سيستم و خواص آن و جریان انرژی در سیستم

به بخشي از جهان که براي مطالعه انتخاب مي شود، «سيستم» مي گويند. هنگامي که سيستم مشخص شد، هر چيز ديگري که پيرامون آن باشد «محيط» آن سيستم مي نامند.

خواص قابل اندازه گيري سيستم مثل حجم، فشار و دما را خواص ترموديناميکي سيستم مي نامند.

 

 

خواص ترموديناميکي :

1- خواص مقداري : به مقدار ماده وابسته است مانند جرم و حجم

2- خواص شدتي : به مقدار ماده بستگي ندارد مانند دماي ذوب و جوش 

 

 

  جریان انرژی در سیستم

هر ذره در سيستم داراي انرژي جنبشي و پتانسيل است. مجموع اين انرژيها براي ذرات تشکيل دهنده سيستم انرژي دروني سيستم ناميده مي شود. در يک سيستم شيميايي تغيير انرژي دروني Δ E عبارت است از :

 ΔE =  E  پاياني - Eآغازي =  E فرآورده – Eمواد اوليه = E₂ – E₁

بايد توجه داشت که تغيير انرژي در سيستم با تغيير انرژي محيط اطراف آن همراه است. به عبارت ديگر کل انرژي جهان ثابت است . بنابر اين هر تغيير در انرژي يک سيستم ترموديناميکي با تغيير ديگري در محيط متعادل مي شود.اگر انرژي محيط پيرامون آن افزايش مي يابد و برعکس. نمودارهاي تغيير انرژي دروني مطابق زير است.

 

نمودار

                      

 

ترموديناميک شيمي و تمرین

گرما و دما

هر گاه دو جسم با دماهاي متفاوت با هم تماس حاصل کنند گرما از جسمي که دماي بيشتر دارد به جسمي که دماي کمتري دارد جاري مي شو. بنابر اين مي توان گفت که گرما نوعي انرژي است حال آنکه دما معياري است که ميزان سردي و گرمي اجسام را مشخص مي کند.

 

 

يکاهاي انرژي

يکاها يا واحدهاي رايج انرژي کالري و ژول هستند. کالري مقدار گرماي مورد نياز براي افزايش دماي يک گرم آب خالص به اندازه يک درجه سلسيوس است. ژول انرژي لازم براي بالا بردن جسمي به جرم  kg ۱  به ارتفاع10 CM از سطح زمين است . براي اندازه گيري مقادير ترموديناميکي بيشتر از kj  و kcl  استفاده مي شود.

 

 

ظرفيت گرماي

«ظرفيت گرمايي» يک جسم ، گرماي مورد نياز براي افزايش دماي آن به اندازه يک درجه سلسيوس است. «ظرفيت گرمايي ويژه» گرماي مورد نياز براي افزايش دماي يک گرم از جسمي به اندازه ي يک درجه سلسيوس  است.

 

q m.t

= C   ®

مقدار گرماي مبادله شده تغيير دما × جرم جسم

= ظرفيت گرمايي ويژه

يکان ظرفيت گرمايي ويژه   ^۱-C . g^-۱ . j ْ و يا   ^۱-K. j^-۱ .g ْ است.

 

«ظرفيا گرمايي مولي » مقدار گرماي لازم براي افزايش دماي يک مول از يک ماده به اندازه يک درجه سلسيوس است و يکان  آن  ^۱- C ْ .^۱-  j.mol مي باشد.

 

 تمرین :

 

باkj   ۴۵ انرژي ، دماي چند کيلوگرم آب  c ْ۰۱ ا فزايش مي يابد . ظرفيت گرمايي ويژه آب برابر

 c ْ^-۱.j.g^-۱   4/148 مي باشد.

g = mcΔT

۴۵۰۰ j = m (4/184 .  j . g ^-1 .ْ c ^-1 ) (10ْ c)

 

= 1075/5 g

45000 J (4/184 J. g ^-1. ْc) (10 ْC)

m =

بازده ي واکنشهاي شيميايي و تمرین

در بسياري از واکنشهاي شيميايي مقدار فرآورده هاي بدست آمده کمتر از مقدار محاسبه شده است. مقدار فرآورده هاي مورد انتظار از محاسبه ها را «بازده نظري» مي گويند. اغلب «بازده عملي» کمتر از بازده نظري است.

 

۱۰۰×

بازده عملي بازده نظري

= بازده درصدي

 

با محاسبه بازده نظري (بيشترين مقدار ممکن فرآورده) با استفاده از واکنش دهنده ي محدود کننده مي توان بازده درصدي را محاسبه کرد.

تمرین :

در يک آزمايش واکنشي ميان LiBH4  به مقدارg ۵  و مقدار زيادي NH4Cl  انجام شده و B3N3H6  به مقدار 2/16  بدست آمده . معادله واکنش به صورت زير است.

3 LiBH4 + 3 NH4Cl ® B3N3H6 + 9 H2 + 3 B3N3H6

 

بازده درصدي واکنش را محاسبه کنيد.

(B3N3H6 = 80/4 mol ^۱-   و  LiBH4  = 21/79  g . mol(

 

پاسخ :

در صورت مساله مشخص شده است که LiBH4 واکنش دهنده ي محدود کننده است.

 

= 0/230 mol LiBH4

(

1mol LiBH4 21/79 g LiBH4

)

mol LiBH4 = 5 g LiBH4

 

= 0/076 mol B3N3H6

(

1mol B3N3H6 3 mol LiBH4

)

mol  B3N3H6 = 0/230 mol  LiBH4

 

= 6/16 g B3N3H6

(

80/49g B3N3H6 1 mol B3N3H6

)

g B3N3H6 = 0/076 mol B3N3H6

 

* 100 = %35/06

2/16g B3N3H6 6/16g B3N3H6

بازده درصدي =

واکنش دهندي محدود کننده و تمرین

در هنگام انجام واکنشهاي شيميايي معمولاً يکي از واکنش دهنده ها به مقدار کمتر از مقدار استوکيومتري وجود دارد. بنابراين در جريان واکنش زودتر از واکنش دهنده هاي ديگر به مصرف مي رسد و تمامي مي شود.

 

اين ماده تعيين کننده پيشرفت واکنش است و آن را محدود کننده مي نامند. واکنش دهنده هاي ديگر را که پس از پايان واکنش نيز مقداري از آنها در ظرف مي ماند، واکنش دهنده هاي اضافي مي نامند.

باتوجه به نسبتهاي مولي مي توان در مسايل واکنش دهنده ي محدود کننده را مشخص کرد.

تمرین :

از واکنش g۵۰  فلزي روي با g ۱۵۰  نيترات نقره چند گرم نقره را مي توان بدست آورد؟

(Ag = 108 g mol و ^۱-AgNO₃  170 =  g  mol و^۱- ZN = 65/4 g mol ^۱-

 ابتدا معادله موازنه شده ي واکنش را مي نويسيم و تعداد مول مواد واکنش دهنده را تعيين مي کنيم.

 

2 AgNO3 + Zn ® 2 Ag  + Zn( NO3)2

 

۸۸۲/.=  Mol AgNO3	(	1mol Ag NO۳	)	mol AgNO3 =150 g AgNO۳
		170gAgNO3

 

molAgNo3

=0/765

(

1mol Zn 65/4 g Zn

)

mol ZN = 50 g Zn

 

حال بايد ماده محدود کننده را مشخص کنيم . فرض کنيم که ZN   ماده محدود کننده است.

 با استفاده از نسبتهاي مولي مقدار AgNO3 لازم براي واکنش با ZN  موجود را محاسبه

 مي کنيم.

 

= 1/53 mol AgNO3 مورد نياز

(

2mol AgNo3 1mol Zn

)

mol AgNo3 =0/765 mol Zn

 

با مقايسهAgNo3  مورد نياز و AgNo3 موجود در صورت مساله متوجه مي شويم که

 انتخاب ما صحيح نبوده و  ماده محدود کننده است.

 

= 0/882 mol Ag

(

2mol Ag 2mol AgNo3

)

mol Ag = 0/882 mol AgNo3

 

= 95/256 g Ag

(

108 g Ag 1mol Ag

)

g Ag = 0/882 mol Ag

غلظت مولي. تمرین و آزمایش های آن

بيشتر واکنشهاي شيميايي در محلولها و بخصوص محلولهاي آبي صورت مي گيرند. استوکيومتري واکنشها بر حسب مول تفسير مي شو. بنابر اين در محاسبه هاي استوکيومتري محلولها از «غلظت مولي» استفاده مي کنيم. غلظت مولي يا مولاريته عبارت است از تعداد مولهاي حل شده از يک ماده در ليتر محلول.

 

n ® تعداد مولهاي حل شده v ® حجم بر حسب ليتر

=

M غلظت مولي

براي تهيه محلولهاي رقيق مي توان از رقيق کردن محلولهاي غليظ تر استفاده کرد. طبق فرمول زير :

 

n=M × V = M × v  

غليظ  غليظ  رقيق رقيق         

 

                                                  

 

تمرین ۱ :

براي تهيه  mol ۵     محلول kmno₄  با مولاريته ۰۲/. چند گرم از ماده حل شده لازم است ؟

KMno₄ = 158 g mol^-1

 

= 0/01 mol KMno4	0/02 mol KMno4	mol KMno4 = 500 ml  × محلول
	1000 ml  محلول

 

 

1/58= gKmno4	158 g Kmno4	g KMno4 = 0/01 mol ×
	1 mol Kmno4

 

تمرین ۲ :

 

محاسبه هاي استوکيومتري در واکنشهاي انجام شده با غلظت معين را به هم اضافه مي کنيم در واقع تعداد مول مشخصي از هر يک از واکنش دهنده ها را در کنار هم قرار داده ايم. با استفاده از رابطه ي حجم – غلظت ، تعداد مول واکنش دهنده ها محاسبه مي شود و با استفاده از نسبتهاي مولي در معادله ي موازنه شده واکنش تعداد مول فرآورده ها محاسبه مي شود.

 

 چه حجمي از گاز H₂S در شرايط STP مي تواند از واکنش K₂S اضافي با L ۱/۶۵ محلول HCL  ۰/۵۵۲ مولار بدست آيد؟

۲HCL (ag) + K₂S (ag) ® H₂S (g) + 2kcl(ag) 

n = M.V

nHCL(ag) = 1/65 L * 0/552 mol/l = 0/911 mol HCL

 

 

0/4555 mol =  H2S

1 mol H2S 2 mol HCL

mol H2S = 0/911 mol HCL ×

 

10/2 L =

22/4 L H2S 1 mol H2S

× L H2 S = 0/4555 mol H2S

 براي دانلود فيلم ساخت محلول ۲۵۰cc محلول ۵/۰ مولار cuso₄  اینجا کلیک راست کرده و گزینه ی save target as... را انتخاب کنید.

 

روابط حجمي گازها در محاسبه هاي استوکيومتري و تمرین

در فشار و حجم ثابت يک مول از گازهاي مختلف حجم ثابت و برابري دارند. همانطور که مي دانيد حجم گازها تابعي از فشار و دما است در شرايط STP (دما ْ 0 C و فشار  1 atm) هر مول گاز حجمي برابر  L۲۲/۴  اشغال مي کند.

     

                           

 

در حل بعضي مسايل استوکيومتري گازها مي توان با استفاده از قانون نسبتهاي حجمي ، ضريب تبديل حجمي – حجمي مناسب را از روي معادله ي موازنه شده پيدا کرد.

در شرايط غير STP مي توان با استفاده از چگالي گازها مقدار جرم آنها را به حجم يا برعکس تبديل کرد. 

چگالي

=

جرم حجم

    تمرین :

     

چند ليتر گاز H2  از واکنش 80/4 منيزيم با مقدار اضافي هيدروکلريک اسيد در شرايط متعارفي توليد مي شود؟

Mg (s) + 2 Hcl _(aq) ® Mg Cl 2 _(aq) + H2 _(g)

 

0/2 mol Mg

=

1mol Mg 24 g Mg

×

4/80 g Mg

=

mol Mg

 

0/2 mol H2

=

1mol H2 1 mol Mg

×

0/2 Mol Mg

=

mol H2

 

4/48 L H2

=

22/4 L H2 1 mol H2

×

0/2 Mol H2

=

L H2