Nájdenie tepelného účinku reakcie. Ako vypočítať množstvo tepla, tepelný efekt a teplo vzniku

Termochémia študuje tepelné účinky chemických reakcií. V mnohých prípadoch tieto reakcie prebiehajú pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Z prvého zákona termodynamiky vyplýva, že za týchto podmienok je teplo funkciou stavu. Pri konštantnom objeme sa teplo rovná zmene vnútornej energie:

a pri konštantnom tlaku - zmena entalpie:

Tieto rovnosti, keď sa aplikujú na chemické reakcie, tvoria podstatu Hessov zákon:

Tepelný efekt chemická reakcia prebiehajúce pri konštantnom tlaku alebo konštantnom objeme, nezávisí od reakčnej dráhy, ale je určená len stavom činidiel a reakčných produktov.

Inými slovami, tepelný účinok chemickej reakcie sa rovná zmene stavovej funkcie.
V termochémii sa na rozdiel od iných aplikácií termodynamiky teplo považuje za pozitívne, ak sa uvoľní do okolia, t.j. Ak H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H(čo sa jednoducho nazýva „entalpia reakcie“) alebo U reakcie.

Ak reakcia prebieha v roztoku alebo v pevnej fáze, kde je zmena objemu zanedbateľná, potom

H = U + (pV) U. (3.3)

Ak sa reakcie zúčastňujú ideálne plyny, potom pri konštantnej teplote

H = U + (pV) = U+n. RT, (3.4)

kde n je zmena počtu mólov plynov v reakcii.

Na uľahčenie porovnávania entalpií rôznych reakcií sa používa pojem „štandardný stav“. Štandardný stav je stav čistej látky pri tlaku 1 bar (= 10 5 Pa) a danej teplote. Pre plyny ide o hypotetický stav pri tlaku 1 bar, ktorý má vlastnosti nekonečne riedeného plynu. Entalpia reakcie medzi látkami v štandardných stavoch pri teplote T, označiť ( r znamená „reakcia“). Termochemické rovnice označujú nielen vzorce látok, ale aj ich agregované stavy alebo kryštalické modifikácie.

Z Hessovho zákona vyplývajú dôležité dôsledky, ktoré umožňujú vypočítať entalpie chemických reakcií.

Dôsledok 1.

rovná sa rozdielu medzi štandardnými entalpiami tvorby reakčných produktov a činidiel (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty):

Štandardná entalpia (teplo) vzniku látky (f znamená "tvorba") pri danej teplote je entalpia reakcie tvorby jedného mólu tejto látky z prvkov, ktoré sú v najstabilnejšom štandardnom stave. Podľa tejto definície je entalpia vzniku najstabilnejších jednoduchých látok v štandardnom stave 0 pri akejkoľvek teplote. Štandardné entalpie tvorby látok pri teplote 298 K sú uvedené v referenčných knihách.

Pojem „entalpia tvorby“ sa používa nielen pre bežné látky, ale aj pre ióny v roztoku. V tomto prípade sa ako referenčný bod berie ión H +, pre ktorý sa predpokladá, že štandardná entalpia tvorby vo vodnom roztoku je nulová:

Dôsledok 2. Štandardná entalpia chemickej reakcie

rovná sa rozdielu medzi entalpiami spaľovania reaktantov a reakčných produktov (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty):

(c znamená „spaľovanie“). Štandardná entalpia (teplo) horenia látky je entalpia reakcie úplnej oxidácie jedného mólu látky. Tento dôsledok sa zvyčajne používa na výpočet tepelných účinkov organických reakcií.

Dôsledok 3. Entalpia chemickej reakcie sa rovná rozdielu v energiách chemických väzieb, ktoré sa prerušia a ktoré sa tvoria.

Energia komunikácie A-B pomenujú energiu potrebnú na prerušenie väzby a oddelenie výsledných častíc na nekonečnú vzdialenosť:

AB (g) A (g) + B (g).

Komunikačná energia je vždy pozitívna.

Väčšina termochemických údajov v referenčných knihách sa uvádza pri teplote 298 K. Na výpočet tepelných účinkov pri iných teplotách použite Kirchhoffova rovnica:

(rozdielny tvar) (3.7)

(celé tvar) (3.8)

Kde C str- rozdiel medzi izobarickými tepelnými kapacitami reakčných produktov a východiskových látok. Ak rozdiel T 2 - T 1 je malý, potom ho môžete prijať C str= konšt. Ak je veľký teplotný rozdiel, je potrebné použiť teplotnú závislosť C str(T) typ:

kde sú koeficienty a, b, c atď. pre jednotlivé látky sú prevzaté z referenčnej knihy a znak označuje rozdiel medzi produktmi a činidlami (berúc do úvahy koeficienty).

PRÍKLADY

Príklad 3-1.Štandardné entalpie tvorby kvapalnej a plynnej vody pri 298 K sú -285,8 a -241,8 kJ/mol. Vypočítajte entalpiu vyparovania vody pri tejto teplote.

Riešenie. Entalpie tvorby zodpovedajú nasledujúcim reakciám:

H2 (g) + S02 (g) = H20 (1), H 1 0 = -285.8;

H2 (g) + S02 (g) = H20 (g), H 2 0 = -241.8.

Druhá reakcia sa môže uskutočniť v dvoch stupňoch: najprv sa spáli vodík za vzniku kvapalnej vody podľa prvej reakcie a potom sa voda odparí:

H20 (1) = H20 (g), H 0 isp = ?

Potom, podľa Hessovho zákona,

H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,

kde H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.

Odpoveď. 44,0 kJ/mol.

Príklad 3-2. Vypočítajte entalpiu reakcie

6C (g) + 6H (g) = C6H6 (g)

a) tvorbou entalpií; b) väzbovými energiami za predpokladu, že dvojité väzby v molekule C 6 H 6 sú fixované.

Riešenie. a) Entalpie tvorby (v kJ/mol) sa nachádzajú v referenčnej knihe (napríklad P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5. vydanie, str. C9-C15): fH 0 (C6H6 (g)) = 82,93, fH 0 (C (g)) = 716,68, fH 0 (H (g)) = 217,97. Entalpia reakcie je:

r H 0 = 82,93 - 6 716,68 - 6 217,97 = -5 525 kJ/mol.

b) Pri tejto reakcii sa chemické väzby nerušia, ale iba vytvárajú. V aproximácii pevných dvojitých väzieb obsahuje molekula C 6 H 6 6 väzieb C-H, 3 väzby C-C a 3 väzby C=C. Energie väzby (v kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5. vydanie, s. C7): E(C-H) = 412, E(C-C) = 348, E(C=C) = 612. Entalpia reakcie je:

r H 0 = -(6 412 + 3 348 + 3 612) = -5 352 kJ/mol.

Rozdiel s presným výsledkom -5525 kJ/mol je spôsobený tým, že v molekule benzénu sa nenachádzajú jednoduché väzby C-C a dvojité väzby C=C, ale je tam 6 aromatických C C väzieb.

Odpoveď. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.

Príklad 3-3. Pomocou referenčných údajov vypočítajte entalpiu reakcie

3Cu (tv) + 8HN03(aq) = 3Cu(N03)2(aq) + 2NO (g) + 4H20 (1)

Riešenie. Skrátená iónová rovnica pre reakciu je:

3Cu (s) + 8H+ (aq) + 2N03- (aq) = 3Cu2+ (aq) + 2NO (g) + 4H20 (1).

Podľa Hessovho zákona sa entalpia reakcie rovná:

r H 0 = 4fH 0 (H20 (1)) + 2 fH 0 (NO (g)) + 3 fH 0 (Cu2+ (aq)) - 2 fH 0 (NO 3 - (aq))

(entalpie tvorby medi a iónu H + sú podľa definície rovnaké 0). Nahradením hodnôt entalpií tvorby (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5. vydanie, s. C9-C15) nájdeme:

r H 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ

(na základe troch mólov medi).

Odpoveď. -358,4 kJ.

Príklad 3-4. Vypočítajte entalpiu spaľovania metánu pri 1000 K, ak je daná entalpia tvorby pri 298 K: fH 0 (CH4) = -17,9 kcal/mol, fH 0 (C02) = -94,1 kcal/mol, fH 0 (H20 (g)) = -57,8 kcal/mol. Tepelné kapacity plynov (v cal/(mol. K)) v rozsahu od 298 do 1000 K sa rovnajú:

Cp (CH4) = 3,422 + 0,0178. T, C str(02) = 6,095 + 0,0033. T,

Cp (C02) = 6,396 + 0,0102. T, C str(H20 (g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Riešenie. Entalpia reakcie spaľovania metánu

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)

pri 298 K sa rovná:

94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.

Nájdite rozdiel v tepelných kapacitách ako funkciu teploty:

C str = C str(CO2) + 2 C str(H20 (g)) - C str(CH4)-2 C str(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal/(mol K)).

Entalpia reakcie pri 1000 K sa vypočíta pomocou Kirchhoffovej rovnice:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (10002 -2982)/2 = -192500 cal/mol.

Odpoveď. -192,5 kcal/mol.

ÚLOHY

3-1. Koľko tepla je potrebné na prenos 500 g Al (teplota topenia 658 o C, H 0 pl = 92,4 cal/g), odobratých pri teplote miestnosti, do roztaveného stavu, ak C str(Al TV) = 0,183 + 1,096 10-4 T cal/(g K)?

3-2. Štandardná entalpia reakcie CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) prebiehajúcej v otvorenej nádobe pri teplote 1000 K je 169 kJ/mol. Aké je teplo tejto reakcie, ktorá prebieha pri rovnakej teplote, ale v uzavretej nádobe?

3-3. Vypočítajte štandardnú vnútornú energiu tvorby kvapalného benzénu pri 298 K, ak štandardná entalpia jeho vzniku je 49,0 kJ/mol.

3-4. Vypočítajte entalpiu tvorby N 2 O 5 (g) pri T= 298 K na základe nasledujúcich údajov:

2NO(g) + 02 (g) = 2N02 (g), H 10 = -114,2 kJ/mol,

4N202 (g) + 02 (g) = 2N205 (g), H 20 = -110,2 kJ/mol,

N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g), H 30 = 182,6 kJ/mol.

3-5. Entalpie spaľovania -glukózy, -fruktózy a sacharózy pri 25 °C sú rovné -2802,
-2810 a -5644 kJ/mol, v tomto poradí. Vypočítajte skupenské teplo hydrolýzy sacharózy.

3-6. Stanovte entalpiu vzniku diboránu B 2 H 6 (g) pri T= 298 K z nasledujúcich údajov:

B2H6 (g) + 302 (g) = B203 (tv) + 3H20 (g), H 10 = -2035,6 kJ/mol,

2B(tv) + 3/2 O2 (g) = B203 (tv), H 20 = -1273,5 kJ/mol,

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g), H 30 = -241,8 kJ/mol.

3-7. Vypočítajte skupenské teplo vzniku síranu zinočnatého z jednoduchých látok pri T= 298 K na základe nasledujúcich údajov.

7. Vypočítajte tepelný účinok reakcie za štandardných podmienok: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), ak teplo vzniku: Fe 2 O 3 (t) = – 821,3 kJ/mol; CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;

CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol.

Fe203 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO2 (g),

Keď poznáme štandardné tepelné účinky spaľovania východiskových materiálov a reakčných produktov, vypočítame tepelný účinok reakcie za štandardných podmienok:

16. Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty. Van't Hoffovo pravidlo. Teplotný koeficient reakcie.

Reakcie sú výsledkom iba zrážok medzi aktívnymi molekulami, ktorých priemerná energia prevyšuje priemernú energiu účastníkov reakcie.

Keď sa molekulám pridelí určitá aktivačná energia E (nadpriemerná energia), potenciálna energia interakcie medzi atómami v molekulách sa zníži, väzby vnútri molekúl sa oslabia a molekuly sa stanú reaktívnymi.

Aktivačná energia nie je nevyhnutne dodávaná zvonka, môže byť odovzdaná určitej časti molekúl prerozdelením energie počas ich zrážok. Podľa Boltzmanna medzi N molekulami existuje nasledujúci počet aktívnych molekúl N   so zvýšenou energiou :

N  N·ne – E / RT (1)

kde E je aktivačná energia, ktorá ukazuje potrebný prebytok energie v porovnaní s priemernou úrovňou, ktorú musia mať molekuly, aby bola reakcia možná; ostatné označenia sú dobre známe.

Pri tepelnej aktivácii pre dve teploty T 1 a T 2 bude pomer rýchlostných konštánt:

čo umožňuje určiť aktivačnú energiu meraním rýchlosti reakcie pri dvoch rôznych teplotách T1 a T2.

Zvýšenie teploty o 10 0 zvyšuje rýchlosť reakcie 2-4 krát (približné Van't Hoffovo pravidlo). Číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie (a teda rýchlostná konštanta) zvýši, keď sa teplota zvýši o 10 0, sa nazýva teplotný koeficient reakcie:

To znamená, že napríklad pri zvýšení teploty o 100 0 pri konvenčne akceptovanom zvýšení priemernej rýchlosti 2 krát ( = 2) sa rýchlosť reakcie zvýši o 2 10, t.j. približne 1000-krát, a keď  = 4 – 4 10, t.j. 1000000 krát. Van't Hoffovo pravidlo platí pre reakcie, ktoré prebiehajú pri relatívne nízkych teplotách. vysoké teploty v úzkom rozmedzí. Prudký nárast reakčnej rýchlosti so zvyšujúcou sa teplotou sa vysvetľuje skutočnosťou, že počet aktívnych molekúl rastie exponenciálne.

25. Van't Hoffova rovnica izotermy chemickej reakcie.

V súlade so zákonom masovej akcie za svojvoľnú reakciu

a A + bB = cC + dD

Rýchlostnú rovnicu pre doprednú reakciu možno napísať:

a pre rýchlosť reverznej reakcie:

Ako reakcia postupuje zľava doprava, koncentrácie látok A a B sa znížia a rýchlosť priamej reakcie sa zníži. Na druhej strane, keď sa reakčné produkty C a D hromadia, rýchlosť reakcie sprava doľava sa zvýši. Prichádza moment, keď sa rýchlosti υ 1 a υ 2 stanú rovnakými, koncentrácie všetkých látok zostávajú nezmenené, preto,

kde Kc = k1/k2=

Konštantná hodnota Kc, rovnajúca sa pomeru rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií, kvantitatívne popisuje stav rovnováhy prostredníctvom rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a produktov ich interakcie (v rozsahu ich stechiometrických koeficientov) a sa nazýva rovnovážna konštanta. Rovnovážna konštanta je konštantná len pre danú teplotu, t.j.

Kc = f (T). Rovnovážna konštanta chemickej reakcie sa zvyčajne vyjadruje ako pomer, ktorého čitateľ je súčinom rovnovážnych molárnych koncentrácií produktov reakcie a menovateľ je súčinom koncentrácií východiskových látok.

Ak sú reakčné zložky zmesou ideálnych plynov, potom je rovnovážna konštanta (Kp) vyjadrená ako parciálny tlak zložiek:

Na prechod z Kp na Kc používame stavovú rovnicu P · V = n · R · T. Pretože

Z rovnice vyplýva, že K p = K c za predpokladu, že reakcia prebieha bez zmeny počtu mólov v plynnej fáze, t.j. keď (c + d) = (a + b).

Ak reakcia prebieha spontánne pri konštantách P a T alebo V a T, potom hodnoty G a F tejto reakcie možno získať z rovníc:

kde С А, С В, С С, С D sú nerovnovážne koncentrácie východiskových látok a reakčných produktov.

kde Р А, Р В, Р С, Р D sú parciálne tlaky východiskových látok a reakčných produktov.

Posledné dve rovnice sa nazývajú van't Hoffove rovnice izoterm chemickej reakcie. Tento vzťah umožňuje vypočítať hodnoty G a F reakcie a určiť jej smer pri rôznych koncentráciách východiskových látok.

Je potrebné poznamenať, že pre plynné systémy aj roztoky, keď sa na reakcii zúčastňujú pevné látky (t. j. pre heterogénne systémy), koncentrácia tuhej fázy nie je zahrnutá vo výraze pre rovnovážnu konštantu, pretože táto koncentrácia je prakticky konštantná. Áno, na reakciu

2 CO (g) = CO2 (g) + C (t)

rovnovážna konštanta sa zapíše ako

Závislosť rovnovážnej konštanty od teploty (pre teplotu T 2 vzhľadom na teplotu T 1) vyjadruje nasledujúca van't Hoffova rovnica:

kde Н 0 je tepelný účinok reakcie.

Pri endotermickej reakcii (reakcia nastáva absorpciou tepla) sa rovnovážna konštanta zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou, zdá sa, že systém odoláva zahrievaniu.

34. Osmóza, osmotický tlak. Van't Hoffova rovnica a osmotický koeficient.

Osmóza je spontánny pohyb molekúl rozpúšťadla cez polopriepustnú membránu, ktorá oddeľuje roztoky rôznych koncentrácií, od roztoku s nižšou koncentráciou po roztok s vyššou koncentráciou, čo vedie k zriedeniu týchto roztokov. Ako polopriepustná membrána sa často používa celofánový film, cez ktorého malé otvory môžu selektívne prechádzať len maloobjemové molekuly rozpúšťadla a zadržiavajú sa veľké alebo solvatované molekuly alebo ióny - pre vysokomolekulárne látky a film ferokyanidu medi pre nízkomolekulové látky. Procesu prenosu rozpúšťadla (osmóza) sa dá zabrániť, ak na roztok s vyššou koncentráciou pôsobí vonkajší hydrostatický tlak (za rovnovážnych podmienok to bude tzv. osmotický tlak, označovaný písmenom ). Na výpočet hodnoty  v roztokoch neelektrolytov sa používa empirická Van't Hoffova rovnica:

kde C je molárna koncentrácia látky, mol/kg;

R – univerzálna plynová konštanta, J/mol K.

Veľkosť osmotického tlaku je úmerná počtu molekúl (vo všeobecnosti počtu častíc) jednej alebo viacerých látok rozpustených v danom objeme roztoku a nezávisí od ich povahy a povahy rozpúšťadla. V roztokoch silných alebo slabých elektrolytov sa v dôsledku disociácie molekúl zvyšuje celkový počet jednotlivých častíc, preto je potrebné do rovnice na výpočet osmotického tlaku zaviesť vhodný koeficient úmernosti, nazývaný izotonický koeficient.

i C R T,

kde i je izotonický koeficient, vypočítaný ako pomer súčtu počtu iónov a nedisociovaných molekúl elektrolytu k počiatočnému počtu molekúl tejto látky.

Takže, ak stupeň disociácie elektrolytu, t.j. pomer počtu molekúl dezintegrovaných na ióny k celkovému počtu molekúl rozpustenej látky sa rovná  a molekula elektrolytu sa rozpadne na n iónov, potom sa izotonický koeficient vypočíta takto:

i = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).

Pre silné elektrolyty môžeme vziať  = 1, potom i = n a koeficient i (tiež väčší ako 1) sa nazýva osmotický koeficient.

Fenomén osmózy má veľký význam pre rastlinné a živočíšne organizmy, pretože membrány ich buniek vo vzťahu k roztokom mnohých látok majú vlastnosti polopriepustnej membrány. IN čistá voda bunka veľmi napučí, v niektorých prípadoch až k prasknutiu membrány a v roztokoch s vysokou koncentráciou solí sa naopak zmenšuje a zvrásňuje v dôsledku veľkej straty vody. Preto sa pri konzervovaní potravín do nich pridáva veľké množstvo soli alebo cukru. Mikrobiálne bunky za takýchto podmienok strácajú značné množstvo vody a odumierajú.

V termochémii množstvo tepla Q ktorý sa uvoľňuje alebo absorbuje v dôsledku chemickej reakcie sa nazýva tepelný efekt. Reakcie, ku ktorým dochádza pri uvoľňovaní tepla, sa nazývajú exotermický (Q>0) a s absorpciou tepla - endotermický (Q<0 ).

V termodynamike sa preto procesy, pri ktorých sa uvoľňuje teplo, nazývajú exotermický a procesy, pri ktorých sa teplo absorbuje - endotermický.

Podľa dôsledkov prvého zákona termodynamiky pre izochoricko-izotermické procesy sa tepelný efekt rovná zmene vnútornej energie systému .

Keďže v termochémii sa vo vzťahu k termodynamike používa opačné znamienko.

Pre izobaricko-izotermické procesy sa tepelný efekt rovná zmene entalpie systému .

Ak D H > 0- proces nastáva pri absorpcii tepla a je endotermický.

Ak D H< 0 - proces je sprevádzaný uvoľňovaním tepla a je exotermický.

Z prvého zákona termodynamiky to vyplýva Hessov zákon:

tepelný účinok chemických reakcií závisí len od druhu a skupenstva východiskových látok a finálne produkty, ale nezávisí od cesty prechodu z počiatočného stavu do konečného stavu.

Dôsledkom tohto zákona je pravidlo, že Pomocou termochemických rovníc môžete vykonávať bežné algebraické operácie.

Ako príklad uvažujme reakciu oxidácie uhlia na CO2.

Prechod z východiskových látok na konečné látky sa môže uskutočniť priamym spaľovaním uhlia na CO 2:

C(t) + 02 (g) = C02 (g).

Tepelný účinok tejto reakcie je Δ H 1.

Tento proces sa môže uskutočniť v dvoch fázach (obr. 4). V prvej fáze uhlík horí na CO podľa reakcie

C(t) + 02 (g) = CO (g),

na druhom CO zhorí na CO 2

CO (t) + 02 (g) = C02 (g).

Tepelné účinky týchto reakcií sú Δ H 2 aA N 3.

Ryža. 4. Schéma procesu spaľovania uhlia na CO 2

Všetky tri procesy sú v praxi široko používané. Hessov zákon nám umožňuje spojiť tepelné účinky týchto troch procesov s rovnicou:

Δ H 1=Δ H 2 + Δ N 3.

Tepelné účinky prvého a tretieho procesu sa dajú zmerať pomerne jednoducho, ale spaľovanie uhlia na oxid uhoľnatý pri vysokých teplotách je náročné. Jeho tepelný účinok možno vypočítať:

Δ H 2=Δ H 1 - Δ N 3.

hodnoty Δ H 1 a A H 2 závisí od druhu použitého uhlia. Hodnota Δ N 3 nesúvisí s týmto. Keď sa jeden mól CO spáli pri konštantnom tlaku pri 298 K, množstvo tepla je Δ N 3= -283,395 kJ/mol. Δ H 1= -393,86 kJ/mol pri 298 K. Potom pri 298K Δ H 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ/mol.

Hessov zákon umožňuje vypočítať tepelné účinky procesov, pre ktoré neexistujú žiadne experimentálne údaje alebo ich nemožno merať v správne podmienky. To platí pre chemické reakcie a pre procesy rozpúšťania, vyparovania, kryštalizácie, adsorpcie atď.

Pri aplikácii Hessovho zákona je potrebné prísne dodržiavať nasledujúce podmienky:

Oba procesy musia mať skutočne identické počiatočné stavy a skutočne identické konečné stavy;

Nielenže by mali byť rovnaké chemické zloženie produkty, ale aj podmienky ich existencie (teplota, tlak a pod.) a stav agregácie a pre kryštalické látky a kryštálovej modifikácie.

Pri výpočte tepelných účinkov chemických reakcií na základe Hessovho zákona sa zvyčajne používajú dva typy tepelných účinkov – spalné teplo a skupenské teplo.

Teplo tvorby sa nazýva tepelný efekt reakcie vzniku danej zlúčeniny z jednoduchých látok.

Spaľovacie teplo je tepelný účinok oxidačnej reakcie danej zlúčeniny s kyslíkom za vzniku vyšších oxidov zodpovedajúcich prvkov alebo zlúčenín týchto oxidov.

Referenčné hodnoty pre tepelné účinky a iné veličiny sa zvyčajne vzťahujú na štandardný stav látky.

Ako štandardný stav jednotlivé kvapalné a tuhé látky nadobúdajú svoj stav pri danej teplote a tlaku rovnajúcom sa jednej atmosfére a pre jednotlivé plyny - ich stav je taký, keď pri danej teplote a tlaku rovnajúcom sa 1,01 10 5 Pa (1 atm.), majú vlastnosti ideálneho plynu. Na uľahčenie výpočtov sa odkazuje na referenčné údaje štandardná teplota 298 tis.

Ak nejaký prvok môže existovať v niekoľkých modifikáciách, potom modifikácia, ktorá je stabilná pri 298 K a atmosferický tlak rovná 1,01·105 Pa (1 atm.)

Všetky množstvá súvisiace so štandardným stavom látok sú označené horným indexom v tvare krúžku: . V metalurgických procesoch väčšina zlúčenín vzniká za uvoľnenia tepla, preto je u nich prírastok entalpie . Pre prvky v štandardnom stave je hodnota .

Pomocou referenčných údajov pre štandardné teplo tvorby látok zapojených do reakcie môžete ľahko vypočítať tepelný účinok reakcie.

Z Hessovho zákona vyplýva:tepelný účinok reakcie sa rovná rozdielu medzi teplom tvorby všetkých látok uvedených na pravej strane rovnice(koncové látky alebo reakčné produkty) a teplo tvorby všetkých látok uvedené na ľavej strane rovnice(východiskové materiály) , brané s koeficientmi rovnými koeficientom pred vzorcami týchto látok v reakčnej rovnici:

Kde n- počet mólov látky zapojených do reakcie.

Príklad. Vypočítajme tepelný efekt reakcie Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2. Teploty tvorby látok zapojených do reakcie sú: pre Fe 3 O 4, pre CO, pre FeO, pre CO 2.

Tepelný účinok reakcie:

Keďže reakcia pri 298 K je endotermická, t.j. prichádza s absorpciou tepla.

Tak ako je jednou z fyzických vlastností človeka fyzická sila, najdôležitejšia charakteristika akejkoľvek chemickej väzby je sila väzby, t.j. jej energiu.

Pripomeňme si, že energia chemickej väzby je energia, ktorá sa uvoľní pri tvorbe chemickej väzby alebo energia, ktorá sa musí vynaložiť na zničenie tejto väzby.

Chemická reakcia je vo všeobecnosti premena jednej látky na druhú. Následne sa pri chemickej reakcii niektoré väzby prerušia a iné sa vytvoria, t.j. premena energie.

Základný zákon fyziky hovorí, že energia nevzniká z ničoho a nezmizne bez stopy, ale iba prechádza z jednej formy do druhej. Vďaka svojej univerzálnosti je tento princíp samozrejme použiteľný pre chemické reakcie.

Tepelný účinok chemickej reakcie sa nazýva množstvo tepla

uvoľnený (alebo absorbovaný) počas reakcie a vzťahuje sa na 1 mól zreagovanej (alebo vytvorenej) látky.

Tepelný účinok sa označuje písmenom Q a zvyčajne sa meria v kJ/mol alebo kcal/mol.

Ak dôjde k reakcii s uvoľnením tepla (Q > 0), nazýva sa exotermická a ak s absorpciou tepla (Q< 0) – эндотермической.

Ak schematicky znázorníme energetický profil reakcie, tak pri endotermických reakciách majú produkty vyššiu energiu ako reaktanty a naopak pri exotermických reakciách majú produkty reakcie nižšiu energiu (stabilnejšie) ako reaktanty.

Je jasné, že čím viac látka reaguje, tým veľká kvantita energia sa uvoľní (alebo pohltí), t.j. tepelný účinok je priamo úmerný množstvu látky. Preto pripisovanie tepelný efekt na 1 mol látky je spôsobené našou túžbou porovnať tepelné účinky rôznych reakcií.

Prednáška 6. Termochémia. Tepelný účinok chemickej reakcie Príklad 1. Keď sa 8,0 g oxidu meďnatého redukovalo vodíkom, vytvorila sa kovová meď a vodná para a uvoľnilo sa 7,9 kJ tepla. Vypočítajte tepelný účinok redukčnej reakcie oxidu meďnatého.

Riešenie . Reakčná rovnica: CuO (tuhá látka) + H2 (g) = Cu (rozpúšťadlo) + H20 (g) + Q (*)

Urobme pomer: pri redukcii sa uvoľní 0,1 mol - 7,9 kJ, pri redukcii 1 mol - x kJ

Kde x = + 79 kJ/mol. Rovnica (*) má tvar

CuO (tuhá látka.) + H2 (g.) = Cu (tuhá látka.) + H20 (g.) +79 kJ

Termochemická rovnica je rovnica chemickej reakcie, ktorá udáva stav agregácie zložiek reakčnej zmesi (činidiel a produktov) a tepelný účinok reakcie.

Na roztopenie ľadu alebo odparenie vody je teda potrebné určité množstvo tepla, zatiaľ čo pri zamrznutí kvapalnej vody alebo kondenzácii vodnej pary sa uvoľní rovnaké množstvo tepla. Preto je nám pri výstupe z vody zima (vyparovanie vody z povrchu tela si vyžaduje energiu) a potenie je biologický obranný mechanizmus proti prehriatiu organizmu. Naopak, mraznička zmrazuje vodu a ohrieva okolitú miestnosť, pričom do nej uvoľňuje prebytočné teplo.

Zapnuté v tomto príklade Sú znázornené tepelné účinky zmien stavu agregácie vody. Teplo topenia (pri 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (fyzika), alebo Qpl. = - 6,02 kJ/mol (chémia), výparné teplo (vyparovanie) (pri 100o C) q = 2,26×106 J/kg (fyzika) alebo Qex. = - 40,68 kJ/mol (chémia).

topenie

príchod 298.

Prednáška 6. Termochémia. Tepelný účinok chemickej reakcie Samozrejme, že sú možné procesy sublimácie, keď je tuhá látka

prechádza do plynnej fázy, pričom obchádza kvapalné skupenstvo a spätné procesy vylučovania (kryštalizácie) z plynnej fázy, pre ktoré je možné vypočítať alebo zmerať aj tepelný efekt.

Je jasné, že každá látka má chemické väzby, preto má každá látka určité množstvo energie. Nie všetky látky sa však dajú premeniť jedna na druhú jednou chemickou reakciou. Preto sme sa dohodli na zavedení štandardného stavu.

Štandardný stav hmoty– ide o stav agregácie látky pri teplote 298 K, tlaku 1 atmosféra v najstabilnejšej alotropickej modifikácii za týchto podmienok.

Štandardné podmienky– to je teplota 298 K a tlak 1 atmosféra. Štandardné podmienky (štandardný stav) sú označené indexom 0.

Štandardné teplo tvorby zlúčeniny je tepelný účinok chemickej reakcie vzniku danej zlúčeniny z jednoduchých látok odobratých v ich štandardnom stave. Teplo tvorby zlúčeniny je označené symbolom Q 0 Pre mnohé zlúčeniny sú štandardné teplo tvorby uvedené v referenčných knihách fyzikálno-chemických veličín.

Štandardné teplo tvorby jednoduchých látok sú rovné 0. Napríklad vzorka Q0, 298 (O2, plyn) = 0, vzorka Q0, 298 (C, tuhá látka, grafit) = 0.

Napríklad . Napíšte termochemickú rovnicu pre vznik síranu meďnatého. Z referenčnej knihy Q0 vzorka 298 (CuSO4) = 770 kJ/mol.

Cu (tuhá látka) + S (tuhá látka) + 2O2 (g) = CuSO4 (tuhá látka) + 770 kJ.

Poznámka: termochemická rovnica môže byť napísaná pre akúkoľvek látku, ale musíte tomu rozumieť skutočný život reakcia prebieha úplne iným spôsobom: z uvedených činidiel sa pri zahrievaní tvoria oxidy medi (II) a síry (IV), ale nevzniká síran meďnatý. Dôležitý záver: termochemická rovnica je model, ktorý umožňuje výpočty, dobre sa zhoduje s inými termochemickými údajmi, ale v praktickom testovaní neobstojí (t. j. nedokáže správne predpovedať možnosť alebo nemožnosť reakcie).

(Bj) - ∑ a i × Q arr 0,298 i

Prednáška 6. Termochémia. Tepelný účinok chemickej reakcie

Objasnenie . Aby som vás nezavádzal, hneď dodám, že chemická termodynamika vie predpovedať možnosť/nemožnosť reakcie, to si však vyžaduje serióznejšie „nástroje“, ktoré presahujú rámec školského kurzu chémie. Termochemická rovnica v porovnaní s týmito technikami je prvým krokom na pozadí Cheopsovej pyramídy - bez nej sa nezaobídete, ale nemôžete sa dostať vysoko.

Príklad 2 Vypočítajte tepelný účinok kondenzácie vody s hmotnosťou 5,8 g. Kondenzačný proces je opísaný termochemickou rovnicou H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q – kondenzácia je zvyčajne exotermický proces Kondenzačné teplo vody pri 25o C je 37 kJ/mol (referenčná kniha) .

Preto Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.

V 19. storočí ruský chemik Hess, ktorý študoval tepelné účinky reakcií, experimentálne stanovil zákon zachovania energie vo vzťahu k chemickým reakciám – Hessov zákon.

Tepelný účinok chemickej reakcie nezávisí od cesty procesu a je určený iba rozdielom medzi konečným a počiatočným stavom.

Z hľadiska chémie a matematiky tento zákon znamená, že si môžeme slobodne zvoliť akúkoľvek „výpočtovú trajektóriu“ na výpočet procesu, pretože výsledok od nej nezávisí. Z tohto dôvodu má veľmi dôležitý Hessov zákon neuveriteľne dôležitý dôsledok Hessovho zákona.

Tepelný účinok chemickej reakcie sa rovná súčtu teplôt tvorby reakčných produktov mínus súčet teplôt tvorby reaktantov (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty).

Z pohľadu zdravý rozum Tento dôsledok zodpovedá procesu, v ktorom sa všetky reaktanty najskôr premenili na jednoduché látky, ktoré sa potom znova spojili a vytvorili reakčné produkty.

Vo forme rovnice vyzerá dôsledok Hessovho zákona takto: Reakčná rovnica: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b

V tomto prípade ai a bj sú stechiometrické koeficienty, Ai sú činidlá, Bj sú reakčné produkty.

Potom dôsledok Hessovho zákona má tvar Q = ∑ b j × Q arr 0,298

k Bk + Q

(Ai)

Prednáška 6. Termochémia. Tepelný účinok chemickej reakcie Od štandardných teplôt vzniku mnohých látok

a) sú zhrnuté v špeciálnych tabuľkách alebo b) možno určiť experimentálne, potom je možné predpovedať (vypočítať) tepelný účinok veľmi veľkého počtu reakcií s pomerne vysokou presnosťou.

Príklad 3 (Dôsledok Hessovho zákona). Vypočítajte tepelný účinok parného reformovania metánu vyskytujúceho sa v plynnej fáze za štandardných podmienok:

CH4 (g) + H20 (g) = CO (g) + 3 H2 (g)

Zistite, či je táto reakcia exotermická alebo endotermická?

Riešenie: Dôsledok Hessovho zákona

Z referenčnej knihy nájdeme teplo tvorby zostávajúcich zložiek zmesi.

Nahradenie hodnôt do rovnice

Q = 0 + 110,5 – 74,6 – 241,8 = -205,9 kJ/mol, reakcia je vysoko endotermická.

Odpoveď: Q = -205,9 kJ/mol, endotermický

Príklad 4. (Aplikácia Hessovho zákona). Známe reakčné teploty

C (tuhá látka) + ½ O (g) = CO (g) + 110,5 kJ

C (tuhá látka) + O2 (g) = CO2 (g) + 393,5 kJ Nájdite tepelný účinok reakcie 2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) Riešenie Vynásobte prvú a druhú rovnicu na 2

2C (sol.) + O2 (g.) = 2CO (g.) + 221 kJ 2C (rozp.) + 2O2 (g.) = 2CO2 (g.) + 787 kJ

Odpočítajte prvú od druhej rovnice

O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ – 2CO (g) – 221 kJ,

2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Odpoveď: 566 kJ/mol.

Poznámka: Pri štúdiu termochémie uvažujeme o chemickej reakcii zvonku (zvonku). Naopak, chemická termodynamika - veda o správaní chemických systémov - uvažuje o systéme zvnútra a pracuje s pojmom „entalpia“ H ako tepelná energia systému. Entalpia teda

Prednáška 6. Termochémia. Tepelný účinok chemickej reakcie má rovnaký význam ako množstvo tepla, ale má opačné znamienko: ak sa zo systému uvoľní energia, životné prostredie prijme ju a zohreje sa, ale systém stráca energiu.

Literatúra:

1. učebnica, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko a kol., Chémia 9. ročník, odsek 19,

2. Vzdelávacia a metodická príručka „Základy všeobecnej chémie“ 1. časť.

Zostavil S.G. Baram, I.N. Mironov. - vziať so sebou! na ďalší seminár

3. A.V. Manuilov. Základy chémie. http://hemi.nsu.ru/index.htm

§9.1 Tepelný účinok chemickej reakcie. Základné zákony termochémie.

§9.2** Termochémia (pokračovanie). Teplo vzniku látky z prvkov.

Štandardná entalpia tvorby.

Pozor!

Prechádzame k riešeniu výpočtových úloh, preto je teraz kalkulačka na seminároch z chémie žiaduca.

ďalej indexy i označujú východiskové látky alebo činidlá a indexy j– na konečné látky alebo produkty reakcie; a sú stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici pre východiskové materiály a reakčné produkty.

Príklad: Vypočítajme tepelný efekt reakcie syntézy metanolu za štandardných podmienok.

Riešenie: Pri výpočtoch použijeme referenčné údaje o štandardných tepelách tvorby látok zapojených do reakcie (pozri tabuľku 44 na strane 72 referenčnej knihy).

Tepelný účinok reakcie syntézy metanolu za štandardných podmienok podľa prvého dôsledku Hessovho zákona (rovnica 1.15) sa rovná:

Pri výpočte tepelných účinkov chemických reakcií je potrebné vziať do úvahy, že tepelný účinok závisí od stavu agregácie činidiel a od typu záznamu chemická rovnica reakcie:

Podľa druhého následku Hessovho zákona možno tepelný efekt vypočítať pomocou spaľovacieho tepla ΔcH ako rozdiel medzi súčtom spaľovacích teplôt východiskových látok a reakčných produktov (s prihliadnutím na stechiometrické koeficienty):

kde Δ r C p– charakterizuje zmenu izobarickej tepelnej kapacity systému v dôsledku chemickej reakcie a nazýva sa teplotný koeficient tepelného účinku reakcie.

Z Kirchhoffovej diferenciálnej rovnice vyplýva, že závislosť tepelného účinku od teploty je určená znamienkom Δ r C p, t.j. závisí od toho, čo je väčšie, celková tepelná kapacita východiskových látok alebo celková tepelná kapacita reakčných produktov. Poďme analyzovať Kirchhoffovu diferenciálnu rovnicu.

1. Ak teplotný koeficient Δ r C p> 0, potom derivácia > 0 a funkcia zvyšujúci sa. V dôsledku toho sa tepelný účinok reakcie zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou.

2. Ak teplotný koeficient Δ r C p< 0, то производная < 0 и функция klesajúci. V dôsledku toho tepelný účinok reakcie klesá so zvyšujúcou sa teplotou.

3. Ak teplotný koeficient Δ r C p= 0, potom derivácia = 0 a . Preto tepelný účinok reakcie nezávisí od teploty. Tento prípad sa v praxi nevyskytuje.

Diferenciálne rovnice sú vhodné na analýzu, ale nepohodlné na výpočty. Aby sme získali rovnicu na výpočet tepelného účinku chemickej reakcie, integrujeme Kirchhoffovu diferenciálnu rovnicu oddelením premenných:

Tepelná kapacita látok závisí od teploty, preto . V rozsahu teplôt bežne používaných v chemických technologických procesoch však táto závislosť nie je významná. Pre praktické účely využívame priemerné tepelné kapacity látok v teplotnom rozsahu od 298 K do nastavená teplota ktoré sú uvedené v referenčných knihách. Teplotný koeficient tepelného účinku vypočítaný pomocou priemerných tepelných kapacít:

Príklad: Vypočítajme tepelný efekt reakcie syntézy metanolu pri teplote 1000 K a štandardnom tlaku.

Riešenie: Na výpočty použijeme referenčné údaje o priemerných tepelných kapacitách látok zúčastňujúcich sa reakcie v teplotnom rozsahu od 298 K do 1000 K (pozri tabuľku 40 na strane 56 referenčnej knihy):

Zmena priemernej tepelnej kapacity systému v dôsledku chemickej reakcie:

Druhý zákon termodynamiky

Jeden z najdôležitejšie úlohy chemická termodynamika má objasniť zásadnú možnosť (alebo nemožnosť) samovoľného výskytu chemickej reakcie v uvažovanom smere. V prípadoch, keď je zrejmé, že k danej chemickej interakcii môže dôjsť, je potrebné určiť stupeň konverzie východiskových látok a výťažok reakčných produktov, teda úplnosť reakcie.

Smer spontánneho procesu možno určiť na základe druhého zákona alebo princípu termodynamiky, formulovaného napríklad vo forme Clausiovho postulátu:

Teplo samo o sebe nemôže prejsť zo studeného telesa na horúce, to znamená, že je nemožný taký proces, ktorého jediným výsledkom by bol prenos tepla z telesa s nižšou teplotou na teleso s vyššou teplotou.

Bolo navrhnutých mnoho formulácií druhého termodynamického zákona. Formulácia Thomson-Planck:

nemožné stroj na večný pohyb druhého druhu, t. j. nie je možné, aby periodicky pracujúci stroj umožňoval prácu len chladením zdroja tepla.

Matematická formulácia druhého termodynamického zákona vznikla pri analýze činnosti tepelných strojov v prácach N. Carnota a R. Clausiusa.

Clausius zaviedol štátnu funkciu S, nazývaná entropia, ktorej zmena sa rovná teplu reverzibilného procesu vydelenému teplotou

Pre akýkoľvek proces

(1.22)

Výsledný výraz je matematickým vyjadrením druhého termodynamického zákona.