi.
6.3. Kataliz kavramı ve katalizörler
Katalizör, kimyasal reaksiyonun hızını değiştiren, ancak reaksiyon tamamlandıktan sonra kimyasal olarak değişmeden kalan bir maddedir.
Bazı katalizörler reaksiyonu hızlandırır, diğerleri ise buna denir. inhibitörler, ilerlemesini yavaşlatın. Örneğin, hidrojen peroksit H2O2'ye katalizör olarak az miktarda MnO2 eklenmesi hızlı ayrışmaya neden olur:
2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
Az miktarda sülfürik asit varlığında H2O2'nin ayrışma hızında bir azalma gözlenir. Bu reaksiyonda sülfürik asit inhibitör görevi görür.
Katalizörün reaktanlarla aynı fazda olmasına veya bağımsız bir faz oluşturmasına bağlı olarak, bunlar ayırt edilir. homojen Ve heterojen kataliz.
Homojen kataliz
Homojen kataliz durumunda reaktanlar ve katalizör aynı fazdadır, örneğin gaz halindedir. Katalizörün etki mekanizması, reaksiyona giren maddelerle etkileşime girerek ara bileşikler oluşturması gerçeğine dayanmaktadır.
Katalizörün etki mekanizmasını ele alalım. Katalizörün yokluğunda reaksiyon
Çok yavaş ilerliyor. Katalizör, başlangıç maddeleri ile (örneğin B maddesi ile) reaktif bir ara ürün oluşturur:
Nihai reaksiyon ürününü oluşturmak için başka bir başlangıç malzemesiyle kuvvetli bir şekilde reaksiyona giren:
VK + A = AB + K.
Homojen kataliz, örneğin nitrojen oksitlerin varlığında meydana gelen kükürt(IV) oksidin kükürt(VI) okside oksidasyonu sürecinde meydana gelir.
Homojen reaksiyon
2 SO2 + Ö2 = 2 SO3
katalizörün yokluğunda çok yavaş ilerler. Ancak bir katalizör (NO) eklendiğinde bir ara bileşik (NO2) oluşur:
Ö 2 + 2 NO = 2 NO 2,
SO2'yi kolayca oksitler:
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.
İkinci prosesin aktivasyon enerjisi çok düşüktür, dolayısıyla reaksiyon yüksek hızda ilerler. Böylece katalizörlerin etkisi reaksiyonun aktivasyon enerjisini azaltacak şekilde azaltılır.
Heterojen kataliz
Heterojen katalizde katalizör ve reaktanlar farklı fazlardadır. Katalizör genellikle katı haldedir ve reaktanlar sıvı veya gaz halleri. Heterojen katalizde prosesin hızlanması genellikle katalizör yüzeyinin katalitik etkisiyle ilişkilidir.
Katalizörler eylem seçicilikleri ile ayırt edilirler. Örneğin, 300 o C'de bir alüminyum oksit katalizörü Al203 varlığında, etil alkolden su ve etilen elde edilir:
C 2 H 5 OH – (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
Aynı sıcaklıkta, ancak katalizör olarak bakır Cu varlığında, etil alkolün dehidrojenasyonu meydana gelir:
C2H5OH – (Cu) CH3CHO + H2 .
Bazı maddelerin küçük miktarları katalizörlerin aktivitesini azaltır, hatta tamamen yok eder (katalizör zehirlenmesi). Bu tür maddelere denir katalitik zehirler. Örneğin oksijen, NH3 sentezi sırasında demir katalizörünün geri dönüşümlü zehirlenmesine neden olur. Katalizörün etkinliği, oksijenden arıtılmış taze bir nitrojen ve hidrojen karışımının geçirilmesiyle eski haline getirilebilir. Kükürt, NH3 sentezi sırasında katalizörün geri dönüşü olmayan zehirlenmesine neden olur. Etkinliği, taze bir N2+H2 karışımı geçirilerek eski haline getirilemez.
Reaksiyon katalizörlerinin etkisini artıran maddelere denir. destekleyiciler, veya aktivatörler(platin katalizörler örneğin demir veya alüminyum eklenerek desteklenir).
Heterojen kataliz mekanizması daha karmaşıktır. Katalizin adsorpsiyon teorisi bunu açıklamak için kullanılır. Katalizörün yüzeyi heterojen olduğundan üzerinde aktif merkezler bulunur. Reaksiyona giren maddelerin adsorpsiyonu aktif merkezlerde meydana gelir. İkinci süreç, reaksiyona giren molekülleri birbirine yaklaştırır ve adsorbe edilmiş moleküllerdeki atomlar arasındaki bağlar zayıfladığından ve atomlar arasındaki mesafe arttığından kimyasal aktivitelerini arttırır.
Öte yandan, heterojen katalizde katalizörün hızlandırıcı etkisinin, reaktanların ara bileşikler oluşturmasından (homojen katalizde olduğu gibi) ve bunun da aktivasyon enerjisinde bir azalmaya yol açmasından kaynaklandığına inanılmaktadır.
6.4. Kimyasal Denge
Geri dönüşü olmayan ve geri döndürülebilir reaksiyonlar
Tek yönde ilerleyen ve başlangıç maddelerinin tamamen nihai maddelere dönüşmesiyle sonuçlanan reaksiyonlara geri dönüşümsüz denir.
Geri döndürülemez, yani. tamamlanmaya doğru ilerleyen reaksiyonlardır
Zıt yönlerde gidebilen kimyasal reaksiyonlara tersinir denir. Tipik geri dönüşümlü reaksiyonlar, amonyak sentezi ve kükürt(IV) oksidin kükürt(VI) okside oksidasyonudur:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2S02 + O222S03.
Tersinir reaksiyonlar için denklemler yazarken eşittir işareti yerine zıt yönleri gösteren iki ok kullanın.
Tersinir reaksiyonlarda, başlangıç zamanındaki ileri reaksiyonun hızı maksimum değer, başlangıç reaktiflerinin konsantrasyonu azaldıkça azalır. Aksine, ters reaksiyon başlangıçta minimum bir hıza sahiptir ve ürünlerin konsantrasyonu arttıkça artar. Bunun sonucunda ileri ve geri reaksiyonların hızlarının eşitlendiği ve sistemde kimyasal dengenin kurulduğu bir an gelir.
Kimyasal Denge
İleri reaksiyon hızının ters reaksiyon hızına eşit olduğu reaksiyona giren maddeler sisteminin durumuna kimyasal denge denir.
Kimyasal dengeye gerçek denge de denir. İleri ve geri reaksiyon oranlarının eşitliğine ek olarak, gerçek (kimyasal) denge aşağıdaki özelliklerle karakterize edilir:
- Sistemin dengeye hangi taraftan (başlangıç maddeleri tarafından veya reaksiyon ürünleri tarafından) yaklaştığı fark etmeksizin sistemin durumu aynıdır.
sistemin durumunun değişmezliği, doğrudan ve ters reaksiyonların ortaya çıkmasından kaynaklanır, yani denge durumu dinamiktir;
sistem üzerinde herhangi bir dış etki yoksa sistemin durumu zaman içinde değişmeden kalır;
herhangi bir dış etki sistemin dengesinde bir kaymaya neden olur; ancak dış etki ortadan kaldırıldığında sistem orijinal durumuna geri döner;
Gerçeğinden ayırt edilmeli görünen denge. Örneğin kapalı bir kapta oksijen ve hidrojen karışımı oda sıcaklığı süresiz olarak saklanabilir. Ancak reaksiyonun başlatılması (elektrik deşarjı, ultraviyole ışınımı, artan sıcaklık) geri dönüşü olmayan su oluşumu reaksiyonuna neden olur.
6.5. Le Chatelier'in ilkesi
Dış koşullardaki değişikliklerin denge konumu üzerindeki etkisi belirlenir Le Châtel'in ilkesi e (Fransa, 1884): Denge halindeki bir sisteme herhangi bir dış etki uygulandığında sistemdeki denge bu etkiyi zayıflatma yönünde kayacaktır.
Le Chatelier'in ilkesi yalnızca kimyasal süreçler için değil aynı zamanda kaynama, kristalleşme, çözünme vb. gibi fiziksel süreçler için de geçerlidir.
Etkiyi düşünün Çeşitli faktörler amonyak sentezi reaksiyonu örneğini kullanarak kimyasal denge için:
N2+3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.
Konsantrasyonun kimyasal dengeye etkisi.
Le Chatelier ilkesine uygun olarak, başlangıç maddelerinin konsantrasyonundaki bir artış, dengeyi reaksiyon ürünlerinin oluşumuna doğru kaydırır. Reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonundaki bir artış, dengeyi başlangıç maddelerinin oluşumuna doğru kaydırır.
Yukarıda tartışılan amonyak sentezi sürecinde, denge sistemine ilave miktarlarda N2 veya H2 eklenmesi, dengede bu maddelerin konsantrasyonunun azaldığı yönde bir kaymaya neden olur; dolayısıyla denge, oluşuma doğru kayar. NH3'ün. Amonyak konsantrasyonundaki bir artış dengeyi ana maddelere doğru kaydırır.
Katalizör hem ileri hem de geri reaksiyonları eşit şekilde hızlandırır, bu nedenle bir katalizörün eklenmesi kimyasal dengeyi etkilemez.
Sıcaklığın kimyasal denge üzerindeki etkisi
Sıcaklık arttıkça denge endotermik reaksiyona doğru, sıcaklık azaldıkça denge ekzotermik reaksiyona doğru kayar.
Denge kaymasının derecesi, termal etkinin mutlak değeri ile belirlenir: reaksiyonun ΔH değeri ne kadar büyük olursa, sıcaklığın etkisi de o kadar büyük olur.
Söz konusu amonyak sentezi reaksiyonunda, sıcaklıktaki bir artış dengeyi başlangıç maddelerine doğru kaydıracaktır.
Basıncın kimyasal denge üzerindeki etkisi
Basınçtaki değişiklikler gaz halindeki maddeleri içeren kimyasal dengeyi etkiler. Le Chatelier ilkesine göre basınçtaki bir artış, dengeyi gaz halindeki maddelerin hacminin azalmasıyla meydana gelen reaksiyona doğru kaydırır, basınçtaki bir azalma ise dengeyi ters yönde kaydırır. Amonyak sentezinin reaksiyonu sistemin hacminin azalmasıyla ilerler (denklemin sol tarafında dört, sağında iki hacim vardır). Bu nedenle basınçtaki bir artış dengeyi amonyak oluşumuna doğru kaydırır. Basınçtaki azalma dengeyi değiştirir ters taraf. Tersine çevrilebilir bir reaksiyonun denkleminde, sağ ve sol taraftaki gazlı maddelerin moleküllerinin sayısı eşitse (reaksiyon, gazlı maddelerin hacmi değişmeden ilerler), o zaman basınç bu sistemdeki denge konumunu etkilemez.
TERMAL ETKİSİ, termodinamik olarak açığa çıkan veya emilen ısı. Kimyasal içinden aktığında sistem. ilçeler. Sistemin herhangi bir iş yapmaması (olası genişleme işi dışında) ve t-ry ile çarpımların eşit olması koşuluyla belirlenir. Isı bir durum fonksiyonu olmadığından, yani. Devletler arasındaki geçiş sırasında geçiş yoluna bağlıdır, bu durumda genel durumda termal etki belirli bir bölgenin özelliği olarak hizmet edemez. İki durumda, sonsuz küçük miktarda ısı (temel ısı) d Q, durum fonksiyonunun toplam diferansiyeliyle çakışır: sabit hacimle d Q = = dU (U, sistemin iç enerjisidir) ve sabit d Q = dH (H - sistemin entalpisi).
İki tür termal etki pratikte önemlidir: izotermal-izobarik (sabit T ve p sıcaklıklarında) ve izotermal-izokorik (sabit T ve hacim V'de). Diferansiyel ve integral termal etkiler vardır. Diferansiyel termal etki aşağıdaki ifadelerle belirlenir:
neredesin, merhaba -sırasıyla. kısmi molar ekstra. enerji ve; v i -stoikiometrik katsayı (ürünler için v i > 0, v i<0 для ); x
= (n i - n i 0)/v i ,-хим.
переменная, определяющая состав системы в любой момент протекания р-ции (n i
и n i0 - числа i-го компонента
в данный момент времени и в начале хим. превращения соотв.). Размерность дифференциального
теплового эффекта реакции-кДж/ . Если u T,V , h T,p >0, bölge arandı endotermik, etkinin zıt işaretiyle - ekzotermik. İki tür efekt birbiriyle ilişkilidir:
Uygulaması kesinlikle çözeltide yer alan tüm maddelerin kısmi molarlarının bilinmesini gerektiren termal etkinin sıcaklığa bağımlılığı verilmiştir, ancak çoğu durumda bu miktarlar bilinmemektedir. Çünkü akan nehirler için gerçek çözümler ve diğer termodinamik açıdan ideal olmayan ortamlarda, diğerleri gibi termal etkiler de önemli ölçüde sistemin bileşimine ve deneye bağlıdır. Koşullar dikkate alınarak farklı ilçelerin karşılaştırılmasını ve termal etkilerin taksonomisini kolaylaştıracak bir yaklaşım geliştirilmiştir. Bu amaca standart termal etki (belirtilmiş) kavramıyla hizmet edilir. Standart olarak, bölgeye katılan tüm birimlerin verilen koşullarda olduğu koşullar altında (genellikle varsayımsal olarak) gerçekleştirilen bir termal etkiyi kastediyoruz. Diferansiyel ve integral standart termal etkiler her zaman sayısal olarak aynıdır. Standart termal etki, standart oluşum ısıları veya ısı tabloları kullanılarak kolaylıkla hesaplanabilir. içten yanmalı(aşağıya bakınız). İdeal olmayan ortamlar için, gerçekte ölçülen ve standart termal etkiler arasında büyük bir tutarsızlık vardır ve termodinamik hesaplamalarda termal etkiler kullanılırken bu durumun akılda tutulması gerekir. Örneğin alkalin diasetimid için 0,8 n'de [(CH3CO)2NH (sol) + H20 (l) = CH3SOKH2 (sol) + CH3COOH (l) +]. 298 K'de sulu NaOH çözeltisi (ağırlıkça %58) ölçülen termal etki DH1 = - 52,3 kJ/. Aynı ilçe için standart koşullar altında = - 18,11 kJ/ elde edilmiştir. Bu çok şey ifade ediyor. fark, belirtilen çözeltide (ısı) maddeye eşlik eden termal etkilerle açıklanır. Katı için sıvı asetik asit ve ısı sırasıyla eşittir: D H2 = 13,60; DH3 = - 48,62; DH4 = - 0,83 kJ/, yani = DH1 - DH2 - DH3 + DH4. Örnek görünümdenancak termal etkileri incelerken, eşlik eden fiziksel-kimyasalın termal etkilerini ölçmek önemlidir. süreçler.
Termal etkilerin incelenmesi şu anlama gelir: en önemli görev. Temel hadi deneyelim yöntem - kalorimetri. Modern Ekipman, gaz, sıvı ve katı fazlarda, arayüzde ve karmaşık fazlarda termal etkilerin incelenmesini mümkün kılar. sistemler. Ölçülen termal etkilerin tipik değerlerinin aralığı yüzlerce J/ ila yüzlerce kJ/ arasındadır. Masada kalorimetrik veriler verilmektedir. Belirli ilçelerin termal etkilerinin ölçülmesi. Termal etkilerin, seyreltmenin ve ısının ölçülmesi, gerçekte ölçülen termal etkilerden standart olanlara geçiş yapılmasına olanak tanır.
Önemli bir rol, iki türün termal etkilerine aittir - bileşiğin oluşum ısısı. itibaren basit olanlar ve maddenin oluştuğu daha yüksek elementlerin oluşumu ile maddenin saf formda yanma ısısı. Bu termal etkiler, standart koşullar ve tablolaştırıldı. Onların yardımıyla herhangi bir termal etkiyi hesaplamak kolaydır; cebirsel eşittir. Süreçte yer alan tüm maddelerin oluşum veya yanma ısılarının toplamı:
Tablo değerlerinin uygulanması 
izin verirçoğul termal etkileri hesaplar. bin ruble, ancak bu değerlerin kendisi yalnızca birkaçı için biliniyor. binlerce bağlantı. Ancak bu hesaplama yöntemi, termal etkilerin küçük olduğu bölgeler için uygun değildir, çünkü hesaplanan küçük değer cebirsel olarak elde edilmiştir. birkaç miktar Büyük miktarlar, bir hatayla karakterize edilir, kenarlar abs cinsindendir. termal etkiyi aşabilir. Miktarlar kullanılarak termal etkilerin hesaplanması 
bir devlet fonksiyonunun var olduğu gerçeğine dayanmaktadır. Bu termokimyasal sistemlerin oluşturulmasını mümkün kılar. Gerekli çözümün termal etkisini belirlemek için denklemler (bkz.). Standart termal etkiler neredeyse her zaman hesaplanır. Yukarıda tartışılan yönteme ek olarak, termal etkilerin hesaplanması -eq sıcaklığa bağlılığı kullanılarak gerçekleştirilir.