كيمياء

المحتوى الحراري للمحلول


المقدمة

إذا تم تشتيت كمية معينة من مادة صلبة فيزيائيًا جيدًا في مذيب (مثل الماء) ، يتم أولاً تكوين معلق للمادة الصلبة في الماء. إذا كانت هذه المادة الصلبة عبارة عن مركب قابل للذوبان في الماء (مثل كلوريد الصوديوم) ، يصبح المعلق محلولًا. من ناحية أخرى ، إذا كانت المادة الصلبة غير قابلة للذوبان في الماء (مثل رمل الكوارتز) ، فإن الجسيمات تغرق بسرعة أو أقل على الأرض ، اعتمادًا على حجمها وكثافتها.

كلوريد الصوديوم والماء

رمل الكوارتز والماء


وصف المحتوى الحراري للمحلول

يدور هذا الفيديو حول المحتوى الحراري للحل. ينتمي الفيديو إلى سلسلة المحاليل الملحية. في البداية يتم شرح ماهية المحتوى الحراري للمحلول بالضبط ، ويتم توضيح الكميتين اللتين تتكونان منه ، الطاقة الشبكية والمحتوى الحراري للترطيب. يتم حساب الكل باستخدام أمثلة انحلال كلوريد البوتاسيوم وكلوريد الكالسيوم في الماء. أخيرًا ، يظهر التأثير الحتمي ويمكنك معرفة سبب إهمال الانتروبيا عادةً.

كشف الدرجات المحتوى الحراري للمحلول

يوم جيد ومرحبا بكم. يسمى هذا الفيديو المحتوى الحراري للحل. الفيديو جزء من سلسلة حلول الملح. لاكتساب المعرفة المسبقة اللازمة ، يجب أن تكون قد شاهدت بالفعل مقاطع الفيديو التفكك وترطيب الأيونات. هدفي هو تقديم مفهوم المحتوى الحراري للحل وتطبيقاته بإيجاز في هذا الفيديو. الفيديو مقسم إلى 3 أقسام:

ما هو المحتوى الحراري للحل؟ نحن نفترض أيون شعرية. يعمل الماء على الشبكة الأيونية. يحدث التفكك. في الخطوة الأولى ، يتم فصل الأيونات بشكل كبير عن بعضها البعض. لهذا تحتاج إلى 1. شبكة طاقة ، تختصر بالشبكة ΔH. في الخطوة التالية ، تعمل ثنائيات أقطاب الماء على الأيونات. يحدث تفاعل أيون ثنائي القطب. تُعرف هذه العملية بالترطيب. الطاقة المنبعثة هي المحتوى الحراري للترطيب ، وهو العنصر الثاني في دراستنا. يتم تمثيله بالرمز ΔHhyd. يتكون المحتوى الحراري للمحلول من طاقة شبكية ومحتوى حراري للترطيب. المحتوى الحراري للمحلول = الطاقة الشبكية + المحتوى الحراري للترطيب. ΔHL = ΔHgrid + ΔHhyd.

في المثال 1 نعتبر تفكك كلوريد البوتاسيوم. في محلول مائي ، يتفكك KCl إلى أيونات البوتاسيوم المميهة وأيونات الكلوريد المائية. يواجه النظام تبريدًا طفيفًا عندما يذوب الملح في الماء. شبكة ΔH لكلوريد البوتاسيوم هي 701 كيلو جول / مول. هذه هي طاقة الشبكة. Δهيد هو -308 كيلوجول / مول لتكوين أيونات البوتاسيوم الرطبة. عندما يتم ترطيب مول واحد من أيونات الكلوريد ، يتم تحرير 376 كيلو جول / مول من الطاقة. هذان هما طاقتي ترطيب الكاتيون والأنيون. نحن نوازن. يتم ذلك عن طريق جمع قيم الطاقة الفردية. نحصل على +17 كيلوجول / مول لـ ΔHL. يتوافق المحتوى الحراري الإيجابي للمحلول مع التبريد الطفيف أثناء عملية الذوبان. يمتص الماء الطاقة لإذابة الملح. بمعنى آخر. يبرد النظام.

في المثال 2 نعتبر تفكك كلوريد الكالسيوم. يتفكك كلوريد الكالسيوم في محلول مائي لتكوين أيونات الكالسيوم المميهة وأيونات الكلوريد المميهة. أثناء عملية الذوبان هناك ارتفاع في درجة حرارة قوية. شبكة ΔH لكلوريد الكالسيوم هي 2146 kJ / mol. إنها طاقة شعرية. Δ هيدرو لترطيب أيونات الكالسيوم هو -1577 كيلوجول / مول. يجب مضاعفة القيمة المقابلة لتكوين أيون كلوريد مميأ من أيون كلوريد نقي ، لأننا نتعامل مع جسيمين. نحصل على -752 كيلو جول / مول. من كلا القيمتين يمكننا حساب المحتوى الحراري لترطيب الأيونات. الآن يمكننا إجراء جرد. بمعنى آخر. ما عليك سوى إضافة طاقة شعرية ومحتوى حراري للترطيب. نحصل على قيمة -183 كيلو جول / مول. هذا يعني أن الطاقة تنتقل إلى الماء وهذا يفسر أيضًا الاحترار الشديد.

  1. التأثير الانتروبيا أود أن أوضح أنه ، بالمعنى الدقيق للكلمة ، يجب أن يؤخذ الانتروبيا في الاعتبار في جميع الاعتبارات. ومع ذلك ، فهي في الغالب صغيرة ومهملة. ومع ذلك ، هناك ما يلي يجب مراعاته: نتذكر: تتخلى الأيونات جيدة الترتيب عن موقعها المنظم وتصبح أيونات فردية حرة الحركة. يرتبط الانتقال من الشبكة الأيونية إلى الأيونات بزيادة الانتروبيا. يؤدي عمل ثنائيات أقطاب الماء على الأيونات وما يرتبط بها من ترطيب إلى تقليل الانتروبيا.

أود أن أقول وداعا بهذه الأفكار الأخيرة حول تجميع وتفكيك المادة. أتمنى لك كل خير. إلى اللقاء.


المحتوى الحراري القياسي للتكوين

ال المحتوى الحراري القياسي للتكوين هو المحتوى الحراري الذي يتم إطلاقه (تفاعل طارد للحرارة ، علامة سالبة) أو مطلوب لتكوين مول واحد من مادة من الشكل الأكثر ثباتًا للعناصر النقية في ظل الظروف القياسية (1.013 بار و 25 درجة مئوية) (تفاعل طارد للحرارة ، علامة سلبية) أو مطلوب للتكوين (تفاعل ماص للحرارة ، إشارة إيجابية). يتم إعطاؤه بالكيلوجول لكل مول ورمزًا له Δ H.F 0 يدل.

إذا كانت سالبة ، يتم إطلاق الطاقة عندما تتكون المادة من العناصر ؛ إذا كانت ، من ناحية أخرى ، موجبة ، يجب استخدام الطاقة لتشكيل المادة من عناصرها الأولية. تعتبر القيم السلبية القوية للمحتوى الحراري القياسي للتكوين سمة من سمات المركبات المستقرة كيميائيًا بشكل خاص (أي يتم إطلاق الكثير من الطاقة أثناء تكوينها ويجب إنفاق الكثير من الطاقة لتدمير الروابط). المحتوى الحراري القياسي لتشكيل العناصر الكيميائية في حالتها الأكثر استقرارًا (H.2يا لي. ) على 0 كيلو جول / مول بحكم التعريف.

أحد التطبيقات الهامة للمحتوى الحراري القياسي للتكوين هو أن المحتوى الحراري للتفاعل يتم تمييزه بالتالي بواسطة نظرية هيس يمكن حسابه: المحتوى الحراري للتفاعل لتفاعل معين في ظل الظروف القياسية هو الفرق بين المحتوى الحراري القياسي لتكوين نواتج التفاعل ("المنتجات") من ناحية والمواد الأولية (المواد المتفاعلة "مواد البدء") على آخر. يمكن تمثيل ذلك رمزياً بالصيغة التالية:

هذا مرادف للبيان القائل بأن المحتوى الحراري لتكوين مادة في ظل الظروف العادية يعتمد فقط على المادة نفسها وليس على طريقة إنتاجها. وبالتالي ، فإن المحتوى الحراري للتكوين هو متغير حالة حراري ديناميكي. تتعلق جميع القيم بالتوازن الديناميكي الحراري ، وإلا فلن يتم تحديد درجة الحرارة.

أمثلة: مركبات غير عضوية (عند 25 درجة مئوية)

مركب كيميائي الحالة الفيزيائية الصيغة الجزيئية Δ حF 0 في كيلوجول / مول
الأمونيا عبد القدير نيو هامبشاير3 -80,8
الأمونيا جي نيو هامبشاير3 -46,1
الكربون (الجرافيت) س ج. 0
الكربون (الماس) س ج. +1,90
كربون جي ج. +718,9
أول أكسيد الكربون جي كو -110,6
نشبع جي كو2 -393,8
نشبع عبد القدير كو2 -413,2
صوديوم س غير متاح2كو3 -1131
كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) عبد القدير كلوريد الصوديوم -407
كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) س كلوريد الصوديوم -411,12
كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) ل كلوريد الصوديوم -385,92
كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) جي كلوريد الصوديوم -181,42
هيدروكسيد الصوديوم عبد القدير هيدروكسيد الصوديوم -469,6
هيدروكسيد الصوديوم س هيدروكسيد الصوديوم -426,7
نترات الصوديوم عبد القدير نانو3 -446,2
نترات الصوديوم س نانو3 -424,8
ثاني أكسيد الكبريت جي وبالتالي2 -297
ثاني كبريتيد الكربون ل CS2 +87,9
ثاني كبريتيد الكربون جي CS2 +115,3
حامض الكبريتيك ل ح2وبالتالي4 -814
ثاني أكسيد السيليكون س SiO2 -911
ثاني أكسيد النيتروجين جي لا2 33
أكسيد النيتريك جي لا 90
ماء ل ح2ا -286
ماء جي ح2ا -242
هيدروجين جي ح2 0
الفلور جي F.2 0
الكلور جي Cl2 0
البروم ل ش2 0
البروم جي ش2 +31
اليود س أنا.2 0
اليود جي أنا.2 +62
(الحالات الفيزيائية: g - غازي (غازي) لتر - سائل (سائل) s - صلب (صلب) aq - (مذاب في الماء))

أمثلة: المركبات العضوية (عند 25 درجة مئوية)

مركب كيميائي الحالة الفيزيائية الصيغة الجزيئية Δ حF 0 في كيلوجول / مول
الميثان جي CH4 -75
الإيثان جي ج.2ح6 -85
البروبان جي ج.3ح8 -104
الفورمالديهايد جي HCHO -116
أسيتالدهيد جي CH3CHO -166
بروبيونالديهيد جي ج.2ح5CHO -197
الميثانول ل CH3أوه -239
الميثانول جي CH3أوه -201
الإيثانول (الكحول الإيثيلي) ل ج.2ح5أوه -278
الإيثانول (الكحول الإيثيلي) جي ج.2ح5أوه -235
ن بروبانول (كحول بروبيل ن) ل ج.3ح7أوه -305
ن بروبانول (كحول بروبيل ن) جي ج.3ح7أوه -258
حمض الميثانويك (حمض الفورميك) ل HCOOH -409,5
حمض الميثانويك (حمض الفورميك) جي HCOOH -363
حمض الميثانويك (حمض الفورميك) عبد القدير HCOOH -410,3
حمض الإيثانويك (حمض الخليك) ل CH3COOH -487
حمض الإيثانويك (حمض الخليك) جي CH3COOH -435
حمض البروبانويك (حمض البروبيونيك) ل ج.2ح5COOH -511
(الحالات الفيزيائية: g - غازي (غازي) لتر - سائل (سائل) s - صلب (صلب) aq - (مذاب في الماء))

جدول المحتويات

لفترة طويلة في تاريخ الفيزياء ، كان هناك خلاف حول معنى مصطلح "الحرارة": دافع أحد الأطراف عن النظرية القائلة بأن ظاهرة الحرارة موجودة فقط في مقابل فيفا ("القوة الحية" = الطاقة الحركية) للذرات مبررة ، وادعى الآخر أن الحرارة مادة أطلق عليها اسم كالوريكوم (كالوريك الفرنسي ، كالوريك الإنجليزي).

أحدث أنطوان لوران دي لافوازييه فرقًا في عام 1789 شالور (حرارة) من كالوريك (كالوريكوم). يجب أن يؤدي الكالوريكوم ، من بين أمور أخرى ، إلى إحداث قوة طاردة بين ذرات المادة الصلبة بحيث تصبح سائلة أولاً ثم غازية عند توفير كمية كافية من الكالوريكوم. [2] جنبا إلى جنب مع بيير سيمون لابلاس ، قام ببناء مقياس كالوريت الجليد. لم يرغب لافوازييه ولابلاس في تقرير ما إذا كانا يريدان ذلك مقابل فيفا أو مادة الكالوريكوم هي سبب ظاهرة الحرارة. [3] جوزيف بلاك أحدث فرقًا درجة الحرارة من ال كمية الحرارة، I ل. بناءً على الحرارة الكامنة أثناء الذوبان. لاحظ أن ملف كمية الحرارة يجب أن يتم نقلها مع خروج البخار من المرجل. [4] [5]

قام بنجامين طومسون ، كونت رومفورد ، بالتحقيق في درجة حرارة الرقائق التي يتم إنتاجها أثناء حفر براميل المدفع أثناء وجوده في ميونيخ عام 1798. نظرًا للكمية الكبيرة من الحرارة التي يمكن أن تنشأ من أعمال الحفر الميكانيكية ، فقد شك في أن السعرات الحرارية يمكن أن تكون مادة (محفوظة) ، مما أعطى مؤيدي نظرية vis-viva دفعة. [6] [5]

كتب نيكولا ليونارد سادي كارنو ، الذي يحمل الاسم نفسه لعملية كارنو ، في عام 1824 [7] أن قوة المحرك البخاري لا تعتمد على استهلاك كالوريك يكمن في انتقاله من الجسم الدافئ إلى الجسم البارد ، وبالتالي إعداد مفهوم الانتروبيا. أظهرت تجارب روبرت ماير وجيمس بريسكوت جول في أوائل أربعينيات القرن التاسع عشر أن العمل الميكانيكي يمكن تحويله كميًا إلى حرارة. كان هذا هو الأساس للقانون العام لحفظ الطاقة الذي صاغه هيرمان فون هيلمهولتز في عام 1847 ، أي القانون الأول. منذ ذلك الحين ، تم إصلاح المصطلح المادي للحرارة من حيث معناه النشط.

بعد عشرين عامًا أخرى ، قرر رودولف كلاوزيوس أن شكل الطاقة ينتقل الدفء يجب أن تتدفق أيضًا كمية شبيهة بالكمية الثانية. لقد رأى هذا الحجم كسبب لـ التفصيل عند ذوبانها واستدعائها غير قادر علي. [8] [9] كما وضع فيلهلم أوستوالد في عام 1908 وهيو لونجبورن كاليندار في عام 1911 ، يتوافق مع غير قادر علي في Clausius dem كالوريك في Lavoisier و Carnot. [10] [11] [12]

من خلال عمل لودفيج بولتزمان وويلارد جيبس ​​، كان من الممكن حوالي عام 1875 إعطاء إنتروبيا تعريفًا إحصائيًا يشرح مجهريًا الكمية المحددة سابقًا بشكل مجهري. [13] الانتروبيا S لحالة الماكرو تُعطى من خلال الاحتمالات p i > يحسب microstates i < displaystyle i>:

عامل التناسب ك ب >> هو ثابت بولتزمان ، لكن بولتزمان نفسه لم يحدد قيمته.

وبالتالي يمكن تعريف الانتروبيا إحصائيًا بشكل مفيد في العديد من السياقات.

ظهرت العلاقات بين الانتروبيا والمعلومات في وقت مبكر من القرن التاسع عشر من خلال مناقشة شيطان ماكسويل ، وهي تجربة فكرية أصبحت موضوعية في سياق التصغير في عصر الكمبيوتر. تستخدم علوم الكمبيوتر إنتروبيا معلومات شانون ، والتي تتوافق مع التفسير الإحصائي ، كمقياس تجريدي للمعلومات دون إشارة مباشرة إلى الإدراك المادي. استخدم نوربرت وينر أيضًا مصطلح الانتروبيا لوصف ظواهر المعلومات ، وإن كان ذلك مع الإشارة المعاكسة. حقيقة أن اتفاقية شانون سادت ترجع أساسًا إلى قابلية الاستخدام التقني الأفضل لعمله. [14]

في الديناميكا الحرارية ، يمكن للنظام تبادل الطاقة مع بيئته بطريقتين: كحرارة أو كعمل ، حيث توجد متغيرات مختلفة للعمل اعتمادًا على النظام وإدارة العملية ، من بين أمور أخرى. حجم العمل ، العمل المغناطيسي. في سياق مثل هذا التبادل للطاقة ، يمكن أن تتغير إنتروبيا كل من النظام والبيئة. فقط إذا كان مجموع كل تغييرات الانتروبيا موجبًا ، يحدث التغيير تلقائيًا.

تحرير الأساسيات

إن الانتروبيا S < displaystyle S> (الوحدة J / K) هي متغير حالة شامل لنظام مادي وتتصرف بشكل إضافي عندما يتم الجمع بين عدة أنظمة ، كما هو الحال مع الحجم أو الشحنة الكهربائية أو كمية المادة. قدم الفيزيائي رودولف كلاوسيوس هذا المصطلح في عام 1865 لوصف العمليات الدورية. إذا قسمت S < displaystyle S> على كتلة النظام ، فستحصل على إنتروبيا محددة s مع الوحدة J / (kg · K) كمتغير الحالة المكثفة.

تعامل Clausius أيضًا مع عمليات لا رجعة فيها وأظهر أنه في نظام ديناميكي حراري معزول ، لا يمكن أن تنخفض الإنتروبيا أبدًا:

من (2) يتبع عدم المساواة للأنظمة المغلقة التي يمكن أن تتجاوز فيها الطاقة الحرارية حدود النظام:

عند تحليل الأنظمة الديناميكية الحرارية في التكنولوجيا ، غالبًا ما يتم إجراء تحليل التوازن. ولهذه الغاية ، تتم كتابة المتباينة (3 أ) بالشكل التالي: [16]

إذا كانت العملية التي لا رجعة فيها تعمل بشكل شبه ثابت ، بحيث يكون النظام دائمًا قريبًا من حالة التوازن ، فيمكن أيضًا كتابة (3) بمشتقات زمنية.

هذا شكل مكافئ للقانون الثاني.

نتيجة لذلك هو استحالة نوع آلة الحركة الدائمة 2. وضعها كلاوسيوس:

"لا يوجد شيء مثل دورة يكون تأثيرها الوحيد هو نقل الحرارة من خزان أكثر برودة إلى خزان أكثر دفئًا."

على ما يبدو ، كان من الممكن بناء مصدر طاقة لا ينضب لولا ذلك. إذا كان من الممكن إنشاء مثل هذه العملية الدورية ، فيمكن للمرء أن يأخذ الطاقة باستمرار من الخزان الدافئ ويعمل معه. سيتم بعد ذلك تغذية العمل المشتت إلى الخزان البارد وسيفيد الخزان الدافئ مرة أخرى من خلال عملية الدورة المذكورة. يعادل ذلك صياغة ويليام طومسون ، اللورد كلفن اللاحق:

"لا توجد دورة تأخذ كمية من الحرارة من الخزان وتحولها بالكامل إلى عمل."

العملية المثالية التي يمكن عكسها في أي وقت دون خسائر الاحتكاك تسمى أيضًا عملية قابلة للانعكاس. غالبًا ما تظل الانتروبيا دون تغيير أثناء العملية ، Δ S = 0 < displaystyle Delta S = 0> ، المثال المعروف هو الضغط الثابت والتوسع في دورة آلة كارنو. التغييرات في الحالة مع الانتروبيا الثابتة تسمى أيضًا متجانسة ، ولكن ليست كل التغيرات المتجانسة للحالة ثابتة ثابتة. هي عملية ثابتة ثابتة و قابل للعكس ، لكنه يترتب على ذلك دائمًا أنه متناحٍ أيضًا.

سيكون في واحد عملية دائرية عند درجة الحرارة T · h < displaystyle T _ < rm >> الحرارة Q h < displaystyle Q _ < rm >> ومقدار الحرارة Q l < displaystyle Q _ < rm >> في T l < displaystyle T _ < rm >> يتم إطلاقه مرة أخرى ويكون امتصاص الحرارة وإطلاقها قابلين للانعكاس ، وبالتالي يكون الانتروبيا ليس التغييرات:

هذا يعطي أقصى عمل تم إنجازه W = Q h - Q l < displaystyle W = Q _ < rm > -Q _ < rm >> واشتق أقصى قدر من الكفاءة η < displaystyle eta> ، ما يسمى بكفاءة كارنو:

تمثل درجة كفاءة كارنو أقصى إنتاجية للعمل لجميع المحركات الحرارية ، وعادة ما تتمتع الآلات الحقيقية بدرجة أقل بكثير من الكفاءة. معهم ، يتبدد جزء من العمل المتاح نظريًا ، على سبيل المثال باء عن طريق الاحتكاك. نتيجة لذلك ، يحدث الانتروبيا في آلة حقيقية ويتبدد قدر أكبر من الحرارة في الخزان البارد أكثر مما هو ضروري. لذلك فهو يعمل بشكل لا رجعة فيه.

يحدد القانون الثالث للحرارة (ما يسمى بـ "قانون نيرنست للحرارة") إنتروبيا مادة متبلورة تمامًا ، حيث ، على سبيل المثال ، لا يحدث انحلال في الدوران ، عند الصفر المطلق على أنه صفر:

أحد الاستنتاجات ، على سبيل المثال ، هو أن السعة الحرارية لنظام ما تختفي عند درجات حرارة منخفضة ، وقبل كل شيء ، لا يمكن الوصول إلى درجة الحرارة المطلقة إلى الصفر (وهذا ينطبق أيضًا على انحطاط الدوران).

إذا كانت المادة لا تفي بالمتطلبات بلوري تمامًا (على سبيل المثال ، إذا كان هناك العديد من التكوينات أو إذا كان الأمر يتعلق بالزجاج) ، فيمكن أيضًا أن تُنسب الانتروبيا إليها عند الصفر المطلق (إنتروبيا نقطة الصفر).

تحرير المشتقات الجزئية للإنتروبيا

تنشأ علاقات مماثلة عندما يعتمد النظام على متغيرات أخرى بالإضافة إلى الكثافة أو الحجم ، على سبيل المثال ب- اللحظات الكهربائية أو المغناطيسية.

في جملة أمور تشرح الميكانيكا الإحصائية التي أسسها جيمس ماكسويل سلوك الأنظمة الديناميكية الحرارية العيانية من خلال السلوك المجهري لمكوناتها ، أي الجسيمات الأولية والأنظمة المكونة منها مثل الذرات والجزيئات. فيما يتعلق بالانتروبيا ، فإن السؤال الذي يطرح نفسه هو كيف يمكن تفسيره هنا ، وما إذا كان يمكن اشتقاق القانون الثاني الموجه بالزمن من نظرية مجهرية للانعكاس الزمني الثابت.

حوالي عام 1880 ، تمكن Ludwig Boltzmann من العثور على كمية على المستوى المجهري تتوافق مع تعريف الانتروبيا الديناميكية الحرارية:

الصيغة المكافئة هي

هذا الأخير من صنع إي.تي. طور جاينز مفهومًا تحت عنوان "إنتروبيا نظرية المعلومات" لفهم الإنتروبيا على أنها كمية معرفية (أطلق عليها اسم "مجسم") ، على سبيل المثال في الاقتباس التالي:

"على سبيل المثال ، لقد سُئلت عدة مرات ، في رأيي ، ما إذا كان النظام البيولوجي ، على سبيل المثال ، القط ، الذي يحول في طعام حي إلى هيكل وسلوك منظم للغاية ، يمثل انتهاكًا للقانون الثاني. الإجابة التي أقدمها دائمًا هي أنه حتى نحدد مجموعة المعلمات التي تحدد الحالة الديناميكية الحرارية للقط ، لم يتم طرح أي سؤال محدد! "

"على سبيل المثال ، سُئلت عدة مرات ، في رأيي ، ما إذا كان النظام البيولوجي ، مثل القط ، الذي يحول الطعام غير الحي إلى هيكل وسلوك منظم للغاية ، يعد انتهاكًا للقانون الثاني. الإجابة التي أقدمها دائمًا هي أنه ما لم نحدد مجموعة المعلمات التي تحدد الحالة الديناميكية الحرارية للقط ، فلن يتم طرح أي سؤال مباشر ".

يصبح من الواضح أن الإنتروبيا - مثل النظام الديناميكي الحراري بشكل عام - يتم تعريفها فقط من خلال مجموعة من المتغيرات وتعتمد عليها. لا يمكن تخصيصه لدولة صغيرة. ينتقد هنا أنه يبدو أن الانتروبيا لها رتبة كمية ذاتية ، وهو أمر غير مناسب في الوصف الموضوعي للطبيعة.

دليل على القانون الثاني تحرير

قبل كل شيء ، حاول بولتزمان اشتقاق القانون الثاني (أن الانتروبيا يمكن أن تزيد فقط) إحصائيًا. الفكرة الواضحة هي أن شيئًا ما يحدث على الأرجح أثناء عملية الخلط ، في حين أن العملية العكسية لفك المزج ستكون غير مرجحة للغاية. كان لابد من تحديد ذلك رياضيًا ، حيث حقق نظرية H الخاصة به نجاحًا جزئيًا هنا. ومع ذلك ، مع "اعتراض Loschmidt العكسي" ، يتضح أن كل عملية مجهرية يمكن أن تسير بشكل جيد إلى الوراء ، وبالتالي لا يمكن اشتقاق قانون موجه للوقت بشكل مجهري من حيث المبدأ. معدل التكرار يدعو أيضًا إلى التساؤل عن إمكانية وجود مثل هذا القانون.

من خلال فهم مفهوم نظرية المعلومات ، فإن القانون الثاني يعني أن المعلومات حول microstate يمكن أن تنخفض فقط عند ملاحظة المتغيرات العيانية. الدليل أسهل بكثير هنا:

وفقًا لنظرية Liouville ، يظل حجم مساحة الطور للميكروستات المرتبط بقيمة أولية للمتغير الديناميكي الحراري ثابتًا بمرور الوقت. [18] إذا افترض المرء أيضًا أن الوصف بواسطة المتغيرات الديناميكية الحرارية لا لبس فيه ، أي أن جميع الدول الصغرى تنتهي بشكل مجهري في نفس الحالة النهائية ، لا يمكن أن يكون حجم مساحة الطور للحالات الدقيقة المرتبطة بهذه القيمة النهائية للمتغير الديناميكي الحراري أصغر من حجم مساحة المرحلة الأولية. يمكن أن يكون أكبر ، مع ذلك ، لأنه ليس بالضرورة أن "يتم التحكم" كل الحالات الدقيقة. لذا فإن الانتروبيا يمكن أن تزيد فقط.

يتعلق عدم التناسق الزمني للقانون الثاني بمعرفة النظام ، وليس علم الوجود للنظام نفسه ، وهذا يتجنب صعوبات الحصول على قانون غير متماثل من نظرية متناظرة فيما يتعلق بانعكاس الوقت. ومع ذلك ، فإن الدليل يتضمن أيضًا تفرد الوصف الديناميكي الحراري ، والذي يعتمد على الحجج العشوائية. من أجل فهم عدم التناسق الزمني لأحداث العالم ، من الضروري الإشارة إلى الحالة الأولية للكون.


مجانا

النطاق الكامل لـ schulportal.de هو
خالية تماما من الرسوم. لا توجد تكاليف خفية!

يسجل

ليس لديك حساب على schulportal.de حتى الآن؟
الوصول للمعلمين فقط

مشاركة

قم بتوفير المواد التعليمية التي قمت بإنشائها
متاح ويمكن تنزيله مجانًا
مواد تعليمية.

الوظائف الشاغرة حاليا للمعلمين والمتدربين

دورات مجانية في الرياضيات وقواعد اللغة الإنجليزية على الإنترنت

إنشاء مناهج إعلامية وتنظيمها. تبادل الدروس الرقمية مع المدارس الأخرى

مدير المدرسة وسجل الفصل الرقمي وبوابة الوالدين لتنظيم العمليات المدرسية رقميًا.


المحتوى الحراري لمحلول MgCl2

أفضل الكتب في Amazon.de. التوصيل المجاني ممكن Mgcl2 والمنتجات المماثلة رخيصة حاليًا في مقارنة الأسعار. ببساطة وفر الكثير بفضل الأسعار الأعلى في Auspreiser.de المحتوى الحراري القياسي لتكوين كلوريد المغنيسيوم هو −642 kJ · mol −1. يشكل المركب ذوابات ثابتة مع الميثانول والإيثانول عند درجة حرارة الغرفة ، المحتوى الحراري للمحلول هو التغير في المحتوى الحراري عند إذابة مادة في مذيب. 2 عام إذا تم إذابة الملح في الماء ، يمكن أن يسخن المحلول (عملية طاردة للحرارة) أو حتى يبرد (عملية ماصة للحرارة) مادة البداية هي MgCl2 لا مائي نقي. ينشأ MgO فقط عند تسخينه أثناء عملية الذوبان. ربما يعمل بطريقة مشابهة لتسخين هيدرات MgCl ، مما يؤدي إلى التحلل الجزئي لـ MgCl2 إلى Mg2OCl2 و HCl. أنا الآن أميل فقط إلى استخدام هيدرات MgCl2

المحتوى الحراري للمحلول أو حرارة المحلول هو التغير في المحتوى الحراري عند إذابة مادة في مذيب. إذا تجاهل المرء تغيرات الحجم ، أي العمل الميكانيكي ضد ضغط الهواء ، فإن المحتوى الحراري يساوي الطاقة. ح. الطاقة المنبعثة من ارتباط جزيئات المذيبات بجزيئات المادة الذائبة

كلوريد الماغنيسيوم

  1. احسب المحتوى الحراري المحدد والمولاري لمحلول كلوريد الكالسيوم ، ولكن لهذا يجب تحديد كمية الحرارة Q أولاً. ΔT = T 2 -T 1 = 55.0 درجة مئوية - 19.3 درجة مئوية = 35.7 درجة
  2. المحتوى الحراري القياسي لتكوين مركبات غير عضوية (عند 298 كلفن) بشكل عام يمكن القول أن العناصر النقية لها محتوى حراري قياسي من تكوين صفر. مركب كيميائي. الحالة الفيزيائية. الصيغة الجزيئية. Δ H f0 في كيلوجول / مول. الأمونيا. aq. NH 3
  3. يجب معرفة مصطلح المحتوى الحراري وتكوين المحتوى الحراري للمحلول من طاقة الشبكة والماء أو إدخالهما من خلال هذه التجارب. المحتوى الحراري للمحلول (ΔH L) يمكن حسابه من مجموع الطاقة الشبكية (ΔH G) والمحتوى الحراري للترطيب (ΔH H)
  4. جداول المحتوى الحراري & gt & gt & lt & lt Entropy Enthalpies للتكوين (ΔH B) والانتروبيا (S 0) للمواد غير العضوية في الحالة القياسية عند 298.15 كلفن (حوالي 25 درجة مئوية) و 1013 مليبار - (ق) صلبة ، ( ل) سائل و (ز) غازي

Mgcl2 - البحث عن صفقات Mgcl2

  • المحتوى الحراري لمحلول CaCl2. أهلا. من المفترض أن أحسب المحتوى الحراري لمحلول ملح CaCl2. المعلومات التالية أعطيت لي: <1> المحتوى الحراري للتسامي Ca + 178.2 kJ / mol. <2> المحتوى الحراري الأول للتأين Ca- & gt Ca + 590kJ / mol. <3> المحتوى الحراري الثاني للتأين Ca + - & gt Ca (2+) + 1146kJ / mol. <4> طاقة الانحلال 1/2 Cl2 - & gt Cl + 122kJ / mol (لماذا تكتب.
  • صحيفة بيانات السلامة (91/155 EG / 2001/58 / EG) محلول كلوريد المغنيسيوم تاريخ الطباعة 08/22/2005 تمت المراجعة في 08/22/2005 الإصدار 1.0 الصفحة 2 من
  • محلول كلوريد المغنيسيوم ، 25٪ MgCl2 محلول كلوريد المغنيسيوم ، 20٪ MgCl2 k-Drill®M EC no. : 232-094-6 CAS No. : 7786-30-3 1.2. الاستخدامات المحددة ذات الصلة للمادة أو المخلوط والاستخدامات الموصى بها مقابل 1.2.1. الاستخدامات المحددة ذات الصلة استخدام المادة / المخلوط: الاستخدام الصناعي 1.2.2. ينصح بالاستخدامات ضد لا شيء.
  • المحتوى الحراري لمحلول MgCl2 (s) -150.5 kJ mol-1 ، المحتوى الحراري لترطيب Cl- (g) -383.7 kJ mol-1. (S 89، A 2.29a) * * المعلومات تتعلق بالكتاب الدراسي: P.W. أتكينز ، جيه بولا ، الكيمياء الفيزيائية الطبعة الخامسة
  • المحتوى الحراري للمحلول - التغيير في المحتوى الحراري الكلي عند إذابة مادة ما في مذيب - طارد للحرارة: يصبح المحلول أكثر دفئًا (هيدروكسيد الصوديوم في الماء) - متعادل: تغيرات بالكاد في درجة الحرارة (كلوريد الصوديوم في الماء) - ماص للحرارة: يصبح المحلول أكثر برودة (نترات الأمونيوم في الماء ) تكوين المحتوى الحراري للمحلول 1. طاقة شعرية (داخل الجزيء
  • المحتوى الحراري لمحلول جزء المادة المستخدم والمحتوى الحراري لمحلول 1 مول من الملح. احسب المحتوى الحراري للمحلول من المحتوى الحراري للتكوين المجدول وقارنه بنتائج التجربة. القيم التالية: صيغة Deltaf H ° m في kJ / mol CuSO4 (s) -771 Cu 2+ (aq) +66 SO4 2- (aq) -909 KNO3 (s) -495 K + (aq) -252 NO3 - (aq) -205 حلولي (لا.

الكيمياء في المادة الثانوية 7 طاقة التفاعل والمحتوى الحراري للتفاعل الديناميكا الحرارية التحديد غير المباشر لحرارة التكوين نظرية هيس: تشير قيمة وظائف الحالة U (الطاقة الداخلية) والطاقة الشبكية أو المحتوى الحراري الشبكي إلى مقدار العمل الذي يجب إنفاقه إلى المكونات الذرية أو الجزيئية لـ a لفصل المواد الصلبة بشكل لا نهائي عن بعضها البعض ، على العكس من ذلك ، فإنه يتوافق مع الطاقة الكامنة التي يتم إطلاقها عندما تتجمع الذرات أو الجزيئات أو الأيونات من مسافة لا نهائية (حالة الغاز) لتشكيل شبكة بلورية أ) تحديد المحتوى الحراري المولي لمحلول NaOH (M = 40.1 جم / مول) أو KCl (M = 84.6.1 جم / مول) أو NH 4NO 3 (M = 80 جم / مول). للقيام بذلك ، قم بإذابة 0.1 مول في كل حالة في 200 مل من الماء وحدد المحتوى الحراري المولي لتفاعل عملية الذوبان على النحو الوارد أعلاه. ب) أي من عمليات الحل طاردة للحرارة وأيها ماص للحرارة

من الملح المستخدم ، يمكن حساب المحتوى الحراري المولاري للمحلول. ∆Hmol = Q n (ملح) يتم سرد المحتوى الحراري المولي لمحلول الأملاح الثلاثة في الجدول 4. القيم الأدبية معطاة أيضا للمقارنة. علامة التبويب 4 نتائج المحتوى الحراري المولاري للمحلول. ملح ∆Hmol (تجربة) ΔH mol (أدب) LiCl - 34.1 kJ / mol - 37 kJ / mo في هذا الفيديو أشرح الرابطة الأيونية باستخدام مثال كلوريد المغنيسيوم (MgCl2) وكذلك القاعدة المتقاطعة لتحديد صيغ المركبات الأيونية.

كلوريد المغنيسيوم - ويكيبيدي

بصفتي غير كيميائي ، حاولت مرة تلخيص المحتوى الحراري لحل Nacl ، لأنني أريد تعيينه إلى عمل ، لكنني أود السماح لشخص ما بالاطلاع عليه من أجل التقديم ، سواء كان ذلك صحيحًا أيضًا. س 1: هل تفكك Nacl في H20 الوارد في المثال محسوب على ملف PDF؟ من وجهة نظر ديناميكية حرارية ، سمعت شيئًا بدرجات التفكك في Nacl i = 2 المحتوى الحراري لمحلول NaCl في الماء = (+778 kJ / mol) + (-851 + 77 kJ / mol) = +4 kJ / mol (25 درجة مئوية). نترات البوتاسيوم. جدول تقارب الإلكترون. أكثر من 80٪ من المنتجات الجديدة بسعر ثابت هذا هو موقع eBay الجديد. اعثر على طاولة! تحقق من العروض من Tabele on eBay. شراء شراء ملون على الحساب والدفع المسبق وأكثر من ذلك بكثير | أسعار منخفضة وتسليم سريع مثل تقارب الإلكترون (اختصار EA أيضًا E. لم أعد على دراية بالمحتوى الحراري للحل. على أي حال ، يجب عليك تحديد الفرق في المحتوى الحراري للتكوين ، لأن بعضها يتم إطلاقه أثناء تخليق MgCl2 ، بينما يتم إنفاق البعض أثناء انشقاق حمض الهيدروكلوريك. تم اختبار المحتوى الحراري لتكوين KCl في الماء (النسبة المولية 1∶2000) عند 298.15 K في اختبار مقارنة في العديد من مختبرات GDR المقاسة من MgCl2 (s) -639.5 kJ / المحتوى الحراري المول لمحلول MgCl2 (s) -150.5 kJ / mol المحتوى الحراري لترطيب Cl (g) -383.7 kJ / mol التمرين 2 ما حجم المحتوى الحراري القياسي الحر للتفاعل RGm (350K) لتفاعل أكسدة أول أكسيد الكربون (CO) ) مع الأكسجين الأولي لتكوين ثاني أكسيد الكربون (CO2) بناءً على القيم RGm (298) و RHm (298)؟ افترض أن المحتوى الحراري للتفاعل.

المحتوى الحراري للمحلول = المحتوى الحراري للشبكة + المحتوى الحراري للذوبان. المحتوى الحراري لمحلول كلوريد الصوديوم في الماء = (+778 كيلوجول / مول) + (-851 + 77 كيلوجول / مول) = +4 كيلوجول / مول (25 درجة مئوية). تتوافق هذه القيمة بشكل جيد مع جداول +3.89 kJ / mol لتسخين محلول كلوريد الصوديوم ، وترد بعض قيم طاقات الشبكة في الجدول 4.1.3. للوجود. وصلة. .. أ) احسب المحتوى الحراري لمحلول الملح CaCl 2 من المعلومات التالية: طاقة شعرية = -2255 كيلوجول / مول ∆H محلول (Ca2 +) = -1577 kJ / mol H solv (Cl-) = -378 كيلوجول / مول. ب) كيف تتغير قابلية ذوبان هذا الملح عند تسخينه؟ CaCl 2 Ca2 + (aq) + 2Cl - (aq) Ca2 + (g) + 2 Cl- (g) -H ، شبكة ∆H ، محلول (Ca2 +) 2∆H ، محلول (Cl-) Ca2 + ( aq) + 2Cl - (g 1 تعليمات عملية للتدريب الكيميائي الأساسي للطلاب المعلمين (الجزء الكيميائي غير العضوي) Ludwig-Maximilians-Universität Münche

9. التوازن الكمي 3 Endotherm: عندما يذوب يصبح بارد ∆H (Solvation) & gt 0: المادة تذوب بشكل أفضل عند درجة حرارة أعلى. Exotherm: Beim Lösen wird es warm ∆H (Solvatation) < 0 : Stoff löst sich schlechter bei höherer Temperatur Wenn beim Lösen kein Wärmeumsatz stattfindet, ∆H (Solvatation) = 0, dann löst sich der Stoff bei verschiedenen Temperaturen gleich gut. Die Lösungsenthalpie von carciumchlorid-hexahydrat (CaCl2*6H20) beträgt 20 kJ/mol. Berechne die Reaktionsenthalpie der Reaktion von Calciumchlorid mit Wasser zu Calciumchlorid-hexahydrat. (gehe von einer molaren Lösungsenthalpie von 70 kJ/mol aus). Allerdings haben wir die Reaktionsgleichung von Calciumchlorid mit wasser vorher so aufgestellt Gegeben sind folgende Daten: Sublimationsenthalpie von Mg (s): + 167,2 kJ/mol Erste / zweite Ionisierungsenergie von Mg (g): 7,646 eV / 15,035 eV Dissoziationsenthalpie von Cl2 (g): + 241,6 kJ/mol Elektronenaffinität von Cl (g): - 3,62 eV Lösungsenthalpie von MgCl2 (s): - 150,5 kJ/mol Hydratationsenthalpie von Cl- (g): - 383,7 kJ/mol Bildungenthalpie von MgCl2 (s): - 641,3 kJ/mol Hinweis: 1. Literatur []. Gustav Kortüm: Einführung in die chemische Thermodynamik.Verlag Chemie, Basel 1981, ISBN 3-527-25881-7 (bzw. Vandenhoeck & Ruprecht, Göttingen 1981, ISBN 3-525-42310-1) Walter J. Moore, Dieter O. Hummel: Physikalische Chemie.Verlag de Gruyter, Berlin/New York 1986, ISBN 3-11-010979-4 Handbook of Chemistry and Physics, 59th edit MgCl2-CaCl2 composite salts were selected, and their fluxing effects were systematically studied on an Al86Ni6.75Co2.25Y3.25La1.75 alloy, the best BMG-forming composition reported thus far for Al.

Lösungsenthalpie - DocCheck Flexiko

  1. The Modified Quasichemical Model was used for the molten salt phase, and the (MgCl2 + MnCl2 + FeCl2 + CoCl2 + NiCl2) solid solution was modeled using a cationic substitutional model with an ideal.
  2. Energiebilanz beim Lösungsvorgang. Löst man einen Ionenkristall in Wasser, so findet ein Energieumsatz statt, der durch zwei Merkmale gekennzeichnet ist: es wird Energie verbraucht, um die Gitterenergie zu überwinden, andererseits wird bei der Hydratation der Ionen Energie gewonnen.. Ist die Hydrationsenergie gleich groß oder größer als seine Gitterenergie, bezeichnet man ein Salz als.
  3. Erwartungsgemäß ist dieser Effekt bei MgCl2 mit seinem kleinen Mg2+-Kation hoher Ladungsdichte groß. 7.5 Freie Standardenthalpien Ebenso wie sich die Reaktionsenthalpie ΔrH° als Summe von Standardbildungsenthalpien der einzelnen Reaktanden berechnen lässt, kann auch die freie Standardenthalpie ΔrG° einer Reaktion als Summe freier Standardbildungsenthalpien ΔfG° berechnet werden
  4. Fachliche Auswertung: Gitterenergie und Hydrationsenthalpie bestimmen die Lösungsenthalpie und damit, ob der Auflösungsvorgang insgesamt exotherm oder endotherm verläuft. Ist der Betrag der Gitterenergie größer als der der Hydrationsenthalpie, so verbraucht der Auflösungsvorgang Ener-gie. Im Experiment kühlt sich die Lösung dann ab. هو. \(<\displaystyle \mathrm <2\ Mg+O_<2>> \longrightarrow \mathrm <2\

The invention relates to cyclic, emission-free methods and devices for storing energy and / or for the controlled conversion of this energy into work, wherein a suitable dynamic equilibrium system is used for energy storage, the components of which are separable via a Carnot process. The device (10) according to the invention is a multiply fed-back energy storage system comprising an energy. Im Kochsalz liegen die Atome in einem Gitter vor. Wenn nun Wasser dieses Gitter auflöst wird entweder das Wasser warm wenn Energie frei wird, bleibt gleich warm oder kühlt sich ab wenn Energie aufgenommen wird. Man nennt das die Lösungsenthalpie Ob ein Salz sich exotherm oder endotherm löst hängt von der Lösungsenthalpie ab. Die setzt sich aus verschiedenen Energien zusammen, z.B. der Bindungsstärke zwischen den einzelnen Ionen . Mehr anzeige c) 7,5g Magnesiumchlorid (MgCl2) Teils sind mehr als ein Rechenschritt und eine Formel nötig. e) 90 g Glucose (Zucker, (C6H12O6) werden in 0,25 L Wasser gelöst. Berechne die Konzentration der Lösung. f) Wie groß ist die Molare Masse eines Stoffes, von dem in 60g 0,5 Mol enthalten sind

MgCl2 Pb H2O Ionenbindung (Salze) Mg NH4NO3 10. Das Bindungsdreieck: Ordnen Sie jede Ecke einem bestimmten Bindungstyp zu. Tragen Sie am Pfeil ein, ob die Polarität der Bindung zunimmt oder abnimmt NaCl Na2S MgCl2 AlCl3 Na3P SiCl4 NaSi PCl3 SCl2 Cl2 Na Mg Al Si P4 S8 Lösungen unter www.dinternet.ch.vu weiter zu Drill&Practice Magnesiumchlorid, MgCl2, ist das Magnesiumsalz der Salzsäure. Neu. Enthalpie und Magnesiumchlorid · Mehr sehen » Magnesiumsulfid. Magnesiumsulfid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Sulfide. Neu. Enthalpie und Magnesiumsulfid · Mehr sehen » Masse (Physik) Die Masse, auch Ruhemasse, ist eine Eigenschaft der Materie. Neu!! In geringer Konzentration erhöhen sie die Löslichkeit eines Proteins, wobei Salze divalenter Ionen wie MgCl2 oder (NH4)2SO4 eine größere Wirkung (höhere Ionenstärke!) haben als NaCl oder NH4Cl (Einsalz-Effekt) NaCl + HNO 3 + AgNO 3--> AgCl↓ + NaNO 3 + HN0 3 (Ausblühung) (Niederschlag) Der weiße Niederschlag ist in NH 3. H 2 O löslich. Nachweis von Natrium Flammenfärbung als analytischer Nachweis, Platindraht beziehungsweise Magnesiastäbchen in Salz einstecken und in nicht.

NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 PCl3 SCl2 Cl2 1441 1412 183 58 76 59 -34 3.11 Die Ionenbindung. Ziel: Abschließen des Spektrums. Material: V 1-2. Kugel-Stäbchen-Modell des Kochsalz-Gitters . Kochsalz-Gittermodell (Wattekugeln) selbst gezüchtete Ionenkristalle: NaCl, K/Cr-Alaune, CuSO4, Blutlaugensalze, Phosphat(e) Ferrero-Model Zahnpflegemittel, die beim Zutritt von Wasser beim Bürsten der Zähne Wärme entwickeln, enthalten ein dehydratisiertes Salz mit negativer Lösungsenthalpie in einem Träger, der wassermischbare ein- oder mehrwertige Alkohole enthält. Der Träger sollte entweder wasserfrei sein oder das dehydratisierte Salz sollte eine hydrophobe Beschichtung aufweisen Allerdings ärgern mich diese komischen Enthalpien. Mit Gitterenergie und Lösungsenthalpie komme ich mittlerweile zurecht, aber Reaktionsenthalpie und Bildungsenthalpie verwirren mich. Ich habe folgende Formel aus der Vorlesung: Bildungsenthalpie: Endstoffe - Ausgangsstoffe ich weiss aber nicht, wie ich sie auf eine Aufgabe anwenden soll. Wie macht man es z.b. bei diesen beiden Aufgaben? 1) Magnesiumchlorid, MgCl2, ist das Magnesiumsalz der Salzsäure. Neu. Enthalpie und Magnesiumchlorid · Mehr sehen » Magnesiumfluorid. Magnesiumfluorid ist eine chemische Verbindung aus Magnesium und Fluor. Neu. Enthalpie und Magnesiumfluorid · Mehr sehen » Mannitolhexanitra Das Vorhaben dient der Untersuchung geeigneter Kompositmaterialien zur thermochemischen Energiespeicherung. Die Komposite bestehen aus einem Gemisch eines.

Either the vehicle should be free of water of the dehydrating salt should have a hydrophobic coating. They preferably contain 20 to 85 wt % of a polyol of the ethylene glycol, propylene glycol or glycerine group or mixtures thereof and 1 to 20 wt % of a dehydrated salt from the MgSO4, MgCl2 or CaCl2 group or mixtures thereof Skript zu Formelsammlung zu Chemie. Weinheim: VCH 198 . Der Begriff ist leicht mit Hydratisierung zu verwechseln vor allem, weil in der englischen Sprache kein Unterschied zwischen Hydratation und Hydratisierung gemacht wird.. Hydratisierte Ionen: Nun sind die Ionen durch Wassermoleküle geschützt. Diese Hülle nennt man auch Hydrathülle.Es wirken nach außen nur noch die schwachen Teilladungen der Wassermoleküle

Der Klassiker moderner denn je! Mit diesem über Jahrzehnte bewährten Lehrbuch der Anorganischen Chemie haben bereits Hun.. MgCl2 714 1412 (Zersetzung) Ionenbindung, schwerflüchtiges Salz AlCl3 190 (sublimiert) SiCl4 -69 58 Kovalente Bindung, leichtflüchtige Flüssigkeit PCl3 -112 76 Kovalente Bindung, leichtflüchtige Flüssigkeit SCl2 -122 60 Kovalente Bindung, leichtflüchtige Flüssigkeit Cl2 -101 -34 Kovalente Bindung, Gas 2.6 Kovalente Bindung, flüchtiger Netzwerkfestkörper Die metallische.

Auflösen von Magnesiumchlorid - narkiv

Home Chemie: Grundlagen, technische Anwendungen, Rohstoffe, Analytik und Experimente [11. Aufl. 2020] 978-3-658-27502-0, 978-3-658-27503- Lösungsenthalpie: Wird eine Substanz in einem Lösungsmittel gelöst, wird Energie freigesetzt oder verbraucht. Bei konstantem Druck nennt man die Wärmemenge Lösungsenthalpie. Die beim Auflösen umgesetzte Energie setzt sich zusammen aus der Energie, die gebraucht wird, um die Teilchen voneinander zu trennen (dh, in einem Ionenkristall müssen die elektrostatische Anziehungskräfte. Erfahren Sie hier 1 Trick, wie Sie Ihre Leber beim Entgiften unterstützen. So können Sie ihren. Start studying Chemie - Nomenklatur der Säuren, Basen und Salzen. Learn vocabulary

Lösungsenthalpie - Wikipedi

Entsprechend entsteht bei dieser Reaktion die Verbindung Magnesiumchlorid MgCl2. Beim Eindampfen wässriger Salzlösungen werden häufig kristalline Substanzen erhalten, in denen Wassermoleküle im Kristallgitter eingebaut sind. Diese Verbindungen nennt man Kristallhydrate. Das eingelagerte Wasser wird als Kristallwasser bezeichnet. Die Anzahl der in den Kristall eingelagerten Wassermoleküle. Seminar zur Vorlesung Experimentalchemie I: Allgemeine und Anorganische Chemie - Aufgaben - Literatur: T. Brown/H. E. LeMay, Chemie - Die zentrale Wissenschaft C. Housecroft, Anorganische Chemie C. E. Mortimer, Chemie - Basiswissen der Chemie E. Riedel, Anorganische Chemi Die Halogene stellen die 7. Hauptgruppe des Periodensystems dar. Zu ihnen gehören die Elemente. Pro Audio Equipment made in Denmark portofrei, Money Back, 3J Garanti Tolle Angebot Magnesiumchloridlösung 1 molar (203 g MgCl2 · 6 H2O /l)-Silbernitratlösung 0.1 molar (17 g AgNO3/l) Xi, N 36/38-50-53 26-28-29-60-61 Bariumchloridlösung 1 molar (244 g BaCl2 · 2 H2O /l) Xn 22 45 Ammoniumoxalatlösung 0.1 molar (14.2 g (NH4)2C2O4 · H2O /l) -Tashiro-Indikator (Methylrot/Methylenblau in Ethanol) F 11 7-16 1,1,1-Trichlorethan Xn, N 20-59 24/25-59-61 Zusätzlich benötigte.

.: 1998-WF-6347 Grundlagenuntersuchungen zur Nutzung von Solarenergie zur Kristallisation und Trennung von Salzen Laufzeit: bis Sondershausen, den 13. August 2001 Dr. H. Marx Geschäftsführer. 2 Inhaltsverzeichnis -1-1 Beschreibung des Forschungsvorhabens und Definition des Zieles Arbeitsschritte, Lösungswege und Stand von Technik und Wissenschaft. Scribd is the world's largest social reading and publishing site Für Silberfluorid, AgF, und Magnesiumchlorid, MgCl2, ergeben sich negative T STerme. Die Unordnung des Salz/Wasser-Systems nimmt beim Auflösen dieser Salze ab. Dies ist möglich, da beim Lösen zwar das geordnete Kristallgitter zerstört wird, auf der anderen Seite aber Wassermoleküle durch das Einfügen in eine Solvathülle geordnet werden. Erwartungsgemäß ist dieser Effekt bei MgCl2 mit. Die Lösungsenthalpie für die Auflösung von Silber(I)-fluorid (AgF) in Wasser beträgt für verdünnte Lösungen bei 25 °C etwa -20 kJ*mol-1. Welche Aussagen zur Auflösung von AgF in Wasser treffen zu? 1. Der Betrag der Gitterenergie von AgF ist kleiner als der Betrag der Hydratationsenthalpie. 2. Wird AgF in Wasser gelöst, erwärmt sich.

Lösungsenthalpie - chemie

Upload No category . pdf-File - Elektronische Dissertationen - Otto-vo Untersuchung von Additiven zur CO 2 -Hydratbildung Dissertation zur Erlangung des Grades Doktor-Ingenieurin der Fakultät für Maschinenbau der Ruhr-Universität Bochum von Dipl.-Ing. (FH) Bärbel Egenolf-Jonkmanns Die clevere Online-Lernplattform für alle Klassenstufen. Interaktiv und mit Spaß! Anschauliche Lernvideos, vielfältige Übungen, hilfreiche Arbeitsblätter

Lösung von MgCl2 und KOH mit Hilfe der folgenden Angaben. Gegeben: 0f H ∆ (Mg(OH)2(s)) = -924,5 kJ/mol H ∆ (Mg2+(aq)) = -466,9 kJ/mol H ∆ (K+(aq)) = -252,4 kJ/mol H ∆ (Cl-(aq)) = -167,2 kJ/mol H ∆ (OH-(aq)) = -230,0 kJ/mol Vielen Dank Kath Gegeben sind folgende Daten: Sublimationsenthalpie von Mg (s): + 167,2 kJ/mol Erste / zweite Ionisierungsenergie von Mg (g): 7,646 eV / 15,035 eV Dissoziationsenthalpie von Cl2 (g): + 241,6 kJ/mol Elektronenaffinität von Cl (g): - 3,62 eV Lösungsenthalpie von MgCl2 (s): - 150,5 kJ/mol Hydratationsenthalpie von Cl- (g): - 383,7 kJ/mol Bildungenthalpie von MgCl2 (s): - 641,3 kJ/mol Hinweis: 1 eV = 96,485 kJ/mol Grundlagen der Chemie für Studierende des Maschinenbaus, Prof. Deutschmann.

Ein Reinigungsgel, das beim Vermischen mit Wasser Hydratationswärme freisetzt und wenigstens 40 Gew.-% wassermischbare Hydroxylverbindungen, wenigstens 5 Gew.-% Tenside, wenigstens 5 Gew.-% dispergierte, teilchenförmige wasserlösliche Salze mit negativer Lösungsenthalpie in Wasser sowie wenigstens 0,1 Gew.-% eines gelösten, wasserlöslichen Verdickungsmittels oder wenigstens 1 Gew. 3 Für die Lösungsenthalpie gilt: 'HL 0 J/mol ( ) 4 Man kann davon ausgehen, dass 'H Hy > 'H Gi ( ) 5 Der Lösungsvorgang erfolgt spontan, weil die Zunahme der Unordnung so stark ist, dass der Enthalpieterm überkompensiert wird. ( ) 6 Der Massenanteil von Ammoniumnitrat beträgt 10 %. ( ) 7 Die Massenkonzentration der Lösung kann nicht angegeben werden, da das Endvolumen der Lösung nicht.

molare Lösungsenthalpie Das Auflösen von Salzen in Wasser lässt sich formell in zwei energetisch entgegengerichtete Prozesse unterteilen. Bei der Anlagerung der Dipole des Wassers an die Ionen wird Energie frei, da neue Bindungen gebildet werden. Die Ionen müssen aber aus dem Gitter herausgelöst werden, was im Gegensatz dazu Energie erfordert. Ob der Gesamtprozess endotherm oder exotherm verläuft, hängt vom heikeln Verhältnis zwischen Gitterenergie und Hydratationsenergie ab . Stoffe, bei denen dHL nur wenig größer ist als 0, lösen sich unter Abkühlung des Lösungsmittels. Sie entnehmen die nötige Energie aus der Umgebung. W: NH4NO


Das wohl bekannteste aller Phasendiagramme ist das des Wassers. Neben den drei Phasen fest, flüssig und gasförmig, existieren auch drei Kurven, die die Phasenübergänge markieren: die Sublimations-, die Schmelz- und die Dampfdruckkurve. Um einen Ansatz zu erstellen, der uns später eine Berechnung zu einer dieser Kurven ermöglicht, wenden wir uns zuerst der Clapeyron-Gleichung zu. Die Überlegung dabei ist, dass die chemischen Potentiale beider beteiligter Phasen entlang der Phasengrenzen im Gleichgewicht sind.

Wanderst du zum Beispiel die Dampfdruckkurve entlang, wären die beiden beteiligten Phasen a und b die flüssige und die gasförmige. Die Potentiale hängen von Temperatur und Druck ab und heißen klein .

Auch wenn sich Druck und Temperatur nur minimal ändern, gilt die Gleichung immer entlang der Kurven. Um jetzt herauszufinden, wie wir die Steigung der Phasengrenzlinien beschreiben können, verwenden wir eine altbekannte mathematische Schreibweise. Die Funktion dp nach dT:

Das bedeutet, dass entlang der Phasenübergänge nicht nur die chemischen Potentiale gleichbleiben, sondern auch ihre Veränderungen. Deshalb lautet unsere zweite Formel:

Weiterentwicklung der Clapeyron-Gleichung

Wenn wir uns an die Grundgleichungen der Thermodynamik erinnern, lässt sich die Änderung von durch folgende Gleichung beschreiben:

Das S steht für die Entropie und das V für Volumen. Im Index steht das kleine m für molar.

1.Schritt: Einsetzen

Das kannst du ganz einfach in einsetzen:

2.Schritt: Sortieren

Und anschließend sortieren:

3.Schritt: Ausklammern

Dann noch links dT und rechts dp ausklammern:

4.Schritt: Umstellen

Super, jetzt können wir so umstellen, dass sich für unser dp nach dT die Differenz der Entropie durch die Differenz des Volumens ergibt:

Und siehe da, schon hast du die Clapeyron-Gleichung hergeleitet! Das Besondere an dieser Gleichung ist, dass sie für jedes Phasengleichgewicht eines reinen Stoffes gilt!

Von der Clapeyron-Gleichung zur Clausius-Clapeyron-Gleichung

Die von dem Émile Clapeyron und Rudolf Clausius entwickelte Formel kann den Verlauf einer Siedepunktskurve in einem Phasendiagramm berechnen. Sie ist eine Spezialform der davor hergeleiteten Clapeyron Gleichung. Diese Gleichung liefert die Steigung aller Phasengrenzlinien in einem p-T-Diagramm eines Reinstoffsystems, kann jedoch für reversible Vorgänge mit der Clausius Clapeyron Gleichung spezifiziert werden.

Vorgänge, die man umkehren kann, nennt man reversibel. Die Entropie lässt sich dabei aus derjenigen Wärmemenge berechnen, die umgesetzt wird. Wir nennen sie . Bleibt der Druck währenddessen gleich, spricht man von einem isobaren Vorgang und die Wärmemenge entspricht der Änderung der molaren Enthalpie H. Sm entspricht also der Wärmemenge durch die Temperatur beziehungsweise der Änderung der molaren Enthalpie durch die Temperatur.

Damit gelangen wir direkt zur Clausius Clapeyron Gleichung, die ein Sonderfall der Clapeyron-Gleichung ist. Diese erlaubt uns eine Berechnung für den Verlauf der Phasengrenze zwischen flüssiger und gasförmiger Phase aufzustellen. In der thermodynamisch korrekten Version lautet die Gleichung:


Löst man ein Salz in Wasser, so kann sich die Lösung erwärmen (exothermer Vorgang) oder gar abkühlen (endothermer Vorgang). Abhängig ist dies davon, ob die Gitterenergie (ΔHGitter) des Salzes größer oder kleiner ist als die Hydratationsenthalpien (ΔHHyd) der Ionen. Die Lösungsenthalpie (ΔHL, Lösungswärme) ist so definiert, dass die Bilanz aus ΔHGitter und ΔHHyd aufgestellt wird.

Folglich sollen Beispiele aufgezeigt werden, indem ein Mol festes Salz in Wasser gelöst und die Temperaturänderung während des Lösungsvorganges bestimmt wird.

3.1 Beispiel 1

KCl +H2O → K + aq + Cl - aq Beobachtung:
leichte Abkühlung
ΔHGitter (KCl)
ΔHHyd (K + )
ΔHHyd (Cl - )
———————
=
=
=
+ 701 kJ/mol
- 308 kJ/mol
- 376 kJ/mol
————————
Gitterenergie
Hydratationsenthalpie
Hydratationsenthalpie
————————————
ΔHL (KCl) = + 17 kJ/mol Lösungsenthalpie

3.2 Beispiel 2

CaCl2 +H2O → Ca 2+ aq + 2 Cl - aq Beobachtung:
deutliche Erwärmung
ΔHGitter (CaCl2)
ΔHHyd (Ca 2+ )
ΔHHyd (2 · Cl - )
————————
=
=
=
+ 2146 kJ/mol
- 1577 kJ/mol
- 752 kJ/mol
————————
Gitterenergie
Hydratationsenthalpie
Hydratationsenthalpie
————————————
ΔHL (CaCl2) = - 183 kJ/mol Lösungsenthalpie

Wird hier nicht von wasserfreiem, sondern von wasserhaltigem Calciumchlorid (CaCl2 · 6 H2O) ausgegangen, so tritt beim Lösen dieses Salzes in Wasser eine Abkühlung ein. Grund dafür ist, dass die Hydratationsenthalpie jetzt kleiner ist als die Gitterenergie. Somit ist das Kristallwasser schon ein Teil der Hydrathülle.


Beschreibung Lösungsenthalpie

In diesem Video geht es um die Lösungsenthalpie. Das Video gehört in die Reihe Salzlösungen. Zu Beginn wird genau erklärt was die Lösungsenthalpie ist, dazu werden die beiden Größen aus denen diese sich zusammen setzt die Gitterenergie und die Hydratationsenthalpie veranschaulicht. Das Ganze wird an den Beispielen des Lösens von Kaliumchlorid und Calciumchlorid in Wasser vorgerechnet. Abschließend wird auch noch der entropische Effekt dargestellt und man erfährt warum die Entropie meist vernachlässigt werden kann.

Transkript Lösungsenthalpie

Guten Tag und herzlich willkommen. Dieses Video heißt Lösungsenthalpie. Das Video gehört zur Reihe Salzlösungen. Zur Erlangung der nötigen Vorkenntnisse solltet ihr bereits die Videos Dissoziation und Hydratation von Ionen gesehen haben. Mein Ziel ist es, euch in diesem Video den Begriff der Lösungsenthalpie und seine Anwendungen kurz darzustellen. Das Video ist in 3 Abschnitte unterteilt:

Was ist die Lösungsenthalpie? Wir gehen aus von einem Ionengitter. Auf das Ionengitter wirkt Wasser. Es kommt zur Dissoziation. Im 1. Schritt werden die Ionen weit voneinander getrennt. Man benötigt dafür 1. eine Gitterenergie, abgekürzt ΔHGitter. Im nächsten Schritt wirken die Dipole des Wassers auf die Ionen. Es kommt zur Ion-Dipol-Wechselwirkung. Diesen Vorgang bezeichnet man als Hydratisierung. Die dabei frei werdende Energie ist die Hydratationsenthalpie, die die 2. Komponente unserer Überlegung darstellt. Sie wird durch das Symbol ΔHhyd dargestellt. Die Lösungsenthalpie setzt sich aus Gitterenergie und Hydratationsenthalpie zusammen. Lösungsenthalpie = Gitterenergie + Hydratationsenthalpie. ΔHL = ΔHGitter + ΔHhyd.

Im Beispiel 1 betrachten wir die Dissoziation von Kaliumchlorid. KCl dissoziiert in wässriger Lösung in hydratisierte Kaliumionen und in hydratisierte Chloridionen. Das System erfährt beim Auflösen des Salzes im Wasser eine leichte Abkühlung. ΔHGitter beträgt für Kaliumchlorid 701 kJ/mol. Das ist die Gitterenergie. ΔHyd beträgt für die Bildung von hydratisierten Kaliumionen -308 kJ/mol. Bei der Hydratisierung eines Mols an Chloridionen werden 376 kJ/mol an Energie frei. Es handelt sich hier um die beiden Hydratationsenergien des Kations und des Anions. Wir bilanzieren. Das geschieht, indem wir die einzelnen Energiewerte addieren. Wir erhalten für ΔHL +17 kJ/mol. Eine positive Lösungsenthalpie ist in Übereinstimmung mit einer leichten Abkühlung während des Lösungsvorgangs. Für das Auflösen des Salzes wird Energie vom Wasser aufgenommen. D. h. das System kühlt sich ab.

Im Beispiel 2 betrachten wir die Dissoziation von Kalziumchlorid. Kalziumchlorid dissoziiert in wässriger Lösung unter der Bildung von hydratisierten Kalziumionen und hydratisierten Chloridionen. Beim Lösungsprozess kommt es zu einer kräftigen Erwärmung. ΔHGitter für Kalziumchlorid beträgt 2146 kJ/mol. Es handelt sich hier um die Gitterenergie. ΔHhyd für die Hydratisierung von Kalziumionen beträgt -1577 kJ/mol. Der entsprechende Wert für die Bildung eines hydratisierten Chloridions aus einem reinen Chloridion muss verdoppelt werden, denn wir haben es ja mit 2 Teilchen zu tun. Wir erhalten -752 kJ/mol. Aus beiden Werten können wir die Hydratationsenthalpie für die Ionen berechnen. Nun können wir bilanzieren. D. h. Gitterenergie und Hydratationsenthalpie einfach addieren. Wir erhalten einen Wert von -183 kJ/mol. Das bedeutet, dass die Energie zum Wasser übergeht und das erklärt auch die kräftige Erwärmung.

  1. Der entropische Effekt Ich möchte darauf verweisen, dass streng genommen bei allen Überlegungen die Entropie berücksichtigt werden müsste. Sie ist jedoch meistens klein und man vernachlässigt sie. Folgendes gibt es aber zu bedenken: Wir erinnern uns: Wohlgeordnete Ionen geben ihre geordnete Lage auf und werden zu einzelnen freibeweglichen Ionen. Der Übergang vom Ionengitter zu den Ionen ist mit einem Entropiezuwachs verbunden. Die Einwirkung der Wasserdipole auf die Ionen und die damit verbundene Hydratisierung führt zu einer Entropieverminderung.

Mit diesen letzten Überlegungen zum Auf- und Abbau der Materie möchte ich mich verabschieden. Alles Gute. إلى اللقاء.


Video: المحتوى الحراري وحرارة التفاعل (كانون الثاني 2022).