واکنش‌های تحت فشار گازها
-
rohamavation
نام: roham hesami radرهام حسامی راد
محل اقامت: 100 مایلی شمال لندن جاده آیلستون، لستر، لسترشر. LE2
عضویت : سه‌شنبه ۱۳۹۹/۸/۲۰ - ۰۸:۳۴
پست: 3288-
سپاس: 5494
- جنسیت:
تماس:
Re: واکنش‌های تحت فشار گازها
فشار احتراق اکسیژن هیدروژن چقدر است؟از مباحث جزوه احتراقم
یک شبیه‌سازی عددی احتراق مخلوط هیدروژن-اکسیژن در شرایط استوکیومتری و فرآیند انتقال حرارت در یک محفظه احتراق خنک‌شده با آب انجام شده است. نشان داده شده است که کارآمدترین احتراق هیدروژن در فشار 6 مگاپاسکال برای هر دو مدل است.مطالعه ویژگی های انفجار مخلوط های هیدروژن-هوا و هیدروژن-اکسیژن در فشارهای بالا شامل داده هایی برای فشارهای تا 200 بار است.
داده ها برای مخلوط های هیدروژن-اکسیژن در هر دو دمای 20 و 80 درجه سانتیگراد در فشارهای 1 تا 200 بار جمع آوری شد. یک جرقه ولتاژ بالا هنوز برای ایجاد انفجار لازم بود.
فشار کل مخلوطی از اکسیژن و هیدروژن چقدر است؟
1.0 اتمسفر
فشار کل مخلوطی از اکسیژن و هیدروژن 1.0 اتمسفر است. مخلوط شعله ور می شود و آب خارج می شود. گاز باقیمانده هیدروژن خالص است و فشاری معادل 0.40 اتمسفر زمانی که با همان مقدار T و V اندازه گیری می شود، اعمال می کند.
قانون گاز ایده آل فرض می کند که همه گازها یکسان رفتار می کنند و رفتار آنها مستقل از نیروهای جاذبه و دافعه است. اگر حجم و دما ثابت نگه داشته شوند، می توان معادله گاز ایده آل را دوباره مرتب کرد تا نشان دهد که فشار یک نمونه گاز با تعداد مول های گاز موجود رابطه مستقیم دارد:$P=n \left(\dfrac{RT}{V}\right) = n \times \rm const$هیچ چیز در معادله به ماهیت گاز بستگی ندارد - فقط مقدار آن.
با این فرض، فرض کنید مخلوطی از دو گاز ایده آل داریم که به مقدار مساوی وجود دارند. فشار کل مخلوط چقدر است؟ از آنجایی که فشار فقط به تعداد کل ذرات گاز موجود بستگی دارد، فشار کل مخلوط به سادگی دو برابر فشار هر یک از اجزاء خواهد بود. به طور کلی، فشار کل اعمال شده توسط مخلوطی از گازها در یک دما و حجم معین، مجموع فشارهای اعمال شده توسط هر گاز به تنهایی است. علاوه بر این، اگر حجم، دما و تعداد مول های هر گاز را در یک مخلوط بدانیم، آنگاه می توانیم فشار اعمال شده توسط هر گاز را به صورت جداگانه محاسبه کنیم، که فشار جزئی آن است، فشاری که گاز اعمال می کند. تنها موجود (در همان دما و حجم).به طور خلاصه، فشار کل اعمال شده توسط مخلوطی از گازها، مجموع فشارهای جزئی گازهای جزء است. این قانون اولین بار توسط جان دالتون، پدر نظریه اتمی ماده کشف شد. اکنون به عنوان قانون فشارهای جزئی دالتون شناخته می شود. می توانیم آن را به صورت ریاضی بنویسیم$\ P_{tot} = P_1+P_2+P_3+P_4 = \sum_{i=1}^n{P_i}$وآنتالپی واکنش بین هیدروژن و اکسیژن
واکنش بین هیدروژن و اکسیژن برای تولید بخار آب، $\Delta H^\circ = \pu{- 484 kJ}$ کیلوژول است.
. چقدر pV کار انجام شده است و مقدار ΔE چقدر است
در کیلوژول برای واکنش 0.50 مول از H2 با 0.25 مول از O2 در فشار اتمسفر اگر تغییر حجم $-\pu{5.6L}?$باشد؟
$\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g)} \qquad \Delta H^\circ = \pu{- 484 kJ}$
من از فرمول ΔE=ΔH−pΔV استفاده می کنم برای تعیین ΔE. با این حال، هنگام تعیین آنتالپی، راهنمای راه حل ها این کار را انجام می دهد:
$\Delta H = \frac{\pu{-121 kJ}}{\pu{0.50 mol}~\ce{H2}}$−121 کجاست آمده از از درک من، از آنجایی که دو H2 وجود دارد، ΔH باید 242- کیلوژول باشد
. یا هر چهار اتم هیدروژن را در نظر بگیریم؟ این به ما -$\pu{-484 kJ}/4 = -\pu{121 kJ}.$ می دهد.
سردرگمی تا حدودی ناشی از استفاده بی دقت از کمیت ها و واحدها است. مقدار H=-484 کیلوژول
آنتالپی را نشان می دهد. با این حال، آنچه در واقع منظور است، آنتالپی در هر یک مول است. یعنی آنتالپی مولی Hm=-484 kJ/mol
.در تعریف آنتالپی واکنش مولی، "در مول" به هیچ ماده خاصی در معادله اشاره نمی کند. در عوض به کل واکنش به عنوان یک کل اشاره دارد. بنابراین، واکنش باید مشخص شود که این کمیت برای آن اعمال می شود. در این حالت آنتالپی 484 کیلوژول است زمانی که 2 مول آزاد می شود گاز هیدروژن با 1 مول واکنش می دهد
از گاز اکسیژن 2 مول تشکیل می شود آب گازی:
$\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g)}\qquad\Delta H^\circ = -484\ \mathrm{kJ}$(برای مقایسه، مقدار مربوطه برای آب مایع حدود 572- کیلوژول است
بنابراین، آنتالپی مولی مربوط به مقدار هیدروژن است
$\frac{\Delta H^\circ}{n(\ce{H2})}=\frac{-484\ \mathrm{kJ}}{2\ \mathrm{mol}}=\frac{-242\ \mathrm{kJ}}{1\ \mathrm{mol}}=-242\ \mathrm{kJ/mol}$یعنی آنتالپی آزاد شده در هر 1 مول
گاز هیدروژن 242 کیلوژول است.با این حال، سوال داده شده در مورد n(H2) = 0.50 مول می پرسد
هیدروژن (و بر این اساس n(O2)=0.25 مول از اکسیژن). آنتالپی مربوطه است$0.5\ \mathrm{mol}\times\frac{\Delta H^\circ}{n(\ce{H2})}= 0.5\ \mathrm{mol}\times\frac{-484\ \mathrm{kJ}}{2\ \mathrm{mol}}$
$0.5\ \mathrm{mol}\times -242\ \mathrm{kJ/mol}$
یک شبیه‌سازی عددی احتراق مخلوط هیدروژن-اکسیژن در شرایط استوکیومتری و فرآیند انتقال حرارت در یک محفظه احتراق خنک‌شده با آب انجام شده است. نشان داده شده است که کارآمدترین احتراق هیدروژن در فشار 6 مگاپاسکال برای هر دو مدل است.مطالعه ویژگی های انفجار مخلوط های هیدروژن-هوا و هیدروژن-اکسیژن در فشارهای بالا شامل داده هایی برای فشارهای تا 200 بار است.
داده ها برای مخلوط های هیدروژن-اکسیژن در هر دو دمای 20 و 80 درجه سانتیگراد در فشارهای 1 تا 200 بار جمع آوری شد. یک جرقه ولتاژ بالا هنوز برای ایجاد انفجار لازم بود.
فشار کل مخلوطی از اکسیژن و هیدروژن چقدر است؟
1.0 اتمسفر
فشار کل مخلوطی از اکسیژن و هیدروژن 1.0 اتمسفر است. مخلوط شعله ور می شود و آب خارج می شود. گاز باقیمانده هیدروژن خالص است و فشاری معادل 0.40 اتمسفر زمانی که با همان مقدار T و V اندازه گیری می شود، اعمال می کند.
قانون گاز ایده آل فرض می کند که همه گازها یکسان رفتار می کنند و رفتار آنها مستقل از نیروهای جاذبه و دافعه است. اگر حجم و دما ثابت نگه داشته شوند، می توان معادله گاز ایده آل را دوباره مرتب کرد تا نشان دهد که فشار یک نمونه گاز با تعداد مول های گاز موجود رابطه مستقیم دارد:$P=n \left(\dfrac{RT}{V}\right) = n \times \rm const$هیچ چیز در معادله به ماهیت گاز بستگی ندارد - فقط مقدار آن.
با این فرض، فرض کنید مخلوطی از دو گاز ایده آل داریم که به مقدار مساوی وجود دارند. فشار کل مخلوط چقدر است؟ از آنجایی که فشار فقط به تعداد کل ذرات گاز موجود بستگی دارد، فشار کل مخلوط به سادگی دو برابر فشار هر یک از اجزاء خواهد بود. به طور کلی، فشار کل اعمال شده توسط مخلوطی از گازها در یک دما و حجم معین، مجموع فشارهای اعمال شده توسط هر گاز به تنهایی است. علاوه بر این، اگر حجم، دما و تعداد مول های هر گاز را در یک مخلوط بدانیم، آنگاه می توانیم فشار اعمال شده توسط هر گاز را به صورت جداگانه محاسبه کنیم، که فشار جزئی آن است، فشاری که گاز اعمال می کند. تنها موجود (در همان دما و حجم).به طور خلاصه، فشار کل اعمال شده توسط مخلوطی از گازها، مجموع فشارهای جزئی گازهای جزء است. این قانون اولین بار توسط جان دالتون، پدر نظریه اتمی ماده کشف شد. اکنون به عنوان قانون فشارهای جزئی دالتون شناخته می شود. می توانیم آن را به صورت ریاضی بنویسیم$\ P_{tot} = P_1+P_2+P_3+P_4 = \sum_{i=1}^n{P_i}$وآنتالپی واکنش بین هیدروژن و اکسیژن
واکنش بین هیدروژن و اکسیژن برای تولید بخار آب، $\Delta H^\circ = \pu{- 484 kJ}$ کیلوژول است.
. چقدر pV کار انجام شده است و مقدار ΔE چقدر است
در کیلوژول برای واکنش 0.50 مول از H2 با 0.25 مول از O2 در فشار اتمسفر اگر تغییر حجم $-\pu{5.6L}?$باشد؟
$\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g)} \qquad \Delta H^\circ = \pu{- 484 kJ}$
من از فرمول ΔE=ΔH−pΔV استفاده می کنم برای تعیین ΔE. با این حال، هنگام تعیین آنتالپی، راهنمای راه حل ها این کار را انجام می دهد:
$\Delta H = \frac{\pu{-121 kJ}}{\pu{0.50 mol}~\ce{H2}}$−121 کجاست آمده از از درک من، از آنجایی که دو H2 وجود دارد، ΔH باید 242- کیلوژول باشد
. یا هر چهار اتم هیدروژن را در نظر بگیریم؟ این به ما -$\pu{-484 kJ}/4 = -\pu{121 kJ}.$ می دهد.
سردرگمی تا حدودی ناشی از استفاده بی دقت از کمیت ها و واحدها است. مقدار H=-484 کیلوژول
آنتالپی را نشان می دهد. با این حال، آنچه در واقع منظور است، آنتالپی در هر یک مول است. یعنی آنتالپی مولی Hm=-484 kJ/mol
.در تعریف آنتالپی واکنش مولی، "در مول" به هیچ ماده خاصی در معادله اشاره نمی کند. در عوض به کل واکنش به عنوان یک کل اشاره دارد. بنابراین، واکنش باید مشخص شود که این کمیت برای آن اعمال می شود. در این حالت آنتالپی 484 کیلوژول است زمانی که 2 مول آزاد می شود گاز هیدروژن با 1 مول واکنش می دهد
از گاز اکسیژن 2 مول تشکیل می شود آب گازی:
$\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g)}\qquad\Delta H^\circ = -484\ \mathrm{kJ}$(برای مقایسه، مقدار مربوطه برای آب مایع حدود 572- کیلوژول است
بنابراین، آنتالپی مولی مربوط به مقدار هیدروژن است
$\frac{\Delta H^\circ}{n(\ce{H2})}=\frac{-484\ \mathrm{kJ}}{2\ \mathrm{mol}}=\frac{-242\ \mathrm{kJ}}{1\ \mathrm{mol}}=-242\ \mathrm{kJ/mol}$یعنی آنتالپی آزاد شده در هر 1 مول
گاز هیدروژن 242 کیلوژول است.با این حال، سوال داده شده در مورد n(H2) = 0.50 مول می پرسد
هیدروژن (و بر این اساس n(O2)=0.25 مول از اکسیژن). آنتالپی مربوطه است$0.5\ \mathrm{mol}\times\frac{\Delta H^\circ}{n(\ce{H2})}= 0.5\ \mathrm{mol}\times\frac{-484\ \mathrm{kJ}}{2\ \mathrm{mol}}$
$0.5\ \mathrm{mol}\times -242\ \mathrm{kJ/mol}$
