Ako vypočítať množstvo tepla, tepelný efekt a teplo vzniku. Tepelné účinky reakcií

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, sú podstatou Hessov zákon:

Tepelný účinok chemickej reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku alebo konštantnom objeme nezávisí od reakčnej dráhy, ale je určený iba stavom reaktantov 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.

Aby sa uľahčilo porovnanie entalpií rôznych reakcií, používa sa 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“). V termochemických rovniciach sa uvádzajú 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.

sa rovná 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 od živlov 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.

Pojmy "entalpia tvorby" sa používajú 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 sa rovná nule:

Dôsledok 2. Štandardná entalpia chemickej reakcie

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

(c znamená „spaľovanie“). Štandardná entalpia (teplo) horenia látky sa nazýva 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 medzi energiami prerušených a vytvorených chemických väzieb.

Väzbovou energiou A-B pomenujú energiu potrebnú na prerušenie väzby a zriedenie výsledných častíc do nekonečnej vzdialenosti:

AB (r) A (r) + B (r) .

Energia väzby je vždy pozitívna.

Väčšina termochemických údajov v príručkách 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 Cp je rozdiel medzi izobarickými tepelnými kapacitami reakčných produktov a východiskových materiálov. Ak rozdiel T 2 - T 1 je malý, potom ho môžete prijať Cp= konšt. Pri veľkom teplotnom rozdiele je potrebné využiť teplotnú závislosť Cp(T) typ:

kde koeficienty a, b, c atď. pre jednotlivé látky sú prevzaté z referenčnej knihy a znak označuje rozdiel medzi produktmi a činidlami (s prihliadnutím na 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) \u003d H20 (g), H 1 0 = -285.8;

H2 (g) + S02 (g) \u003d 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 (g) \u003d H20 (g), H 0 španielčina = ?

Potom, podľa Hessovho zákona,

H 1 0 + H 0 španielsky = H 2 0 ,

kde H 0 španielčina \u003d -241,8 - (-285,8) \u003d 44,0 kJ / mol.

Odpoveď. 44,0 kJ/mol.

Príklad 3-2. Vypočítajte entalpiu reakcie

6C (g) + 6H (g) \u003d C6H6 (g)

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

Riešenie. a) Entalpie tvorby (v kJ/mol) sú uvedené v príručke (napr. P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5. vydanie, str. C9-C15): f H 0 (C6H6 (g)) = 82,93, f H 0 (C (g)) = 716,68, f H 0 (H (g)) = 217,97. Entalpia reakcie je:

rH 0 \u003d 82,93 - 6 716,68 - 6 217,97 \u003d -5525 kJ / mol.

b) Pri tejto reakcii sa chemické väzby nerušia, ale iba vytvárajú. Pri aproximácii pevnej dvojitej väzby obsahuje molekula C6H6 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:

rH 0 \u003d - (6 412 + 3 348 + 3 612) \u003d -5352 kJ / mol.

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

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 rovnica iónovej reakcie je:

3Cu (tv) + 8H+ (aq) + 2N03- (aq) \u003d 3Cu2+ (aq) + 2NO (g) + 4H20 (1).

Podľa Hessovho zákona je entalpia reakcie:

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

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

rH 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 sú dané entalpie tvorby pri 298 K: f H 0 (CH 4) \u003d -17,9 kcal / mol, f H 0 (CO 2) \u003d -94,1 kcal / mol, f H 0 (H20 (g)) = -57,8 kcal/mol. Tepelné kapacity plynov (v cal/(mol. K)) v rozsahu od 298 do 1000 K sú:

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

Cp (C02) \u003d 6,396 + 0,0102. T, Cp(H20 (g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Riešenie. Entalpia spaľovacej reakcie metánu

CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g)

pri 298 K je:

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

Nájdite rozdiel v tepelných kapacitách ako funkciu teploty:

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

Vypočítame reakčnú entalpiu pri 1000 K pomocou Kirchhoffovej rovnice:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2) / 2 \u003d -192 500 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 \u003d 92,4 cal / g), odobratých pri izbovej teplote, do roztaveného stavu, ak Cp(Al TV) \u003d 0,183 + 1,096 10 -4 T cal/(g K)?

3-2. Štandardná entalpia reakcie CaC03 (tv) \u003d CaO (tv) + CO2 (g), ktorá prebieha v otvorenej nádobe pri teplote 1000 K, je 169 kJ / mol. Aké je teplo tejto reakcie prebiehajúcej 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) + O2 (g) \u003d 2N02 (g), H 10 \u003d -114,2 kJ / mol,

4N202 (g) + O2 (g) \u003d 2N205 (g), H 2 0 \u003d -110,2 kJ / mol,

N2 (g) + O2 (g) \u003d 2NO (g), H 30 = 182,6 kJ/mol.

3-5. Entalpie spaľovania -glukózy, -fruktózy a sacharózy pri 25 °C sú -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) \u003d B203 (tv) + 3H20 (g), H 10 \u003d -2035,6 kJ / mol,

2B (tv) + 3/2 O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (tv), H 2 0 \u003d -1273,5 kJ / mol,

H2 (g) + 1/2 O2 (g) \u003d H20 (g), H 30 \u003d -241,8 kJ / mol.

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

Tak ako je jednou z fyzických vlastností človeka fyzická sila, najdôležitejšou charakteristikou každej chemickej väzby je sila väzby, t.j. jej energiu.

Pripomeňme si, že energia chemickej väzby je energia, ktorá sa uvoľňuje pri tvorbe chemickej väzby alebo energia, ktorú je potrebné vynaložiť na zničenie tejto väzby.

Vo všeobecnosti je chemická reakcia premena jednej látky na inú. V dôsledku toho sa v priebehu chemickej reakcie niektoré väzby prerušia a iné sa vytvoria, t.j. premena energie.

Základný zákon fyziky hovorí, že energia nevzniká z ničoho a nezaniká bez stopy, ale iba prechádza z jednej formy do druhej. Vďaka svojej univerzálnosti sa tento princíp samozrejme vzťahuje na chemickú reakciu.

Tepelný účinok chemickej reakcie nazývané množstvo tepla

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

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

Ak k reakcii dôjde 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 sú produkty energeticky vyššie ako reaktanty a naopak pri exotermických reakciách sú produkty reakcie umiestnené energeticky nižšie (stabilnejšie) ako reaktanty. .

Je jasné, že čím viac hmoty reaguje, tým viac energie sa uvoľňuje (alebo absorbuje), t.j. tepelný účinok je priamo úmerný množstvu látky. Preto priradenie tepelného efektu 1 molu látky je spôsobené našou túžbou porovnať tepelné účinky rôznych reakcií navzájom.

Prednáška 6. Termochémia. Tepelný účinok chemickej reakcie Príklad 1. Pri redukcii 8,0 g oxidu meďnatého vodíkom vznikla kovová meď a vodná para a uvoľnilo sa 7,9 kJ tepla. Vypočítajte tepelný účinok redukčnej reakcie na oxid meďnatý.

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

Urobme pomer na redukciu 0,1 mol - uvoľní sa 7,9 kJ, na obnovu 1 mol - x kJ

kde x = + 79 kJ/mol. Rovnica (*) sa zmení na

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

Termochemická rovnica- ide o rovnicu chemickej reakcie, v ktorej je indikovaný stav agregácie zložiek reakčnej zmesi (činidiel a produktov) a tepelný účinok reakcie.

Takže na roztopenie ľadu alebo odparenie vody je potrebné vynaložiť určité množstvo tepla, zatiaľ čo keď tekutá voda zamrzne alebo vodná para kondenzuje, uvoľní sa 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, čím jej dodáva prebytočné teplo.

Tento príklad ukazuje tepelné účinky zmeny stavu agregácie vody. Teplo topenia (pri 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (fyzika), alebo Qpl. \u003d - 6,02 kJ / mol (chémia), teplo vyparovania (vyparovanie) (pri 100 ° C) q \u003d 2,26 × 106 J / kg (fyzika) alebo Qisp. \u003d - 40,68 kJ / mol (chémia).

topenie

		odparovanie

mod 298.

Prednáška 6. Termochémia. Tepelný účinok chemickej reakcie Sublimačné procesy sú samozrejme možné, keď je tuhá látka

prechádzajú do plynnej fázy, obchádzajúc kvapalné skupenstvo a spätné procesy zrážania (kryštalizácie) z plynnej fázy, je možné pre ne vypočítať alebo zmerať aj tepelný efekt.

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

štandardný stav hmoty je stav agregácie látky pri teplote 298 K a tlaku 1 atmosféra v najstabilnejšej alotropickej modifikácii za týchto podmienok.

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

Štandardné teplo tvorby zlúčeniny nazývaný 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 0. Napríklad Q0 arr.298 (O2, plyn) = ​​0, Q0 arr.298 (C, tuhá látka, grafit) = 0.

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

Cu (s.) + S (s.) + 202 (g.) = CuSO4 (s.) + 770 kJ.

Poznámka: termochemickú rovnicu je možné napísať pre akúkoľvek látku, treba si však uvedomiť, že v reálnom živote prebieha reakcia úplne iným spôsobom: z uvedených činidiel sa pri zahrievaní tvoria oxidy medi (II) a síry (IV), ale nevytvára sa síran meďnatý. Dôležitý záver: termochemická rovnica je model, ktorý umožňuje výpočty, je v dobrej zhode s inými termochemickými údajmi, ale neobstojí v praktickom testovaní (t.j. nedokáže správne predpovedať možnosť alebo nemožnosť reakcie).

(Bj) - ∑ ai × 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 metódami je prvým krokom na pozadí Cheopsovej pyramídy - bez nej sa nezaobídete, ale nedá sa vystúpiť vysoko.

Príklad 2. Vypočítajte tepelný účinok kondenzácie vody s hmotnosťou 5,8 g. Proces kondenzácie popisuje termochemická rovnica H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q - kondenzácia je zvyčajne exotermický proces Kondenzačné teplo vody pri 25o C je 37 kJ/mol (príručka).

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 dráhy 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 Hessenský 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 hľadiska zdravého rozumu tento dôsledok zodpovedá procesu, pri ktorom sa všetky reaktanty najskôr premenili na jednoduché látky, ktoré sa potom novým spôsobom poskladali, takže sa získali 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

(A i)

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 dostatočne vysokou presnosťou.

Príklad 3. (Následok 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

Q = 3 Q0			D) + Q 0		(CO ,g ) -Q 0		D) −Q 0		O, d) - všeobecne.
	mod ,298			mod ,298	mod ,298		mod ,298
Q arr0	298 (H 2, g) \u003d 0			Jednoduchá látka v štandardnom stave

Z referenčnej knihy nájdeme teplo tvorby zostávajúcich zložiek zmesi.

		0,g) = 241,8			(CO,g) = 110,5				D) = 74,6
mod ,298				mod ,298			mod ,298

Zapojenie hodnôt do rovnice

Q \u003d 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 \u003d -205,9 kJ / mol, reakcia je silne endotermická.

Odpoveď: Q \u003d -205,9 kJ / mol, endotermické

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

C (tuhá látka) + ½ O (g) \u003d CO (g) + 110,5 kJ

C (s.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Nájdite tepelný účinok reakcie 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Riešenie Vynásobíme prvé a druhé rovnice na 2

2C (s.) + O2 (g.) \u003d 2CO (g.) + 221 kJ 2C (s.) + 2O2 (g.) \u003d 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 operuje s pojmom „entalpia“ H ako tepelná energia systému. entalpia, takže

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

Literatúra:

1. učebnica, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko a ďalší, Chémia 9. ročník, ods.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 hmoty z prvkov.

Štandardná entalpia tvorby.

Pozor!

Prechádzame k riešeniu výpočtových problémov, preto je odteraz na seminároch z chémie žiaduca kalkulačka.

Cvičenie 81.
Vypočítajte množstvo tepla, ktoré sa uvoľní pri znižovaní Fe 203 kovový hliník, ak sa získalo 335,1 g železa. Odpoveď: 2543,1 kJ.
Riešenie:
Reakčná rovnica:

\u003d (Al2O3) - (Fe2O3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ

Výpočet množstva tepla, ktoré sa uvoľní pri príjme 335,1 g železa, vyrábame z podielu:

(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,

kde 55,85 je atómová hmotnosť železa.

odpoveď: 2543,1 kJ.

Tepelný účinok reakcie

Úloha 82.
Plynný etylalkohol C2H5OH možno získať interakciou etylénu C2H4 (g) a vodnej pary. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu, pričom ste predtým vypočítali jej tepelný účinok. Odpoveď: -45,76 kJ.
Riešenie:
Reakčná rovnica je:

C2H4 (g) + H20 (g) \u003d C2H5OH (g); = ?

Hodnoty štandardných teplôt tvorby látok sú uvedené v špeciálnych tabuľkách. Vzhľadom na to, že teplo tvorby jednoduchých látok sa podmienečne rovná nule. Vypočítajte tepelný účinok reakcie pomocou následku Hessovho zákona, dostaneme:

\u003d (C2H5OH) - [(C2H4) + (H20)] \u003d
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = -45,76 kJ

Reakčné rovnice, v ktorých je pri symboloch chemických zlúčenín uvedený ich stav agregácie alebo kryštalickej modifikácie, ako aj číselná hodnota tepelných účinkov, sa nazývajú termochemické. V termochemických rovniciach, pokiaľ to nie je špecificky uvedené, sú hodnoty tepelných účinkov pri konštantnom tlaku Q p označené ako rovné zmene entalpie systému. Hodnota sa zvyčajne uvádza na pravej strane rovnice, oddelená čiarkou alebo bodkočiarkou. Pre súhrnný stav hmoty sú akceptované tieto skratky: G- plynný, a- kvapalina, do

Ak sa v dôsledku reakcie uvoľní teplo, potom< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

C2H4 (g) + H20 (g) \u003d C2H5OH (g); = - 45,76 kJ.

odpoveď:- 45,76 kJ.

Úloha 83.
Vypočítajte tepelný účinok redukčnej reakcie oxidu železa (II) s vodíkom na základe nasledujúcich termochemických rovníc:

a) EEO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + C02 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/202 (g) = C02 (g); = -283,0 kJ;
c) H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ.
Odpoveď: +27,99 kJ.

Riešenie:
Reakčná rovnica pre redukciu oxidu železa (II) vodíkom má tvar:

EeO (k) + H2 (g) \u003d Fe (k) + H20 (g); = ?

\u003d (H2O) - [ (FeO)

Teplo tvorby vody je dané rovnicou

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ,

a teplo tvorby oxidu železa (II) možno vypočítať, ak sa rovnica (a) odpočíta od rovnice (b).

\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241,83 - [-283,o - (-13,18)] \u003d + 27,99 kJ.

odpoveď:+27,99 kJ.

Úloha 84.
Pri interakcii plynného sírovodíka a oxidu uhličitého vzniká vodná para a sírouhlík СS 2 (g). Napíšte termochemickú rovnicu tejto reakcie, predbežne vypočítajte jej tepelný účinok. Odpoveď: +65,43 kJ.
Riešenie:
G- plynný, a- kvapalina, do- kryštalický. Tieto symboly sa vynechávajú, ak je zrejmý súhrnný stav látok, napríklad O 2, H 2 atď.
Reakčná rovnica je:

2H2S (g) + C02 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = ?

Hodnoty štandardných teplôt tvorby látok sú uvedené v špeciálnych tabuľkách. Vzhľadom na to, že teplo tvorby jednoduchých látok sa podmienečne rovná nule. Tepelný účinok reakcie možno vypočítať pomocou dôsledku e z Hessovho zákona:

\u003d (H20)+ (CS2) - [(H2S) + (C02)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.

2H2S (g) + C02 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.

odpoveď:+65,43 kJ.

Rovnica termochemickej reakcie

Úloha 85.
Napíšte termochemickú rovnicu pre reakciu medzi CO (g) a vodíkom, v dôsledku ktorej vznikajú CH 4 (g) a H 2 O (g). Koľko tepla sa pri tejto reakcii uvoľní, ak sa za normálnych podmienok získa 67,2 litra metánu? Odpoveď: 618,48 kJ.
Riešenie:
Reakčné rovnice, v ktorých je pri symboloch chemických zlúčenín uvedený ich stav agregácie alebo kryštalickej modifikácie, ako aj číselná hodnota tepelných účinkov, sa nazývajú termochemické. V termochemických rovniciach, pokiaľ to nie je špecificky uvedené, sú hodnoty tepelných účinkov pri konštantnom tlaku Q p označené ako rovné zmene entalpie systému. Hodnota sa zvyčajne uvádza na pravej strane rovnice, oddelená čiarkou alebo bodkočiarkou. Pre súhrnný stav hmoty sú akceptované tieto skratky: G- plynný, a- niečo do- kryštalický. Tieto symboly sa vynechávajú, ak je zrejmý súhrnný stav látok, napríklad O 2, H 2 atď.
Reakčná rovnica je:

CO (g) + 3H2 (g) \u003d CH4 (g) + H20 (g); = ?

Hodnoty štandardných teplôt tvorby látok sú uvedené v špeciálnych tabuľkách. Vzhľadom na to, že teplo tvorby jednoduchých látok sa podmienečne rovná nule. Tepelný účinok reakcie možno vypočítať pomocou dôsledku e z Hessovho zákona:

\u003d (H20)+ (CH4)-(CO)];
\u003d (-241,83) + (-74,84) ​​- (-110,52) \u003d -206,16 kJ.

Termochemická rovnica bude vyzerať takto:

22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67,2 (-206,16) / 22? 4 \u003d -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.

odpoveď: 618,48 kJ.

Teplo tvorby

Úloha 86.
Tepelný účinok tejto reakcie sa rovná teplu tvorby. Vypočítajte teplo vzniku NO z nasledujúcich termochemických rovníc:
a) 4NH3 (g) + 502 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH3 (g) + 302 (g) \u003d 2N2 (g) + 6H20 (g); = -1530,28 kJ
Odpoveď: 90,37 kJ.
Riešenie:
Štandardné teplo vzniku sa rovná teplu vzniku 1 mol tejto látky z jednoduchých látok za štandardných podmienok (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). Vznik NO z jednoduchých látok možno znázorniť takto:

1/2N2 + 1/202 = NO

Daná reakcia (a), pri ktorej vznikajú 4 móly NO a reakcia (b), pri ktorej vznikajú 2 móly N2. Obe reakcie zahŕňajú kyslík. Preto, aby sme určili štandardné teplo tvorby NO, zostavíme nasledujúci Hessov cyklus, t.j. od rovnice (b) musíme odčítať rovnicu (a):

Teda 1/2N2 + 1/202 = NO; = +90,37 kJ.

odpoveď: 618,48 kJ.

Úloha 87.
Kryštalický chlorid amónny vzniká interakciou plynného amoniaku a chlorovodíka. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu, pričom ste predtým vypočítali jej tepelný účinok. Koľko tepla sa uvoľní, ak sa pri reakcii spotrebuje 10 litrov čpavku za normálnych podmienok? Odpoveď: 78,97 kJ.
Riešenie:
Reakčné rovnice, v ktorých je pri symboloch chemických zlúčenín uvedený ich stav agregácie alebo kryštalickej modifikácie, ako aj číselná hodnota tepelných účinkov, sa nazývajú termochemické. V termochemických rovniciach, pokiaľ to nie je špecificky uvedené, sú hodnoty tepelných účinkov pri konštantnom tlaku Q p označené ako rovné zmene entalpie systému. Hodnota sa zvyčajne uvádza na pravej strane rovnice, oddelená čiarkou alebo bodkočiarkou. Nasledujúce sú akceptované do- kryštalický. Tieto symboly sa vynechávajú, ak je zrejmý súhrnný stav látok, napríklad O 2, H 2 atď.
Reakčná rovnica je:

NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4CI (k). ; = ?

Hodnoty štandardných teplôt tvorby látok sú uvedené v špeciálnych tabuľkách. Vzhľadom na to, že teplo tvorby jednoduchých látok sa podmienečne rovná nule. Tepelný účinok reakcie možno vypočítať pomocou dôsledku e z Hessovho zákona:

\u003d (NH4CI) - [(NH3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.

Termochemická rovnica bude vyzerať takto:

Teplo uvoľnené pri reakcii 10 litrov amoniaku pri tejto reakcii sa určí z podielu:

22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.

odpoveď: 78,97 kJ.

7. Vypočítajte tepelný účinok reakcie za štandardných podmienok: Fe203 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO2 (g), ak je teplo tvorby: Fe203 (t) \u003d - 821,3 kJ / mol; CO (g) = – 110,5 kJ/mol;

CO2 (g) \u003d - 393,5 kJ / mol.

Fe203 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO2 (g),

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

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

Len zrážky medzi aktívnymi molekulami vedú k reakciám, ktorých priemerná energia prevyšuje priemernú energiu účastníkov reakcie.

Keď je určitá aktivačná energia E oznámená molekulám (nadpriemerná energia), potenciálna energia interakcie atómov v molekulách klesá, väzby v molekulách sa oslabujú, molekuly sa stávajú reaktívnymi.

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

N N e – E / RT

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.

Počas tepelnej aktivácie pre dve teploty T 1 a T 2 bude pomer rýchlostných konštánt:

, (2) , (3)

čo umožňuje určiť aktivačnú energiu meraním rýchlosti reakcie pri dvoch rôznych teplotách T 1 a T 2 .

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) zvyšuje so zvýšením teploty o 10 0, sa nazýva teplotný koeficient reakcie:

 (4) .(5)

To znamená, že napríklad pri zvýšení teploty o 100 0 pri podmienečne prijatom zvýšení priemernej rýchlosti o 2-násobok ( = 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 prebiehajúce pri relatívne nízkych teplotách v úzkom rozmedzí. Prudký nárast reakčnej rýchlosti so zvyšujúcou sa teplotou sa vysvetľuje tým, 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

Rovnicu pre rýchlosť priamej reakcie 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 sa bude zvyšovať sprava doľava. Prichádza moment, keď sa rýchlosti υ 1 a υ 2 stanú rovnakými, koncentrácie všetkých látok zostanú nezmenené, preto,

,

Kde Kc = k1/k2=

.

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

Kc \u003d 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 K p na K s použijeme stavovú rovnicu P · V = n · R · T. Pretože

potom P = C·R·T. .

Z rovnice vyplýva, že K p = K s 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 C A, C B, C C, C D sú nerovnovážne koncentrácie východiskových látok a reakčných produktov.

,

kde P A, P B, P C, P D sú parciálne tlaky východiskových látok a reakčných produktov.

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

Treba poznamenať, že tak pre plynné systémy, ako aj pre roztoky, s účasťou tuhých látok na reakcii (t. j. pre heterogénne systémy), nie je koncentrácia tuhej fázy zahrnutá vo výraze pre rovnovážnu konštantu, pretože táto koncentrácia je prakticky konštantný. Takže k reakcii

2 CO (g) \u003d 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 prebieha s absorpciou tepla) sa rovnovážna konštanta zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou, systém ako keby odolával zahrievaniu.

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

Osmóza je spontánny pohyb molekúl rozpúšťadla cez semipermeabilnú membránu, ktorá oddeľuje roztoky rôznych koncentrácií z roztoku s nižšou koncentráciou do roztoku s vyššou koncentráciou, čo vedie k zriedeniu týchto roztokov. Ako polopriepustná membrána, cez ktorú môžu selektívne prechádzať len malé molekuly rozpúšťadla a veľké alebo solvatované molekuly alebo ióny sú zachytené, sa často používa celofánový film - pre látky s vysokou molekulovou hmotnosťou a pre látky s nízkou molekulovou hmotnosťou - meď ferokyanidový film. Procesu prenosu rozpúšťadla (osmóze) možno 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 je univerzálna plynová konštanta, J/mol K.

Hodnota osmotického tlaku je úmerná počtu molekúl (vo všeobecnom prípade 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 disociáciou molekúl zvyšuje celkový počet jednotlivých častíc, preto je potrebné do rovnice na výpočet osmotického tlaku zaviesť príslušný 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 rozložených na ióny k celkovému počtu molekúl rozpustenej látky je  a molekula elektrolytu sa rozloží 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 semipermeabilnej membrány. V čistej vode bunka silne napučí, v niektorých prípadoch až k prasknutiu obalu a v roztokoch s vysokou koncentráciou solí sa naopak veľkou stratou vody zmenšuje a zmršťuje. Preto sa do nich pri konzervovaní potravín pridáva veľké množstvo soli či cukru. Bunky mikroorganizmov v takýchto podmienkach strácajú značné množstvo vody a odumierajú.

V dôsledku štúdia tejto témy sa naučíte: Ako sa bežné rovnice chemických reakcií líšia od ich termochemických rovníc. Aké faktory ovplyvňujú rýchlosť chemických reakcií? Ako sa skutočná (chemická) rovnováha líši od zdanlivej rovnováhy. Akým smerom sa posunie rovnováha pri zmene vonkajších podmienok. Aký je mechanizmus homogénnej a heterogénnej katalýzy. Čo sú inhibítory a promótory. V dôsledku štúdia tejto témy sa naučíte: Vypočítajte tepelné účinky chemických reakcií pomocou entalpií tvorby látok. Vykonajte výpočty pomocou matematického vyjadrenia van't Hoffovho princípu. Určte smer posunu chemickej rovnováhy so zmenami teploty a tlaku. Študijné otázky:

6.1. Energia chemických procesov

6.1.1. Vnútorná energia a entalpia

V každom procese sa dodržiava zákon zachovania energie:

Q = ∆U + A.

Táto rovnosť znamená, že ak sa do systému dodáva teplo Q, potom sa spotrebuje na zmenu vnútornej energie Δ U a na vykonanie práce A.

Vnútorná energia sústave je jej celková rezerva vrátane energie translačného a rotačného pohybu molekúl, energie pohybu elektrónov v atómoch, energie interakcie jadier s elektrónmi, jadier s jadrami a pod., t.j. všetky druhy energie, okrem kinetickej a potenciálnej energie systému ako celku.

Práca vykonaná systémom pri prechode zo stavu 1, charakterizovaného objemom V 1, do stavu 2 (objem V 2) pri konštantnom tlaku (expanzná práca), sa rovná:

A \u003d p (V 2 – V 1).

Pri konštantnom tlaku (р=const), berúc do úvahy výraz pre expanznú prácu, bude zákon zachovania energie napísaný takto:

Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).

Súčet vnútornej energie systému a súčin jeho objemu a tlaku sa nazýva entalpia H:

Keďže presná hodnota vnútornej energie systému nie je známa, nemožno získať ani absolútne hodnoty entalpií. Zmeny entalpií Δ H majú vedecký význam a praktické využitie.

Vnútorná energia U a entalpia H sú štátne funkcie systémov. Stavové funkcie sú také charakteristiky systému, ktorých zmeny určuje len konečný a počiatočný stav systému, t.j. sú nezávislé od cesty procesu.

6.1.2. Exo- a endotermické procesy

Tok chemických reakcií je sprevádzaný absorpciou alebo uvoľňovaním tepla. exotermický nazývaná reakcia, ktorá prebieha s uvoľňovaním tepla do prostredia, a endotermický- s pohlcovaním tepla z okolia.

Mnohé procesy v priemysle a v laboratórnej praxi prebiehajú pri konštantnom tlaku a teplote (T=const, p=const). Energetickou charakteristikou týchto procesov je zmena entalpie:

Q P \u003d -Δ N.

Pre procesy prebiehajúce pri konštantnom objeme a teplote (T=konšt., V=konšt.) Q V =-Δ U.

Pre exotermické reakcie Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Napríklad

N2 (g) + S02 (g) \u003d N20 (g); ΔН 298 = +82 kJ,

CH4 (g) + 202 (g) \u003d C02 (g) + 2H20 (g); AN298 = -802 kJ.

Chemické rovnice, v ktorých je dodatočne indikovaný tepelný účinok reakcie (hodnota DH procesu), ako aj stav agregácie látok a teplota, sú tzv. termochemické rovnice.

V termochemických rovniciach sa zaznamenáva fázový stav a alotropné modifikácie činidiel a vytvorených látok: d - plynné, g - kvapalné, k - kryštalické; S (kosoštvorec), S (monokel), C (grafit), C (diamant) atď.

6.1.3. termochémia; Hessov zákon

Energetické javy sprevádzajúce štúdium fyzikálnych a chemických procesov termochémia. Základným zákonom termochémie je zákon formulovaný ruským vedcom G.I. Hess v roku 1840.

Hessov zákon: zmena entalpie procesu závisí od typu a stavu východiskových látok a reakčných produktov, nezávisí však od dráhy procesu.

Pri zvažovaní termochemických účinkov sa často používa výraz „procesná entalpia“ namiesto pojmu „zmena entalpie procesu“, pričom týmto pojmom sa myslí hodnota Δ H. Je nesprávne používať pojem „tepelný účinok proces“ pri formulovaní Hessovho zákona, keďže hodnota Q vo všeobecnosti nie je funkciou stavu . Ako bolo uvedené vyššie, len pri konštantnom tlaku Q P =-Δ N (pri konštantnom objeme Q V =-Δ U).

Takže tvorbu PCl 5 možno považovať za výsledok interakcie jednoduchých látok:

P (c, biela) + 5/2C12 (g) = PCI5 (c); Δ H 1,

alebo ako výsledok procesu, ktorý prebieha v niekoľkých fázach:

P (k, biela) + 3/2C12 (g) = PCI3 (g); Δ H 2,

PCl3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl5 (c); Δ H 3,

alebo celkovo:

P (c, biela) + 5/2C12 (g) = PCI5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Entalpie tvorby látok

Entalpia tvorby je entalpia procesu tvorby látky v danom stave agregácie z jednoduchých látok, ktoré sú v stabilných modifikáciách. Napríklad entalpia tvorby síranu sodného je entalpia reakcie:

2Na (c) + S (kosoštvorec) + 202 (g) \u003d Na2S04 (c).

Entalpia tvorby jednoduchých látok je nulová.

Keďže tepelný účinok reakcie závisí od stavu látok, teploty a tlaku, bolo dohodnuté použitie štandardné entalpie tvorby sú entalpie tvorby látok, ktoré sú pri danej teplote v štandardný stav. Ako štandardný stav pre látky v kondenzovanom stave sa berie reálny stav látky pri danej teplote a tlaku 101,325 kPa (1 atm). Referenčné knihy zvyčajne uvádzajú štandardné entalpie tvorby látok pri teplote 25 o C (298 K), vztiahnuté na 1 mol látky (Δ H f o 298). Štandardné entalpie tvorby niektorých látok pri T=298K sú uvedené v tabuľke. 6.1.

Tabuľka 6.1.

Štandardné entalpie tvorby (Δ H f o 298) niektorých látok

Látka	AHf 298, kJ/mol	Látka	AHf 298, kJ/mol

Štandardné entalpie tvorby najzložitejších látok sú záporné hodnoty. Pre malý počet nestabilných látok je Δ H f o 298 > 0. Medzi takéto látky patrí najmä oxid dusnatý (II) a oxid dusnatý (IV), tabuľka 6.1.

6.1.5. Výpočet tepelných účinkov chemických reakcií

Na výpočet entalpií procesov sa používa dôsledok z Hessovho zákona: entalpia reakcie sa rovná súčtu entalpií tvorby reakčných produktov mínus súčet entalpií tvorby východiskových látok, berúc do úvahy zohľadnite stechiometrické koeficienty.

Vypočítajte entalpiu rozkladu uhličitanu vápenatého. Proces je opísaný nasledujúcou rovnicou:

CaC03 (c) \u003d CaO (c) + C02 (g).

Entalpia tejto reakcie sa bude rovnať súčtu entalpií tvorby oxidu vápenatého a oxidu uhličitého mínus entalpia tvorby uhličitanu vápenatého:

AHf o 298 \u003d AH f o 298 (CaO (c)) + AH f o 298 (C02 (g)) - AH f o 298 (CaC03 (c)).

Pomocou údajov v tabuľke 6.1. dostaneme:

AHo 298 = - 635,1 - 393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.

Zo získaných údajov vyplýva, že uvažovaná reakcia je endotermická, t.j. prebieha s absorpciou tepla.

CaO (c) + CO2 (c) \u003d CaC03 (c)

Sprevádzané uvoľňovaním tepla. Jeho entalpia sa bude rovnať

AHo 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.

6.2. Rýchlosť chemických reakcií

6.2.1. Koncept reakčnej rýchlosti

Odvetvie chémie, ktoré sa zaoberá rýchlosťou a mechanizmami chemických reakcií, sa nazýva chemická kinetika. Jedným z kľúčových pojmov v chemickej kinetike je rýchlosť chemickej reakcie.

Rýchlosť chemickej reakcie je určená zmenou koncentrácie reagujúcich látok za jednotku času pri konštantnom objeme systému.

Zvážte nasledujúci proces:

Nech sa v určitom okamihu t 1 koncentrácia látky A rovná hodnote c 1 av okamihu t 2 - hodnote c 2 . Po dobu od t 1 do t 2 bude zmena koncentrácie Δ c \u003d c 2 - c 1. Priemerná rýchlosť reakcie je:

Znamienko mínus sa dáva preto, lebo ako reakcia postupuje (Δ t> 0), koncentrácia látky klesá (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od povahy reaktantov a od reakčných podmienok: koncentrácie, teploty, prítomnosti katalyzátora, tlaku (pri reakciách plynov) a niektorých ďalších faktorov. Najmä so zväčšením kontaktnej plochy látok sa rýchlosť reakcie zvyšuje. Rýchlosť reakcie sa tiež zvyšuje so zvyšujúcou sa rýchlosťou miešania reaktantov.

Číselná hodnota rýchlosti reakcie závisí aj od toho, ktorá zložka sa použije na výpočet rýchlosti reakcie. Napríklad rýchlosť procesu

H 2 + I 2 \u003d 2HI,

vypočítaná zo zmeny koncentrácie HI je dvojnásobkom reakčnej rýchlosti vypočítanej zo zmeny koncentrácie činidiel H2 alebo I2.

6.2.2. Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie; poradie a molekulová hmotnosť reakcie

Základný zákon chemickej kinetiky je zákon masovej akcie- stanovuje závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov.

Reakčná rýchlosť je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov. Za reakciu napísanú vo všeobecnej forme ako

aA + bB = cC + dD,

závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie má tvar:

v = k[A]a[B]p.

V tejto kinetickej rovnici je k súčiniteľ úmernosti, tzv rýchlostná konštanta; [A] a [B] sú koncentrácie látok A a B. Rýchlostná konštanta reakcie k závisí od povahy reagujúcich látok a od teploty, nezávisí však od ich koncentrácií. Koeficienty α a β sa zistili z experimentálnych údajov.

Súčet exponentov v kinetických rovniciach sa nazýva súčet v poriadku reakcie. V jednej zo zložiek je tiež špecifické poradie reakcie. Napríklad na reakciu

H2 + C12 \u003d 2 HC1

Kinetická rovnica vyzerá takto:

v = k 1/2,

tie. celkové poradie je 1,5 a reakčné poradia pre zložky H2 a C12 sú 1 a 0,5.

Molekularita reakcia je určená počtom častíc, ktorých súčasná kolízia je elementárnym aktom chemickej interakcie. Základný akt (základná fáza)- jediný akt vzájomného pôsobenia alebo premeny častíc (molekúl, iónov, radikálov) na iné častice. Pre elementárne reakcie sú molekulová hmotnosť a poradie reakcie rovnaké. Ak je proces viacstupňový a teda reakčná rovnica neprezrádza mechanizmus procesu, poradie reakcie sa nezhoduje s jej molekulovosťou.

Chemické reakcie sa delia na jednoduché (jednostupňové) a zložité, prebiehajúce v niekoľkých etapách.

Monomolekulová reakcia je reakcia, pri ktorej je elementárnym aktom chemická premena jednej molekuly. Napríklad:

CH3CHO (g) \u003d CH4 (g) + CO (g).

Bimolekulárna reakcia- reakcia, pri ktorej sa elementárny akt uskutoční pri zrážke dvoch častíc. Napríklad:

H2(g) + I2(g) \u003d2HI (g).

trimolekulárna reakcia- jednoduchá reakcia, ktorej elementárny akt sa uskutočňuje pri súčasnej zrážke troch molekúl. Napríklad:

2NO (g) + O2 (g) \u003d 2 N02 (g).

Zistilo sa, že súčasná kolízia viac ako troch molekúl, ktorá vedie k tvorbe reakčných produktov, je prakticky nemožná.

Zákon hmotnostného pôsobenia neplatí pre reakcie s tuhými látkami, pretože ich koncentrácie sú konštantné a reagujú iba na povrchu. Rýchlosť takýchto reakcií závisí od veľkosti kontaktnej plochy medzi reaktantmi.

6.2.3. Teplotná závislosť rýchlosti reakcie

Rýchlosť chemických reakcií sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Toto zvýšenie je spôsobené zvýšením kinetickej energie molekúl. V roku 1884 holandský chemik van't Hoff sformuloval pravidlo: pri každom zvýšení teploty o 10 stupňov sa rýchlosť chemických reakcií zvyšuje 2-4 krát.

Van't Hoffovo pravidlo je napísané takto:

,

kde Vt1 a Vt2 sú reakčné rýchlosti pri teplotách ti a t2; γ - teplotný koeficient rýchlosti, rovný 2 - 4.

Na aproximáciu vplyvu teploty na rýchlosť reakcie sa používa van't Hoffovo pravidlo. Presnejšiu rovnicu popisujúcu závislosť rýchlostnej konštanty reakcie od teploty navrhol v roku 1889 švédsky vedec S. Arrhenius:

.

V Arrheniovej rovnici je A konštanta, E je aktivačná energia (J/mol); T je teplota, K.

Podľa Arrhenia nie všetky zrážky molekúl vedú k chemickým premenám. Iba molekuly s určitou nadbytočnou energiou sú schopné reagovať. Táto prebytočná energia, ktorú musia mať zrážané častice, aby medzi nimi prebehla reakcia, sa nazýva aktivačnej energie.

6.3. Pojem katalýza a katalyzátory

Katalyzátor je látka, ktorá mení rýchlosť chemickej reakcie, ale na konci reakcie zostáva chemicky nezmenená.

Niektoré katalyzátory urýchľujú reakciu, zatiaľ čo iné, tzv inhibítory, Spomaľ to. Napríklad pridanie malého množstva MnO2 ako katalyzátora k peroxidu vodíka H2O2 spôsobí rýchly rozklad:

2H202- (Mn02)2H20 + 02.

V prítomnosti malého množstva kyseliny sírovej sa pozoruje zníženie rýchlosti rozkladu H202. Pri tejto reakcii pôsobí kyselina sírová ako inhibítor.

V závislosti od toho, či je katalyzátor v rovnakej fáze ako reaktanty alebo tvorí nezávislú fázu, existujú homogénne a heterogénna katalýza.

homogénna katalýza

V prípade homogénnej katalýzy sú reaktanty a katalyzátor v rovnakej fáze, napríklad plynnej fáze. Mechanizmus účinku katalyzátora je založený na skutočnosti, že interaguje s reaktantmi za vzniku medziproduktov.

Zvážte mechanizmus účinku katalyzátora. V neprítomnosti katalyzátora prebieha reakcia

Tečie veľmi pomaly. Katalyzátor tvorí s východiskovými materiálmi (napríklad s látkou B) reaktívny medziprodukt:

ktorý prudko reaguje s iným východiskovým materiálom za vzniku konečného reakčného produktu:

VK + A \u003d AB + K.

Homogénna katalýza prebieha napríklad v procese oxidácie oxidu sírového na oxid sírový, ku ktorému dochádza v prítomnosti oxidov dusíka.

homogénna reakcia

2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3

v neprítomnosti katalyzátora je veľmi pomalý. Ale keď sa zavedie katalyzátor (NO), vytvorí sa medziprodukt (NO2):

O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,

ktorý ľahko oxiduje SO 2:

NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.

Aktivačná energia druhého procesu je veľmi nízka, takže reakcia prebieha vysokou rýchlosťou. Pôsobenie katalyzátorov sa teda zníži na zníženie aktivačnej energie reakcie.

heterogénna katalýza

Pri heterogénnej katalýze sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach. Katalyzátor je zvyčajne v pevnom stave a reaktanty sú v kvapalnom alebo plynnom stave. Pri heterogénnej katalýze je zrýchlenie procesu zvyčajne spojené s katalytickým účinkom povrchu katalyzátora.

Katalyzátory sa líšia selektivitou (selektivitou) pôsobenia. Takže napríklad v prítomnosti katalyzátora oxidu hlinitého Al203 pri 300 °C sa z etylalkoholu získa voda a etylén:

C2H5OH - (Al203) C2H4 + H20.

Pri rovnakej teplote, ale v prítomnosti medi Cu ako katalyzátora, sa dehydrogenuje etylalkohol:

C2H5OH - (Cu) CH3CHO + H2.

Malé množstvá určitých látok znižujú alebo dokonca úplne ničia aktivitu katalyzátorov (otrava katalyzátorom). Takéto látky sú tzv katalytické jedy. Napríklad kyslík spôsobuje reverzibilnú otravu železného katalyzátora pri syntéze NH3. Aktivitu katalyzátora možno obnoviť prechodom čerstvej zmesi dusíka a vodíka vyčistenej od kyslíka. Síra spôsobuje nevratnú otravu katalyzátora pri syntéze NH 3 . Jeho aktivita sa už nedá obnoviť prechodom čerstvej zmesi N 2 + H 2 .

Látky, ktoré zosilňujú pôsobenie katalyzátorov, sa nazývajú promotérov, alebo aktivátory(propagácia platinových katalyzátorov sa napríklad uskutočňuje pridaním železa alebo hliníka).

Mechanizmus heterogénnej katalýzy je zložitejší. Na vysvetlenie sa používa adsorpčná teória katalýzy. Povrch katalyzátora je heterogénny, preto má takzvané aktívne centrá. Reagujúce látky sú adsorbované na aktívnych miestach. Posledný proces spôsobuje priblíženie sa reagujúcich molekúl a zvýšenie ich chemickej aktivity, keďže väzba medzi atómami adsorbovaných molekúl je oslabená, vzdialenosť medzi atómami sa zväčšuje.

Na druhej strane sa predpokladá, že urýchľovací účinok katalyzátora pri heterogénnej katalýze je spôsobený skutočnosťou, že reaktanty tvoria medziprodukty (ako v prípade homogénnej katalýzy), čo vedie k zníženiu aktivačnej energie.

6.4. Chemická rovnováha

Ireverzibilné a reverzibilné reakcie

Reakcie, ktoré prebiehajú len jedným smerom a končia úplnou premenou východiskových látok na konečné látky, sa nazývajú ireverzibilné.

Nezvratné, t.j. postupujúce do konca sú reakcie, v ktorých

Chemické reakcie, ktoré môžu prebiehať v opačných smeroch, sa nazývajú reverzibilné. Typické reverzibilné reakcie sú reakcie syntézy amoniaku a oxidácie oxidu sírového na oxid sírový:

N2 + 3H22NH3,

2 S02 + O22S03.

Pri písaní rovníc vratných reakcií umiestnite namiesto znamienka rovnosti dve šípky ukazujúce opačným smerom.

Pri reverzibilných reakciách má rýchlosť priamej reakcie v počiatočnom časovom okamihu maximálnu hodnotu, ktorá klesá s klesajúcou koncentráciou počiatočných činidiel. Naopak, reverzná reakcia má spočiatku minimálnu rýchlosť, ktorá sa zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou produktov. Výsledkom je, že nastáva okamih, keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zrovná a v systéme sa vytvorí chemická rovnováha.

Chemická rovnováha

Stav systému reaktantov, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha.

Chemická rovnováha sa tiež nazýva skutočná rovnováha. Okrem rovnosti rýchlostí priamych a spätných reakcií je skutočná (chemická) rovnováha charakterizovaná nasledujúcimi znakmi:

nemennosť stavu systému je spôsobená tokom priamych a spätných reakcií, to znamená, že rovnovážny stav je dynamický;

stav systému zostáva nezmenený v čase, ak neexistuje žiadny vonkajší vplyv na systém;

akýkoľvek vonkajší vplyv spôsobuje posun v rovnováhe systému; ak je však vonkajší vplyv odstránený, potom sa systém opäť vráti do pôvodného stavu;

• stav systému je rovnaký bez ohľadu na to, z ktorej strany sa systém približuje k rovnováhe - zo strany východiskových látok alebo zo strany produktov reakcie.

treba odlíšiť od skutočného zdanlivá rovnováha. Takže napríklad zmes kyslíka a vodíka v uzavretej nádobe pri izbovej teplote možno skladovať ľubovoľne dlho. Spustenie reakcie (elektrický výboj, ultrafialové ožiarenie, zvýšenie teploty) však spôsobí nezvratnú reakciu za vzniku vody.

6.5. Le Chatelierov princíp

Vplyv zmien vonkajších podmienok na rovnovážnu polohu určuje Princíp Le Chatel e (Francúzsko, 1884): ak na systém v rovnováhe vznikne akýkoľvek vonkajší vplyv, rovnováha v systéme sa posunie smerom k oslabeniu tohto vplyvu.

Le Chatelierov princíp platí nielen pre chemické procesy, ale aj fyzikálne, ako je varenie, kryštalizácia, rozpúšťanie atď.

Zvážte vplyv rôznych faktorov na chemickú rovnováhu pomocou reakcie syntézy amoniaku ako príkladu:

N2+3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Vplyv koncentrácie na chemickú rovnováhu.

V súlade s Le Chatelierovým princípom zvýšenie koncentrácie východiskových látok posúva rovnováhu smerom k tvorbe produktov reakcie. Zvýšenie koncentrácie reakčných produktov posúva rovnováhu smerom k tvorbe východiskových látok.

Vo vyššie uvažovanom procese syntézy amoniaku zavedenie ďalších množstiev N2 alebo H2 do rovnovážneho systému spôsobí posun v rovnováhe v smere, v ktorom koncentrácia týchto látok klesá, preto sa rovnováha posúva smerom k vzniku NH3. Zvýšenie koncentrácie amoniaku posúva rovnováhu smerom k východiskovým materiálom.

Katalyzátor urýchľuje reakcie vpred aj vzad rovnako zavedenie katalyzátora neovplyvňuje chemickú rovnováhu.

Vplyv teploty na chemickú rovnováhu

Keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii a keď teplota klesá, posúva sa smerom k exotermickej reakcii.

Stupeň posunu rovnováhy je určený absolútnou hodnotou tepelného účinku: čím väčšia je hodnota ΔH reakcie, tým väčší je vplyv teploty.

V uvažovanej reakcii syntézy amoniaku zvýšenie teploty posunie rovnováhu smerom k východiskovým materiálom.

Vplyv tlaku na chemickú rovnováhu

Zmena tlaku ovplyvňuje chemickú rovnováhu za účasti plynných látok. Podľa Le Chatelierovho princípu zvýšenie tlaku posúva rovnováhu v smere reakcie prebiehajúcej s poklesom objemu plynných látok a zníženie tlaku posúva rovnováhu v opačnom smere. Reakcia syntézy amoniaku prebieha so zmenšením objemu systému (na ľavej strane rovnice sú štyri objemy a na pravej dva objemy). Preto zvýšenie tlaku posúva rovnováhu smerom k tvorbe amoniaku. Zníženie tlaku posunie rovnováhu v opačnom smere. Ak je v rovnici reverzibilnej reakcie počet molekúl plynných látok v pravej a ľavej časti rovnaký (reakcia prebieha bez zmeny objemu plynných látok), potom tlak neovplyvňuje rovnovážnu polohu v tomto systéme.