Меню

Стандартные теплоты сгорания веществ таблица



Удельная теплота сгорания топлива и горючих материалов

В таблицах представлена массовая удельная теплота сгорания топлива (жидкого, твердого и газообразного) и некоторых других горючих материалов. Рассмотрено такое топливо, как: уголь, дрова, кокс, торф, керосин, нефть, спирт, бензин, природный газ и т. д.

При экзотермической реакции окисления топлива его химическая энергия переходит в тепловую с выделением определенного количества теплоты. Образующуюся тепловую энергию принято называть теплотой сгорания топлива. Она зависит от его химического состава, влажности и является основным показателем топлива. Теплота сгорания топлива, отнесенная на 1 кг массы или 1 м 3 объема образует массовую или объемную удельную теплоты сгорания.

Удельной теплотой сгорания топлива называется количество теплоты, выделяемое при полном сгорании единицы массы или объема твердого, жидкого или газообразного топлива. В Международной системе единиц эта величина измеряется в Дж/кг или Дж/м 3 .

Удельную теплоту сгорания топлива можно определить экспериментально или вычислить аналитически. Экспериментальные методы определения теплотворной способности основаны на практическом измерении количества теплоты, выделившейся при горении топлива, например в калориметре с термостатом и бомбой для сжигания. Для топлива с известным химическим составом удельную теплоту сгорания можно определить по формуле Менделеева.

Различают высшую и низшую удельные теплоты сгорания. Высшая теплота сгорания равна максимальному количеству теплоты, выделяемому при полном сгорании топлива, с учетом тепла затраченного на испарение влаги, содержащейся в топливе. Низшая теплота сгорания меньше значения высшей на величину теплоты конденсации водяного пара, который образуется из влаги топлива и водорода органической массы, превращающегося при горении в воду.

Для определения показателей качества топлива, а также в теплотехнических расчетах обычно используют низшую удельную теплоту сгорания, которая является важнейшей тепловой и эксплуатационной характеристикой топлива и приведена в таблицах ниже.

Удельная теплота сгорания твердого топлива (угля, дров, торфа, кокса)

В таблице представлены значения удельной теплоты сгорания сухого твердого топлива в размерности МДж/кг. Топливо в таблице расположено по названию в алфавитном порядке.

Наибольшей теплотворной способностью из рассмотренных твердых видов топлива обладает коксующийся уголь — его удельная теплота сгорания равна 36,3 МДж/кг (или в единицах СИ 36,3·10 6 Дж/кг). Кроме того высокая теплота сгорания свойственна каменному углю, антрациту, древесному углю и углю бурому.

К топливам с низкой энергоэффективностью можно отнести древесину, дрова, порох, фрезторф, горючие сланцы. Например, удельная теплота сгорания дров составляет 8,4…12,5, а пороха — всего 3,8 МДж/кг.

Источник

Стандартные теплоты сгорания веществ таблица

Термодинамические показатели органических соединений

В табл. 3.6.3 приведены: молярная теплоемкость и стандартная молярная энтропия органических соединений, изменения молярной стандартной энтальпии и энергии Гиббса при их образовании, изменение молярной стандартной энтальпии при сгорании, плавлении и испарении веществ.

Соединения расположены по эмпирическим формулам в соответствии с системой Хилла (в порядке возрастания числа атомов С, Н, Br, Cl, F, I. N, О, S).

В графе «Состояние» указано агрегатное состояние вещества в стандартных условиях, к которым относятся данные последующих четырех граф. В качестве стандартных условий во всех случаях приняты температура 25 °С (298,15 К) и давление 1,01325 · 10 5 Па. Температуры плавления и кипения приведены при стандартном давлении (1,01325 · 10 5 Па).

В таблице приняты следующие обозначения:
— стандартная молярная теплоемкость вещества, Дж/(моль · К);
S 0 — стандартная молярная энтропия вещества, Дж/(моль · К);
ΔfН 0 — стандартная молярная энтальпия образования, т. е. изменение энтальпии при образовании 1 моль данного соединения из простых веществ, когда все вещества этой реакции находятся в стандартном состоянии, кДж/моль;
ΔfG 0 — стандартная молярная энергия Гиббса образования, т. е. изменение энергии Гиббса при образовании 1 моль данного соединения из простых веществ, когда все вещества этой реакции находится в стандартном состоянии, кДж/моль;
ΔcН 0 — стандартная молярная энтальпия сгорания вещества, кДж/моль;
Tпл — температура плавления, °С;
ΔfusН 0 — стандартная молярная энтальпия плавления (теплота плавления), кДж/моль;
Tисп — температура испарения, °С;
ΔvapН 0 — стандартная молярная энтальпия испарении (теплота испарения), кДж/моль.

Читайте также:  Зерно шлифовальной шкурки таблица

Энтальпия сгорания ΔcН 0 относится к указанному слева агрегатному состоянию вещества при 20 °С; если указания на состояние отсутствует, ΔcН 0 относится к стандартному состоянию вещества в газовой фазе. В качестве продуктов сгорания приняты: СО2, N2, галогениды водорода, SO2 в газообразном состоянии, Н2О в жидком состоянии.

Таблица 3.6.3 (начало)

Термохимические характеристики органических соединений

Источник

Урок 21. Теплота образования

В уроке 21 «Теплота образования» из курса «Химия для чайников» рассмотрим что такое теплоты образования и откуда их брать; выясним, какие условия считаются стандартными, а также различия простых и сложных веществ; для закрепления полученных знаний решим пару задач, где используются теплоты образования и закон аддитивности теплот реакций. Будет неплохо, если перед прочтением данного урока, вы изучите материал про изменение энтальпии, а также про теплоты сгорания.

Благодаря закону Гесса (закону аддитивности теплот реакций) нам совсем не нужно считать теплоты всех реакций; достаточно иметь сведения о теплОтах лишь того минимума реакций, из которых можно получить все остальные. Подобный минимум, принятый всеми учеными и инженерами, представляет собой теплоты образования соединений из входящих в них чистых элементов в стандартных состояниях . А что же такое: стандартные состояния?

Стандартное состояние вещества

Для кристаллических и жидких веществ стандартное состояние определяется как наиболее распространенная форма элемента при 25°С (298 К*) и внешнем давлении 1 атмосфера (атм); стандартное состояние газов определяется аналогичным образом, но при парциальном ** давлении 1 атм. Вот например, стандартным состоянием углерода считается графит, а не алмаз.

* Кельвин (обозначение «К») – еще один показатель измерения температуры, наряду с Цельсия. Пока вам просто следует запомнить, что 0°С = 273 К, соответственно 1°С = 274 К, -1°С = 272 К, а -273°С = 0 К. Самой низкой температурой считается 0 К и называется абсолютным нулем .

** Парциальное давление — это давление, которое имел бы газ, входящий в состав газовой смеси, если бы он один занимал объём, равный объёму смеси при той же температуре.

Простые и сложные вещества

Все вещества можно разделить на две обширные группы — простые и сложные вещества.
Простые вещества — это вещества, образованные из атомов одного элемента. Примеры простых веществ: молекулярные (O2, O3, H2, Cl2) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода, иод (I2), металлы (не в виде сплавов).

Сложные вещества (химические соединения) — это вещества, образованные атомами разных элементов. Так, оксид меди CuO образован атомами элементов меди Cu и кислорода O, вода H2O — атомами элементов водорода H и кислорода O.

Теперь вы понимаете различия простых веществ от сложных. Так вот, теплота образования простых веществ всегда равна нулю. Это, пожалуйста, запомните.

Стандартные теплоты образования

Вспомним прошлый урок, где мы пытались синтезировать алмаз. Теплоты образования всех веществ, участвующих в этом синтезе таковы:

  • C(графит) + 2H2(г.) → CH4(г.) ΔH = -74,8 кДж (1)
  • C(графит) → C(алмаз) ΔH = +1,9 кДж (2)
  • H2(г.) + ½O2(г.) → H2O(ж.) ΔH = -285,8 кДж (3)

Как уже было отмечено выше, O2 относится к простым веществам, поэтому его теплота образования равна нулю. Таблицы стандартных теплот образования ΔH°298 соединений из чистых элементов приведена ниже под спойлером. В этой таблице нижний индекс 298 обозначает комнатную температуру (298 К = 25°С), а верхний индекс (знак градуса) означает, что реагенты и продукты находятся в своих стандартных состояниях. Однако не обязательно пользоваться записью ΔH°298, достаточно лишь написать ΔH.

Стандартные энтальпии образования

Стандартные энтальпии образования
Стандартные энтальпии образования
Стандартные энтальпии образования
Стандартные энтальпии образования
Стандартные энтальпии образования
Стандартные энтальпии образования
Стандартные энтальпии образования
Стандартные энтальпии образования

Сейчас, на примере старой и доброй реакции (4) получения алмаза путем окисления метана, я покажу вам, как по теплотам образования веществ можно определить теплоту общей реакции. Это уравнение можно получить суммированием уравнения (2) с удвоенным уравнением (3) и обращенным уравнением (1):

  • C(графит) → C(алмаз) ΔH = +1,9 кДж (2)
  • 2H2(г.) + O2(г.) → 2H2O(ж.) ΔH = -571,6 кДж 2×(3)
  • CH4(г.) → C(графит) + 2H2(г.) ΔH = +74,8 кДж -(1)
Читайте также:  Песни с аккордами для гитары таблицы аккордов

В итоге получаем:

Теплота реакции вычисляется точно таким же способом, просто из теплот образования продуктов реакции вычитаем теплоты образования реагентов , учитывая все коэффициенты:

  • ΔH = (+1,9) + 2(-285,8) — (-74,8) = -494,9 кДж

У кого возник вопрос, почему же мы не вычитаем теплоту образования кислорода, ответ ищите в таблице теплот образования.

Очевидно, что при таких вычислениях следует быть очень внимательным к знакам и коэффициентам. Чтобы не допустить ошибки, настоятельно рекомендую вам выписывать отдельно каждое уравнение с соответствующей теплотой реакции в таком виде, чтобы сумма всех индивидуальных уравнений давала требуемую реакцию. Если все коэффициенты какого-либо уравнения умножены на произвольное число n, на это же число n должна быть умножена соответствующая теплота образования, а если используется обращенное уравнение реакции образования, то следует изменить свой знак перед табличной величиной ΔH. Когда индивидуальные уравнения суммируются для получения требуемой реакции, сумма индивидуальных теплот образования дает искомую теплоту реакции. А теперь закрепим полученные знания примерами.

Пример 1. Чему равна стандартная теплота реакции восстановления оксида трехвалентного железа Fe2O3 углеродом С до железа Fe и моноксида углерода O, протекающей в доменной печи?

Запишем уравнение реакции, указав под каждым веществом его стандартную теплоту образования:

  • Fe2O3(тв.) + 3C(графит) → 2Fe(тв.) + 3CO(г.)
  • -822,1 0,0 0,0 -110,5 ΔH, кДж·моль -1

Стандартная теплота образования простых элементов (С и Fe) по определению равна нулю. Стандартная теплота рассматриваемой реакции равна:

  • ΔH° = 2(0,0) + 3(-110,5) — (-822,1) — 3(0,0) = +490,6 кДж

Как видите, изменение энтальпии положительно, а значит реакция эндотермическая (поглощается тепло). Полученный результат согласуется с известным фактом, что при восстановлении железной руды до свободного железа необходимо подводить к реакционной системе большое количество теплоты. Отметим, однако, что 490,6 кДж — это теплота, которая поглощалось бы, если бы реакция проводилась при 298 К, а не при 1800 К, как это происходит в доменной печи. Получается, что наше решение неверно? Нет, оно абсолютно верно, просто тепловой эффект (+490,6 кДж) следует рассматривать как телоту, поглощаемую при нагревании оксида железа (III) и углерода от 298 до 1800 К, последующей реакции между ними и охлаждением снова до комнатной температуры 298 К. Изменение энтальпии, или теплота реакции, зависит только от исходного и конечного состояний участников реакции, а нет от того, остается ли температура постоянной или поднимается до уровня, достигаемого в доменной печи, и затем опускается снова. Важно лишь то, что в конце процесса, как и в его начале, температура имеет значение 298 К. Еще раз повторяю, ибо это очень важный момент: Когда мы ссылаемся на теплоты реакции и утверждаем, что полученные значения относятся к процессу, проводимой «при давлении 1 атм и 298 К», требуется только, чтобы реакция начиналась при этих условиях и продукты были приведены к этим условиям (1 атм и 298 К).

Пример 2. Определите теплоту сгорания жидкого бензола.

Запишем полное уравнение реакции с указанием теплот образования всех участвующих в нем веществ:

Теплота этой реакции, как она записана (с 2 молями бензола), равна:

  • ΔH = 12(-393,5) + 6(-285,8) — 2(+49,0) — 15(0,0) = -6540 кДж

Следовательно, теплота сгорания 1 моля бензола должна быть равна половине этой величины, т.е. -3270 кДж·моль -1 .

Надеюсь урок 21 «Теплота образования» был не скучным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Источник

Стандартные теплоты сгорания веществ таблица

Стандартная молярная энтальпия сгорания

Стандартной молярной энтальпией сгорания вещества называется изменение энтальпии при полном сгорании в кислороде одного моля данного вещества в его стандартном состоянии при температуре 298 К и давлении 1 атм.

Например, стандартная молярная теплота сгорания пропана равна —2219,7 кДж на моль пропана. Это утверждение записывается следующим образом:

В табл. 5.2 указаны стандартные молярные энтальпии сгорания некоторых соединений.

Таблица 5.2. Стандартные молярные энтальпии сгорания

Читайте также:  Решение задач с помощью таблицы генетического кода

Стандартная молярная энтальпия нейтрализации

Стандартной молярной энтальпией нейтрализации ΔH°,т (298 К) называется изменение энтальпии при образовании одного моля воды в результате нейтрализации каких-либо кислоты и щелочи при температуре 298 К и давлении одна атмосфера.

В случае нейтрализации сильной кислоты, такой, как соляной (хлороводородной) кислоты НС1(водн.), и сильной щелочи, такой, как гидроксид натрия NaOH(BOAH.), стандартная молярная энтальпия нейтрализации почти всегда равна —57,1 кДж/моль. Дело в том, что любые реакции нейтрализации сильных кислот и сильных щелочей можно описать одним и тем же ионным уравнением

Исключением из этого правила является нейтрализация хлорной(УН) кислоты НСЮ4(водн.) и гидроксида калия. Эта реакция нейтрализации более экзотермична, чем все остальные, вследствие того что в ней происходит осаждение хлората(УН) калия KClO4. Осаждение представляет собой экзотермический процесс.

Другие изменения энтальпии

Мы рассмотрели энтальпии химических реакций. Однако изменения энтальпии происходят и при других превращениях. Только что мы как раз столкнулись с одним из примеров таких превращений, когда упомянули об энтальпии осаждения. Изменения энтальпии происходят и в тех случаях, когда растворяют какое-либо вещество или разбавляют раствор. Подробное ознакомление с энтальпией растворения проводится в разд. 5.3. Изменениями энтальпии сопровождаются также превращения одного алло-тропа в другой (см. разд. 3.2) и процесс изомеризации (см. разд. 17.1).

Источник

Энтальпии образования и сгорания

Изменение энтальпии, отвечающее образованию одного моля вещества из простых веществ взятых в той модификации и в том агрегатном состоянии, которые отвечают наиболее их устойчивому состоянию при данной температуре и стандартном давлении называют теплотой (энтальпией) образования. Теплоты образования принято обозначать ΔfН 0 (т), где индекс f (от английского — formation) означает, что речь идет о теплоте образования.

Для удобства сопоставления теплоты образования относят к температуре 298,15 К (25 0 С). Стандартные теплоты (энтальпии) образования ΔfН 0 298 можно найти в справочных таблицах термодинамических величин. Они измеряются в кДж/моль. Теплоты образования простых веществ в термодинамически устойчивом состоянии (Cl 2, H 2, O 2, S – ромбическая) при стандартных условиях принимаются равными нулю.

Стандартной энтальпией сгорания вещества ( ΔсН 0 298) (от англ. сobustion — горение) называется изменение энтальпии ΔrН 0 298 в реакции окисления одного моля вещества кислородом с образованием соответствующих высших оксидов в стандартных условиях. Обычно эта величина применяется по отношению к органическим соединениям, поскольку многие из неорганических веществ негорючие. Для углеводородов продуктами сгорания являются СО 2(г), Н 2О (ж). Азот, входящий в состав сжигающего соединения, переходит в N 2(г), галогены — Cl, Br, I, — в HCl (г),, HBr (г), HI (г), сера – в SO 2(г). Стандартные энтальпии сгорания определены для многих веществ и приведены в справочнике физико-химических величин.

Закон Гесса и следствия из него

В 1840 году Г.И. Гесс экспериментально установил основной закон термохимии, который является частным случаем первого закона термодинамики применительно к химическим реакциям, протекающим в изохорных или изобатных условиях.

Закон Гесса устанавливает: если из данных исходных веществ можно получить заданные конечные вещества различными путями, то суммарная теплота на одном каком-нибудь пути равна суммарной теплоте процесса на любом другом пути, т.е. тепловой эффект химических реакций зависит только от начального вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса (от способа перехода от исходного состояния к конечному).

Он подтверждает, что при V ,T = const,

Qv = ΔrU 0 298, а при Р ,Т = const,

Проиллюстрируем закон простой схемой

Процесс окисления аммиака до оксида азота может быть осуществлен в одну стадию:

4NH 3(г) + 5O 2(г) = 4NO (г) + 6H 2O (ж); ΔrН 0 298 = ΔrН 1 = — 1166 кДж

Эту реакцию можно провести в две стадии: окислить аммиак кислородом с образованием газообразного азота и жидкой воды, а затем азот окислить до монооксида азота:

4NH 3(г) + 3O 2(г) = 2N 2(г) + 6H 2O (ж); ΔrН 0 298 = ΔrН 2 = — 1531,2 кДж

Источник

Adblock
detector