Cálculos del efecto térmico de la reacción. Calor de reacción y cálculos termoquímicos.
El calor estándar de formación (entalpía de formación) de una sustancia llamada entalpía de la reacción de formación de 1 mol de esta sustancia a partir de los elementos ( sustancias simples, es decir, que consta de átomos del mismo tipo) que se encuentran en el estado estándar más estable. Las entalpías estándar de formación de sustancias (kJ / mol) se dan en libros de referencia. Cuando se utilizan valores de referencia, es necesario prestar atención al estado de fase de las sustancias involucradas en la reacción. La entalpía de formación de las sustancias simples más estables es 0.
Consecuencia de la ley de Hess en el cálculo de los efectos térmicos de las reacciones químicas a partir de los calores de formación : estándar el efecto térmico de una reacción química es igual a la diferencia entre los calores de formación de los productos de reacción y los calores de formación de las sustancias iniciales, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos (número de moles) de los reactivos:
CH 4 + 2 CO = 3 C ( grafito ) + 2H 2 Vaya
televisión de gas gas
Los calores de formación de sustancias en estos estados de fase se dan en la Tabla. 1.2.
Tabla 1.2
Calores de formación de sustancias.
Decisión
Como la reacción tiene lugar a PAG= const, entonces encontramos el efecto térmico estándar en forma de un cambio en la entalpía de acuerdo con los calores de formación conocidos como consecuencia de la ley de Hess (fórmula (1.17):
ΔN acerca de 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = = –187710 J.
ΔN acerca de 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.
El cambio en la energía interna se encuentra sobre la base de la ecuación (1.16):
ΔU acerca de 298 = ΔH acerca de 298 – Δ RT.
Para una reacción dada, cambios en el número de moles de sustancias gaseosas debido al paso de una reacción química Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K, entonces
Δ tu acerca de 298 \u003d -187710 - (-1) 8.314 298 \u003d -185232 J.
Cálculo de los efectos térmicos estándar de las reacciones químicas a partir de los calores estándar de combustión de las sustancias involucradas en la reacción
El calor estándar de combustión (entalpía de combustión) de una sustancia
llamado efecto térmico de la oxidación completa de 1 mol de una sustancia dada (a óxidos superiores o compuestos especialmente indicados) con oxígeno, siempre que las sustancias inicial y final tengan una temperatura estándar. Entalpías estándar de combustión de sustancias 
(kJ/mol) se dan en libros de referencia. Al utilizar el valor de referencia, es necesario prestar atención al signo de la entalpía de la reacción de combustión, que siempre es exotérmica ( Δ
H
<0), а в таблицах указаны величины
.
Las entalpías de combustión de óxidos superiores (por ejemplo, agua y dióxido de carbono) son 0.
Consecuencia de la ley de Hess en el cálculo de los efectos térmicos de las reacciones químicas a partir del calor de combustión : el efecto térmico estándar de una reacción química es igual a la diferencia entre los calores de combustión de las sustancias de partida y los calores de combustión de los productos de reacción, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos (número de moles) de los reactivos:
C 2 H 4 + H 2 O= C 2 H 5 ES ÉL.
La termoquímica estudia los efectos térmicos de las reacciones químicas. En muchos casos, estas reacciones proceden a volumen constante o presión constante. De la primera ley de la termodinámica se sigue que, en estas condiciones, el calor es una función de estado. A volumen constante, el calor es igual al cambio en la energía interna:
y a presión constante - un cambio en la entalpía:
Estas igualdades, cuando se aplican a las reacciones químicas, son la esencia de ley de Hess:
El efecto térmico de una reacción química que se desarrolla a presión constante o volumen constante no depende de la ruta de reacción, sino que está determinado únicamente por el estado de los reactivos y productos de reacción.
En otras palabras, el efecto térmico de una reacción química es igual al cambio en la función de estado.
En termoquímica, a diferencia de otras aplicaciones de la termodinámica, el calor se considera positivo si se libera en medioambiente, es decir. Si H < 0 или tu
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение H(que se llama simplemente "entalpía de reacción") o tu reacciones
Si la reacción transcurre en solución o en fase sólida, donde el cambio de volumen es despreciable, entonces
H = tu + (pV) tu. (3.3)
Si los gases ideales participan en la reacción, entonces a una temperatura constante
H = tu + (pV) = tu+ n. RT, (3.4)
donde n es el cambio en el número de moles de gases en la reacción.
Para facilitar la comparación de las entalpías de diferentes reacciones, se utiliza el concepto de "estado estándar". El estado estándar es el estado de una sustancia pura a una presión de 1 bar (= 10 5 Pa) y una temperatura dada. Para los gases, este es un estado hipotético a una presión de 1 bar, que tiene las propiedades de un gas infinitamente enrarecido. La entalpía de reacción entre sustancias en estados estándar a una temperatura T, denota ( r significa "reacción"). En las ecuaciones termoquímicas no sólo se indican las fórmulas de las sustancias, sino también sus estados agregados o modificaciones cristalinas.
De la ley de Hess se derivan importantes consecuencias, que hacen posible calcular las entalpías de las reacciones químicas.
Consecuencia 1.
es igual a la diferencia entre las entalpías estándar de formación de los productos de reacción y los reactivos (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos):
Entalpía estándar (calor) de formación de una sustancia (F significa "formación") a una temperatura dada es la entalpía de la reacción de formación de un mol de esta sustancia de los elementos en el estado estándar más estable. De acuerdo con esta definición, la entalpía de formación de las sustancias simples más estables en el estado estándar es 0 a cualquier temperatura. Las entalpías estándar de formación de sustancias a una temperatura de 298 K se dan en libros de referencia.
Los conceptos de "entalpía de formación" se utilizan no solo para sustancias ordinarias, sino también para iones en solución. En este caso, se toma como punto de referencia el ion H+, para el cual se supone que la entalpía estándar de formación en una solución acuosa es igual a cero: 
consecuencia 2. Entalpía estándar de una reacción química
es igual a la diferencia entre las entalpías de combustión de los reactivos y los productos de reacción (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos):
(C significa "combustión"). La entalpía estándar (calor) de combustión de una sustancia se denomina entalpía de la reacción de oxidación completa de un mol de una sustancia. Esta consecuencia se suele utilizar para calcular los efectos térmicos de las reacciones orgánicas.
Consecuencia 3. La entalpía de una reacción química es igual a la diferencia entre las energías de los enlaces químicos rotos y formados.
Por energía de enlace A-B nombre la energía requerida para romper el enlace y diluir las partículas resultantes a una distancia infinita:
AB (r) A (r) + B (r) .
La energía de enlace es siempre positiva.
La mayoría de los datos termoquímicos en los manuales se dan a una temperatura de 298 K. Para calcular los efectos térmicos a otras temperaturas, utilice Ecuación de Kirchhoff:
(forma diferencial) (3.7)
(forma integral) (3.8)
donde CP es la diferencia entre las capacidades caloríficas isobáricas de los productos de reacción y los materiales de partida. si la diferencia T 2 - T 1 es pequeño, entonces puedes aceptar CP= constante Con una gran diferencia de temperatura, es necesario utilizar la dependencia de la temperatura CP(T) tipo:
donde coeficientes un, b, C etc. para sustancias individuales, se toman del libro de referencia y el signo indica la diferencia entre productos y reactivos (teniendo en cuenta los coeficientes).
EJEMPLOS
Ejemplo 3-1. Las entalpías estándar de formación de agua líquida y gaseosa a 298 K son -285,8 y -241,8 kJ/mol, respectivamente. Calcule la entalpía de vaporización del agua a esta temperatura.
Decisión. Las entalpías de formación corresponden a las siguientes reacciones:
H 2 (g) + SO 2 (g) \u003d H 2 O (g), H 1 0 = -285.8;
H 2 (g) + SO 2 (g) \u003d H 2 O (g), H 2 0 = -241.8.
La segunda reacción se puede llevar a cabo en dos etapas: primero, quemar el hidrógeno para formar agua líquida de acuerdo con la primera reacción, y luego evaporar el agua:
H 2 O (g) \u003d H 2 O (g), H 0 español = ?
Entonces, de acuerdo con la ley de Hess,
H 1 0 + H 0 español = H 2 0 ,
donde H 0 español \u003d -241.8 - (-285.8) \u003d 44.0 kJ / mol.
Responder. 44,0 kJ/mol.
Ejemplo 3-2. Calcular la entalpía de reacción.
6C (g) + 6H (g) \u003d C 6 H 6 (g)
a) según las entalpías de formación; b) por energías de enlace, asumiendo que los dobles enlaces en la molécula C 6 H 6 están fijos.
Decisión. a) Las entalpías de formación (en kJ/mol) se encuentran en el manual (p. ej., P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5.ª edición, pp. C9-C15): fH 0 (C 6 H 6 (g)) = 82.93, fH 0 (C (g)) = 716,68, fH 0 (H(g)) = 217,97. La entalpía de reacción es:
Rh 0 \u003d 82.93 - 6 716.68 - 6 217.97 \u003d -5525 kJ / mol.
b) En esta reacción enlaces químicos no romper, sino sólo formar. En la aproximación del doble enlace fijo, una molécula C 6 H 6 contiene 6 enlaces C-H, 3 enlaces C-C y 3 enlaces C=C. Energías de enlace (en kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5.ª edición, p. C7): mi(C-H) = 412, mi(C-C) = 348, mi(C=C) = 612. La entalpía de reacción es:
Rh 0 \u003d - (6 412 + 3 348 + 3 612) \u003d -5352 kJ / mol.
La diferencia con el resultado exacto de -5525 kJ/mol se debe a que en la molécula de benceno no existen enlaces simples C-C ni enlaces dobles C=C, pero sí 6 enlaces aromáticos C-C.
Responder. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.
Ejemplo 3-3. Usando los datos de referencia, calcule la entalpía de reacción
3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
Decisión. La ecuación de reacción iónica abreviada es:
3Cu (tv) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) \u003d 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).
Según la ley de Hess, la entalpía de reacción es:
Rh 0 = 4fH 0 (H 2 O (l)) + 2 fH 0 (NO(g)) + 3 fH 0 (Cu 2+ (ac)) - 2 fH 0 (NO 3 - (aq))
(las entalpías de formación del cobre y del ion H+ son, por definición, 0). Sustituyendo las entalpías de formación (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15), encontramos:
Rh 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ
(basado en tres moles de cobre).
Responder. -358,4 kJ.
Ejemplo 3-4. Calcular la entalpía de combustión del metano a 1000 K si se dan las entalpías de formación a 298 K: fH 0 (CH 4) \u003d -17.9 kcal / mol, fH 0 (CO 2 ) \u003d -94.1 kcal / mol, fH 0 (H 2 O (g)) = -57,8 kcal/mol. Las capacidades caloríficas de los gases (en cal/(mol. K)) en el rango de 298 a 1000 K son:
Cp (CH4) = 3,422 + 0,0178. T, CP(O2) = 6,095 + 0,0033. T,
C p (CO 2) \u003d 6.396 + 0.0102. T, CP(H2O (g)) = 7,188 + 0,0024. T.
Decisión. Entalpía de la reacción de combustión del metano.
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
a 298 K es:
94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.
Encontremos la diferencia en las capacidades caloríficas en función de la temperatura:
CP = CP(CO2) + 2 CP(H2O (g)) - CP(Canal 4) - 2 CP(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal/(mol. K)).
Calculamos la entalpía de reacción a 1000 K usando la ecuación de Kirchhoff:
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0.0094 (1000 2 -298 2) / 2 \u003d -192500 cal / mol.
Responder. -192,5 kcal/mol.
TAREAS
3-1. ¿Cuánto calor se requiere para transferir 500 g de Al (pf 658 o C, H 0 pl \u003d 92.4 cal / g), tomado en temperatura ambiente, en un estado fundido, si CP(Al TV) \u003d 0.183 + 1.096 10 -4 T cal/(gK)?
3-2. La entalpía estándar de la reacción CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), que se desarrolla en un recipiente abierto a una temperatura de 1000 K, es de 169 kJ / mol. ¿Cuál es el calor de esta reacción, procediendo a la misma temperatura, pero en un recipiente cerrado?
3-3. Calcule la energía interna estándar de formación de benceno líquido a 298 K si la entalpía estándar de su formación es 49,0 kJ/mol.
3-4. Calcular la entalpía de formación de N 2 O 5 (g) a T= 298 K en base a los siguientes datos:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g), H 1 0 \u003d -114.2 kJ / mol,
4NO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2N 2 O 5 (g), H 2 0 \u003d -110.2 kJ / mol,
N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.
3-5. Las entalpías de combustión de -glucosa, -fructosa y sacarosa a 25°C son -2802,
-2810 y -5644 kJ/mol, respectivamente. Calcular el calor de hidrólisis de la sacarosa.
3-6. Determine la entalpía de formación de diborano B 2 H 6 (g) en T= 298 K a partir de los siguientes datos:
B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), H 1 0 \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,
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) \u003d H 2 O (g), H 3 0 \u003d -241,8 kJ / mol.
3-7. Calcule el calor de formación del sulfato de zinc a partir de sustancias simples a T= 298 K basado en los siguientes datos.
Así como una de las características físicas de una persona es la fuerza física, la característica más importante de cualquier enlace químico es la fuerza del enlace, es decir. su energía
Recuerde que la energía de un enlace químico es la energía que se libera durante la formación de un enlace químico o la energía que debe gastarse para destruir este enlace.
En general, una reacción química es la transformación de una sustancia en otra. En consecuencia, en el curso de una reacción química, se rompen algunos enlaces y se forman otros, es decir, conversión de energía.
La ley fundamental de la física dice que la energía no surge de la nada y no desaparece sin dejar rastro, sino que solo pasa de una forma a otra. Debido a su universalidad, este principio obviamente se aplica a una reacción química.
Efecto térmico de una reacción química. llama la cantidad de calor
liberado (o absorbido) durante la reacción y referido a 1 mol de la sustancia reaccionada (o formada).
El efecto térmico se denota con la letra Q y generalmente se mide en kJ/mol o kcal/mol.
Si la reacción se produce con liberación de calor (Q > 0), se denomina exotérmica, y si con absorción de calor (Q< 0) – эндотермической.
Si representamos esquemáticamente el perfil de energía de la reacción, entonces, para las reacciones endotérmicas, los productos tienen mayor energía que los reactivos, y para las reacciones exotérmicas, por el contrario, los productos de reacción tienen una energía más baja (más estable) que los reactivos. .
Está claro que cuanto más reacciona la sustancia, más gran cantidad se liberará (o absorberá) energía, es decir, el efecto térmico es directamente proporcional a la cantidad de sustancia. Por lo tanto, la atribución efecto térmico a 1 mol de una sustancia se debe a nuestro deseo de comparar los efectos térmicos de varias reacciones entre sí.
Tema 6. Termoquímica. Efecto térmico de una reacción química Ejemplo 1 . Durante la reducción de 8,0 g de óxido de cobre (II) con hidrógeno, se formaron cobre metálico y vapor de agua y se liberaron 7,9 kJ de calor. Calcule el efecto térmico de la reacción de reducción del óxido de cobre (II).
Decisión . Ecuación de reacción CuO (sólido) + H2 (g) = Cu (sólido) + H2 O (g) + Q (*)
Hagamos una proporción para la reducción de 0.1 mol - se libera 7.9 kJ; para la restauración de 1 mol - se libera x kJ
Donde x = + 79 kJ/mol. La ecuación (*) se convierte en
CuO (sólido) + H2 (g) = Cu (sólido) + H2 O (g) +79 kJ
Ecuación termoquímica es una ecuación para una reacción química que contiene estado de agregación componentes de la mezcla de reacción (reactivos y productos) y el efecto térmico de la reacción.
Entonces, para derretir hielo o evaporar agua, se requiere gastar ciertas cantidades de calor, mientras que cuando el agua líquida se congela o el vapor de agua se condensa, se libera la misma cantidad de calor. Por eso tenemos frío cuando salimos del agua (la evaporación del agua de la superficie del cuerpo requiere energía), y la sudoración es biológica. mecanismo de defensa por sobrecalentamiento del cuerpo. Por el contrario, el congelador congela el agua y calienta la habitación circundante, dándole un exceso de calor.
Este ejemplo muestra los efectos térmicos de un cambio en el estado de agregación del agua. Calor de fusión (a 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (física), o Qpl. \u003d - 6,02 kJ / mol (química), calor de evaporación (vaporización) (a 100o C) q \u003d 2,26 × 106 J / kg (física) o Qisp. \u003d - 40,68 kJ / mol (química).
derritiendo
evaporación |
|||||
módulo 298.
Tema 6. Termoquímica. El efecto térmico de una reacción química Por supuesto, los procesos de sublimación son posibles cuando un sólido
pasa a la fase gaseosa, evitando estado liquido y procesos inversos de deposición (cristalización) a partir de la fase gaseosa, para ellos también es posible calcular o medir el efecto térmico.
Está claro que en toda sustancia existen enlaces químicos, por lo tanto, toda sustancia tiene una determinada cantidad de energía. Sin embargo, no todas las sustancias se pueden convertir entre sí mediante una sola reacción química. Por lo tanto, acordamos introducir un estado estándar.
estado estándar de la materia es el estado de agregación de una sustancia a una temperatura de 298 K y una presión de 1 atmósfera en la modificación alotrópica más estable en estas condiciones.
Condiciones estándar es una temperatura de 298 K y una presión de 1 atmósfera. Las condiciones estándar (estado estándar) se indican con el índice 0 .
El calor estándar de formación del compuesto. llamado efecto térmico de la reacción química de formación esta conexión de sustancias simples tomadas en su estado estándar. El calor de formación de un compuesto se denota con el símbolo Q 0 Para muchos compuestos, los calores estándar de formación se dan en libros de referencia de cantidades fisicoquímicas.
Los calores estándar de formación de sustancias simples son 0. Por ejemplo, Q0 arr.298 (O2, gas) = 0, Q0 arr.298 (C, sólido, grafito) = 0.
Por ejemplo . Escriba la ecuación termoquímica para la formación de sulfato de cobre (II). Del libro de referencia Q0 arreglo 298 (CuSO4 ) = 770 kJ/mol.
Cu (s.) + S (s.) + 2O2 (g.) = CuSO4 (s.) + 770 kJ.
Nota: la ecuación termoquímica se puede escribir para cualquier sustancia, sin embargo, se debe entender que en vida real la reacción ocurre de una manera completamente diferente: a partir de los reactivos enumerados, se forman óxidos de cobre (II) y azufre (IV) cuando se calientan, pero no se forma sulfato de cobre (II). Una conclusión importante: la ecuación termoquímica es un modelo que permite cálculos, está en buen acuerdo con otros datos termoquímicos, pero no resiste pruebas prácticas (es decir, no puede predecir correctamente la posibilidad o imposibilidad de una reacción).
(B j ) - ∑ a i × Q arr 0 ,298 i
Tema 6. Termoquímica. Efecto térmico de una reacción química.
Aclaración . Para no confundirlo, agregaré de inmediato que la termodinámica química puede predecir la posibilidad / imposibilidad de una reacción, sin embargo, esto requiere "herramientas" más serias que van más allá curso escolar química. La ecuación termoquímica en comparación con estos métodos es el primer paso en el contexto de la pirámide de Keops: uno no puede prescindir de él, pero no puede elevarse alto.
Ejemplo 2 . Calcular el efecto térmico de la condensación de agua con una masa de 5,8 g Solución. El proceso de condensación se describe mediante la ecuación termoquímica H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q - la condensación suele ser un proceso exotérmico El calor de condensación del agua a 25o C es 37 kJ/mol (libro de referencia).
Por lo tanto, Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
En el siglo XIX, el químico ruso Hess, que estudió los efectos térmicos de las reacciones, estableció experimentalmente la ley de conservación de la energía en relación con las reacciones químicas: la ley de Hess.
El efecto térmico de una reacción química no depende de la trayectoria del proceso y está determinado únicamente por la diferencia entre los estados final e inicial.
Desde el punto de vista de la química y las matemáticas, esta ley significa que somos libres de elegir cualquier “trayectoria de cálculo” para calcular el proceso, porque el resultado no depende de ella. Por esta razón, la muy importante ley de Hesse tiene un increíblemente importante corolario de la ley de Hess.
El efecto térmico de una reacción química es igual a la suma de los calores de formación de los productos de reacción menos la suma de los calores de formación de los reactivos (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos).
Desde el punto de vista del sentido común, esta consecuencia corresponde a un proceso en el que todos los reactivos se convirtieron primero en sustancias simples, que luego se ensamblaron de una nueva forma, de modo que se obtuvieron los productos de reacción.
En forma de ecuación, la consecuencia de la ley de Hess se parece a esta ecuación de reacción: a 1 A 1 + a 2 A 2 + ... + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ... b
En este caso, a i y b j son coeficientes estequiométricos, A i son reactivos, B j son productos de reacción.
Entonces la consecuencia de la ley de Hess tiene la forma Q = ∑ b j × Q arr 0 .298
k Bk + Q
(A yo)
Tema 6. Termoquímica. El efecto térmico de una reacción química Dado que los calores estándar de formación de muchas sustancias
a) se resumen en tablas especiales o b) se pueden determinar experimentalmente, entonces es posible predecir (calcular) el efecto térmico de muy un número grande reacciones con un alto grado de precisión.
Ejemplo 3 . (Consecuencia de la ley de Hess). Calcule el efecto térmico del reformado con vapor de metano que ocurre en la fase gaseosa en condiciones estándar:
CH4 (g) + H2 O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Determine si esta reacción es exotérmica o endotérmica.
Solución: Consecuencia de la Ley de Hess
q = 3 q0 | D ) +Q 0 | (CO ,g ) −Q 0 | D ) −Q 0 | O , d ) - en vista general. |
|||||
mod, 298 | mod, 298 | mod, 298 | mod, 298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H 2, g) \u003d 0 | Una sustancia simple en su estado estándar. |
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Del libro de referencia encontramos los calores de formación de los componentes restantes de la mezcla.
O,g) = 241,8 | (CO,g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
mod, 298 | mod, 298 | mod, 298 | |||||||||
Introduciendo los valores en la ecuación
Q \u003d 0 + 110.5 - 74.6 - 241.8 \u003d -205.9 kJ / mol, la reacción es fuertemente endotérmica.
Respuesta: Q \u003d -205.9 kJ / mol, endotérmico
Ejemplo 4. (Aplicación de la ley de Hess). Calores de reacción conocidos
C (sólido) + ½ O (g) \u003d CO (g) + 110.5 kJ
C (s.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393.5 kJ Hallar el efecto calorífico de la reacción 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Solución Multiplicamos el primero y segundas ecuaciones en 2
2C (s.) + O2 (g.) \u003d 2CO (g.) + 221 kJ 2C (s.) + 2O2 (g.) \u003d 2CO2 (g.) + 787 kJ
Resta la primera de la segunda ecuación.
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Respuesta: 566 kJ/mol.
Nota: Al estudiar termoquímica, consideramos una reacción química desde el exterior (fuera). En contraste, la termodinámica química es la ciencia del comportamiento. sistemas químicos- considera el sistema desde el interior y opera con el concepto de "entalpía" H como la energía térmica del sistema. entalpía, entonces
Tema 6. Termoquímica. El efecto térmico de una reacción química tiene el mismo significado que la cantidad de calor, pero tiene signo opuesto: si se libera energía del sistema, el entorno la recibe y se calienta, y el sistema pierde energía.
Literatura:
1. libro de texto, V.V. Eremin, NE Kuzmenko y otros, Química grado 9, párrafo 19,
2. Ayuda para enseñar"Fundamentos de Química General" Parte 1.
Compilado por S.G. Baram, IN Mironov. - ¡Llevatelo! para el proximo seminario
3. AV Manuelov. Fundamentos de la química. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Efecto térmico de una reacción química. Leyes básicas de la termoquímica.
§9.2** Termoquímica (continuación). El calor de formación de la materia a partir de los elementos.
Entalpía estándar de formación.
¡Atención!
Estamos pasando a resolver problemas computacionales, por lo tanto, de ahora en adelante, una calculadora es deseable para los seminarios de química.
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Como resultado del estudio de este tema, aprenderá:
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Preguntas de estudio: |
6.1. Energía de los procesos químicos
6.1.1. Energía interna y entalpía
En todo proceso se cumple la ley de conservación de la energía:
Q = ∆U + A.
Esta igualdad significa que si se suministra calor Q al sistema, entonces se gasta en cambiar la energía interna Δ U y en realizar el trabajo A.
Energía interna sistema es su reserva total, incluyendo la energía de traslación y movimiento rotatorio moléculas, la energía de movimiento de los electrones en los átomos, la energía de interacción de núcleos con electrones, núcleos con núcleos, etc., es decir, todos los tipos de energía excepto la cinética y la energía potencial sistemas en su conjunto.
El trabajo realizado por el sistema durante la transición del estado 1, caracterizado por el volumen V 1, al estado 2 (volumen V 2) a presión constante (trabajo de expansión), es igual a:
A \u003d p (V 2 - V 1).
A presión constante (r=const), teniendo en cuenta la expresión del trabajo de dilatación, la ley de conservación de la energía se escribirá de la siguiente manera:
Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
La suma de la energía interna de un sistema y el producto de su volumen y presión se llama entalpía H:
En la medida en valor exacto se desconoce la energía interna del sistema, tampoco se pueden obtener los valores absolutos de las entalpías. tienen valor científico y uso práctico encontrar cambios en las entalpías Δ N.
La energía interna U y la entalpía H son funciones de estado sistemas Las funciones de estado son tales características del sistema, cuyos cambios están determinados solo por el estado final e inicial del sistema, es decir. son independientes de la ruta del proceso.
6.1.2. Procesos exo y endotérmicos
El flujo de las reacciones químicas va acompañado de la absorción o liberación de calor. exotérmico llamada reacción que procede con la liberación de calor en el medio ambiente, y endotérmico- con la absorción de calor del ambiente.
Muchos procesos en la industria y en la práctica de laboratorio se desarrollan a presión y temperatura constantes (T=const, p=const). La característica energética de estos procesos es el cambio de entalpía:
Q P \u003d -Δ N.
Para procesos que ocurren a volumen y temperatura constantes (T=const, V=const) Q V =-Δ U.
Para reacciones exotérmicas Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Por ejemplo,
N 2 (g) + SO 2 (g) \u003d N 2 O (g); ΔН 298 = +82kJ,
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔN 298 = -802kJ.
Ecuaciones Químicas, que además indican el efecto térmico de la reacción (el valor del proceso DH), así como el estado de agregación de las sustancias y la temperatura, se denominan termoquimica ecuaciones
En las ecuaciones termoquímicas, se observan el estado de fase y las modificaciones alotrópicas de los reactivos y las sustancias formadas: d - gaseoso, g - líquido, k - cristalino; S (rombo), S (monóculo), C (grafito), C (diamante), etc.
6.1.3. Termoquímica; ley de Hess
Fenómenos energéticos que acompañan a los estudios de procesos físicos y químicos. termoquímica. La ley básica de la termoquímica es la ley formulada por el científico ruso G.I. Hess en 1840.
Ley de Hess: el cambio en la entalpía del proceso depende del tipo y estado de los materiales de partida y productos de reacción, pero no depende de la ruta del proceso.
revisando efectos termoquímicos a menudo, en lugar del concepto de “cambio en la entalpía del proceso”, se utiliza la expresión “entalpía del proceso”, entendiendo por este concepto el valor de Δ H. Es incorrecto utilizar el concepto de “efecto térmico de el proceso” al formular la ley de Hess, ya que el valor Q en general no es una función de estado. Como se mencionó anteriormente, solo a una presión constante Q P =-Δ N (a un volumen constante Q V =-Δ U).
Entonces, la formación de PCl 5 puede considerarse como el resultado de la interacción de sustancias simples:
P (c, blanco) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); ΔH 1,
o como resultado de un proceso que se desarrolla en varias etapas:
P (k, blanco) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); ΔH2,
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (c); ΔH 3,
o en total:
P (c, blanco) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Entalpías de formación de sustancias.
La entalpía de formación es la entalpía del proceso de formación de una sustancia en un determinado estado de agregación a partir de sustancias simples que se encuentran en modificaciones estables. La entalpía de formación de sulfato de sodio, por ejemplo, es la entalpía de reacción:
2Na (c) + S (rombo) + 2O 2 (g) \u003d Na 2 SO 4 (c).
La entalpía de formación de las sustancias simples es cero.
Dado que el efecto térmico de una reacción depende del estado de las sustancias, la temperatura y la presión, se acordó utilizar en los cálculos termoquímicos entalpías estándar de formación son las entalpías de formación de sustancias que se encuentran a una temperatura dada en condición estándar. Como estado estándar para sustancias en estado condensado, se toma el estado real de la sustancia a una temperatura y presión dadas de 101.325 kPa (1 atm). Los libros de referencia suelen dar las entalpías estándar de formación de sustancias a una temperatura de 25 o C (298 K), referidas a 1 mol de sustancia (Δ H f o 298). En la tabla se dan las entalpías estándar de formación de algunas sustancias a T=298K. 6.1.
Tabla 6.1.
Entalpías estándar de formación (Δ H f o 298) de algunas sustancias
Sustancia |
Δ H f o 298, kJ/mol |
Sustancia |
Δ H f o 298, kJ/mol |
Las entalpías estándar de formación para la mayoría de las sustancias complejas son valores negativos. Para un pequeño número de sustancias inestables, Δ H f o 298 > 0. Tales sustancias, en particular, incluyen el óxido nítrico (II) y el óxido nítrico (IV), Tabla 6.1.
6.1.5. Cálculo de efectos térmicos de reacciones químicas.
Para calcular las entalpías de procesos se utiliza una consecuencia de la ley de Hess: la entalpía de reacción es igual a la suma de las entalpías de formación de los productos de reacción menos la suma de las entalpías de formación de las sustancias de partida, teniendo en cuenta coeficientes estequiométricos.
Calcular la entalpía de descomposición del carbonato de calcio. El proceso se describe mediante la siguiente ecuación:
CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (g).
La entalpía de esta reacción será igual a la suma de las entalpías de formación de óxido de calcio y dióxido de carbono menos la entalpía de formación de carbonato de calcio:
Δ H o 298 \u003d Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).
Utilizando los datos de la Tabla 6.1. obtenemos:
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
De los datos obtenidos se deduce que la reacción considerada es endotérmica, es decir, procede con la absorción de calor.
CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)
Acompañado por la liberación de calor. Su entalpía será igual a
Δ H o 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. La velocidad de las reacciones químicas.
6.2.1. El concepto de velocidad de reacción.
La rama de la química que se ocupa de la velocidad y los mecanismos de las reacciones químicas se llama cinética química. Uno de los conceptos clave en la cinética química es la velocidad de una reacción química.
La velocidad de una reacción química está determinada por el cambio en la concentración de las sustancias que reaccionan por unidad de tiempo a un volumen constante del sistema.
Considere el siguiente proceso:
Deje que en algún momento t 1 la concentración de la sustancia A sea igual al valor c 1, y en el momento t 2 - el valor c 2 . Durante un período de tiempo de t 1 a t 2, el cambio en la concentración será Δ c \u003d c 2 - c 1. velocidad media reacción es:
Se pone el signo menos porque a medida que avanza la reacción (Δ t > 0), la concentración de la sustancia disminuye (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
La velocidad de una reacción química depende de la naturaleza de los reactivos y de las condiciones de reacción: concentración, temperatura, presencia de un catalizador, presión (para reacciones con gases) y algunos otros factores. En particular, con un aumento en el área de contacto de las sustancias, aumenta la velocidad de reacción. La velocidad de reacción también aumenta con un aumento en la velocidad de agitación de los reactivos.
Valor numérico La velocidad de reacción también depende del componente que se utilice para calcular la velocidad de reacción. Por ejemplo, la velocidad del proceso.
H 2 + yo 2 \u003d 2HI,
calculada a partir del cambio en la concentración de HI es el doble de la velocidad de reacción calculada a partir del cambio en la concentración de los reactivos H 2 o I 2 .
6.2.2. Dependencia de la velocidad de reacción de la concentración; orden y molecularidad de la reacción
La ley básica de la cinética química es ley de acción de masas- establece la dependencia de la velocidad de reacción con la concentración de los reactivos.
La velocidad de reacción es proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos.. Para una reacción escrita en forma general como
aA + bB = cC + dD,
la dependencia de la velocidad de reacción de la concentración tiene la forma:
v = k [A] α [B] β .
En esta ecuación cinética, k es el factor de proporcionalidad, llamado tarifa constante; [A] y [B] son las concentraciones de las sustancias A y B. La constante de velocidad de reacción k depende de la naturaleza de las sustancias que reaccionan y de la temperatura, pero no depende de sus concentraciones. Los coeficientes α y β se encuentran a partir de datos experimentales.
La suma de los exponentes en las ecuaciones cinéticas se llama el total en orden reacciones también hay pedido privado reacciones en uno de los componentes. Por ejemplo, para la reacción
H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1
La ecuación cinética se ve así:
v = k 1/2,
aquellas. orden general es igual a 1.5 y los órdenes de reacción para los componentes H 2 y C1 2 son iguales a 1 y 0.5, respectivamente.
Molecularidad La reacción está determinada por el número de partículas, cuya colisión simultánea es el acto elemental de la interacción química. Acto elemental (etapa elemental)- un solo acto de interacción o transformación de partículas (moléculas, iones, radicales) en otras partículas. Para las reacciones elementales, la molecularidad y el orden de la reacción son los mismos. Si el proceso es de varias etapas y, por lo tanto, la ecuación de reacción no revela el mecanismo del proceso, el orden de la reacción no coincide con su molecularidad.
reacciones químicas subdividido en simple (etapa única) y complejo, procediendo en varias etapas.
reacción monomolecular es una reacción en la que el acto elemental es una transformación química de una molécula. Por ejemplo:
CH 3 CHO (g) \u003d CH 4 (g) + CO (g).
reacción bimolecular- una reacción en la que el acto elemental se lleva a cabo cuando dos partículas chocan. Por ejemplo:
H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2 HI (g).
reacción trimolecular- una reacción simple, cuyo acto elemental se lleva a cabo con la colisión simultánea de tres moléculas. Por ejemplo:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2 NO 2 (g).
Se ha establecido que la colisión simultánea de más de tres moléculas, dando lugar a la formación de productos de reacción, es prácticamente imposible.
La ley de acción de masas no se aplica a las reacciones que involucran sólidos, ya que sus concentraciones son constantes y reaccionan solo en la superficie. La velocidad de tales reacciones depende del tamaño de la superficie de contacto entre los reactivos.
6.2.3. Dependencia de la temperatura de la velocidad de reacción
La velocidad de las reacciones químicas aumenta con el aumento de la temperatura. Este aumento se debe a un aumento energía cinética moléculas. En 1884, el químico holandés van't Hoff formuló la regla: por cada 10 grados de aumento en la temperatura, la velocidad de las reacciones químicas aumenta de 2 a 4 veces.
La regla de Van't Hoff se escribe como:
,
donde V t 1 y V t 2 son las velocidades de reacción a las temperaturas t 1 y t 2 ; γ - coeficiente de temperatura de la velocidad, igual a 2 - 4.
La regla de van't Hoff se utiliza para aproximar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción. En 1889, el científico sueco S. Arrhenius propuso una ecuación más precisa que describe la dependencia de la constante de velocidad de reacción con la temperatura:
.
En la ecuación de Arrhenius, A es una constante, E es la energía de activación (J/mol); T es la temperatura, K.
Según Arrhenius, no todas las colisiones de moléculas conducen a transformaciones químicas. Solo las moléculas con un exceso de energía pueden reaccionar. Este exceso de energía que deben tener las partículas que chocan para que ocurra una reacción entre ellas se llama energía de activación.
6.3. El concepto de catálisis y catalizadores.
Un catalizador es una sustancia que cambia la velocidad de una reacción química pero permanece químicamente sin cambios al final de la reacción.
Algunos catalizadores aceleran la reacción, mientras que otros, llamados inhibidores, despacio. Por ejemplo, agregar una pequeña cantidad de MnO 2 como catalizador al peróxido de hidrógeno H2O2 provoca una descomposición rápida:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
En presencia de pequeñas cantidades de ácido sulfúrico, se observa una disminución en la velocidad de descomposición de H 2 O 2. En esta reacción, el ácido sulfúrico actúa como inhibidor.
Dependiendo de si el catalizador está en la misma fase que los reactivos o forma una fase independiente, hay homogéneo y catálisis heterogénea.
catálisis homogénea
En el caso de la catálisis homogénea, los reactivos y el catalizador están en la misma fase, por ejemplo, gaseosa. El mecanismo de acción del catalizador se basa en el hecho de que interactúa con los reactivos para formar compuestos intermedios.
Considere el mecanismo de acción del catalizador. En ausencia de un catalizador, la reacción
Fluye muy lentamente. El catalizador forma con los materiales de partida (por ejemplo, con la sustancia B) un producto intermedio reactivo:
que reacciona vigorosamente con otro material de partida para formar el producto de reacción final:
VK + A \u003d AB + K.
La catálisis homogénea tiene lugar, por ejemplo, en el proceso de oxidación del óxido de azufre (IV) a óxido de azufre (VI), que se produce en presencia de óxidos de nitrógeno.
reacción homogénea
2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3
en ausencia de un catalizador es muy lento. Pero cuando se introduce un catalizador (NO), se forma un compuesto intermedio (NO2):
O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,
que oxida fácilmente el SO 2:
NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.
La energía de activación de este último proceso es muy pequeña, por lo que la reacción procede con alta velocidad. Así, la acción de los catalizadores se reduce a una disminución de la energía de activación de la reacción.
catálisis heterogénea
En la catálisis heterogénea, el catalizador y los reactivos se encuentran en diferentes fases. El catalizador suele estar en estado sólido y los reactivos en estado líquido o gaseoso. En la catálisis heterogénea, la aceleración del proceso suele estar asociada al efecto catalítico de la superficie del catalizador.
Los catalizadores difieren en selectividad (selectividad) de acción. Así, por ejemplo, en presencia de un catalizador de óxido de aluminio Al 2 O 3 a 300 o C, se obtiene agua y etileno a partir de alcohol etílico:
C 2 H 5 OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
A la misma temperatura, pero en presencia de cobre Cu como catalizador, se deshidrogena el alcohol etílico:
C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2.
Pequeñas cantidades de ciertas sustancias reducen o incluso destruyen por completo la actividad de los catalizadores (envenenamiento por catalizadores). Tales sustancias se llaman venenos catalíticos. Por ejemplo, el oxígeno provoca un envenenamiento reversible del catalizador de hierro en la síntesis de NH 3 . La actividad del catalizador se puede restaurar pasando una mezcla nueva de nitrógeno e hidrógeno purificada a partir de oxígeno. El azufre provoca un envenenamiento irreversible del catalizador en la síntesis de NH 3 . Su actividad ya no puede restaurarse pasando una mezcla nueva de N 2 + H 2 .
Las sustancias que potencian la acción de los catalizadores se denominan promotores, o activadores(La promoción de catalizadores de platino, por ejemplo, se lleva a cabo mediante la adición de hierro o aluminio).
El mecanismo de la catálisis heterogénea es más complejo. Para explicarlo, se utiliza la teoría de adsorción de la catálisis. La superficie del catalizador es heterogénea, por lo que presenta los denominados centros activos. Las sustancias que reaccionan se adsorben en los sitios activos. Este último proceso provoca el acercamiento de las moléculas reaccionantes y un aumento de su actividad química, ya que se debilita el enlace entre los átomos de las moléculas adsorbidas, aumenta la distancia entre los átomos.
Por otro lado, se cree que el efecto acelerador de un catalizador en la catálisis heterogénea se debe a que los reactivos forman compuestos intermedios (como en el caso de la catálisis homogénea), lo que conduce a una disminución de la energía de activación.
6.4. Equilibrio químico
Reacciones irreversibles y reversibles.
Reacciones que proceden en una sola dirección y terminan transformación completa Las sustancias iniciales en sustancias finales se denominan irreversibles.
irreversible, es decir que proceden hasta el final son reacciones en las que
Las reacciones químicas que pueden ir en direcciones opuestas se llaman reversibles. Las reacciones reversibles típicas son las reacciones de síntesis de amoníaco y oxidación de óxido de azufre (IV) a óxido de azufre (VI):
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
Al escribir las ecuaciones de reacciones reversibles, en lugar del signo igual, coloque dos flechas que apunten en direcciones opuestas.
En las reacciones reversibles, la velocidad de la reacción directa en el momento inicial tiene un valor máximo, que disminuye a medida que disminuye la concentración de los reactivos iniciales. Por el contrario, la reacción inversa tiene inicialmente una velocidad mínima, que aumenta a medida que aumenta la concentración de los productos. Como resultado, llega un momento en que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y se establece el equilibrio químico en el sistema.
Equilibrio químico
El estado de un sistema de reactivos en el que la velocidad de la reacción directa se vuelve igual a la velocidad de la reacción inversa se denomina equilibrio químico.
El equilibrio químico también se llama equilibrio verdadero. Además de la igualdad de las velocidades de las reacciones directa e inversa, el verdadero equilibrio (químico) se caracteriza por las siguientes características:
- el estado del sistema es el mismo independientemente del lado por el que el sistema se acerque al equilibrio: por el lado de las sustancias iniciales o por el lado de los productos de reacción.
la inmutabilidad del estado del sistema es causada por el flujo de reacciones directas e inversas, es decir, el estado de equilibrio es dinámico;
el estado del sistema permanece sin cambios en el tiempo si no hay influencia externa en el sistema;
cualquier influencia externa provoca un cambio en el equilibrio del sistema; sin embargo, si se elimina la influencia externa, el sistema vuelve a su estado original;
debe distinguirse de la realidad equilibrio aparente. Entonces, por ejemplo, una mezcla de oxígeno e hidrógeno en un recipiente cerrado a temperatura ambiente puede almacenarse durante un tiempo arbitrariamente largo. Sin embargo, el inicio de la reacción (descarga eléctrica, radiación ultravioleta, aumento de temperatura) hace que la reacción de formación de agua se desarrolle de manera irreversible.
6.5. El principio de Le Chatelier
La influencia de los cambios en las condiciones externas sobre la posición de equilibrio está determinada por Principio de Le Châtel e (Francia, 1884): si se produce alguna influencia externa sobre un sistema en equilibrio, el equilibrio en el sistema se desplazará en la dirección de debilitar esta influencia.
El principio de Le Chatelier se aplica no solo a los procesos químicos, sino también a los físicos, como la ebullición, la cristalización, la disolución, etc.
Considere el impacto varios factores sobre el equilibrio químico usando el ejemplo de la reacción de síntesis de amoníaco:
N2+3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.
Efecto de la concentración sobre el equilibrio químico.
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, un aumento en la concentración de las sustancias iniciales desplaza el equilibrio hacia la formación de productos de reacción. Un aumento en la concentración de los productos de reacción desplaza el equilibrio hacia la formación de las sustancias de partida.
En el proceso de síntesis de amoníaco considerado anteriormente, la introducción de cantidades adicionales de N 2 o H 2 en el sistema de equilibrio provoca un cambio en el equilibrio en la dirección en que la concentración de estas sustancias disminuye, por lo tanto, el equilibrio se desplaza hacia la formación de NH3. El aumento de la concentración de amoníaco desplaza el equilibrio hacia los materiales de partida.
Un catalizador acelera las reacciones directa e inversa por igual, por lo que la introducción de un catalizador no afecta el equilibrio químico.
Efecto de la temperatura sobre el equilibrio químico
A medida que aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia una reacción endotérmica y, a medida que la temperatura disminuye, se desplaza hacia una reacción exotérmica.
El grado de cambio de equilibrio se determina valor absoluto efecto térmico: cuanto mayor sea el valor de Δ H de la reacción, mayor será el efecto de la temperatura.
En la reacción de síntesis de amoníaco que se está considerando, un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio hacia los materiales de partida.
Efecto de la presión sobre el equilibrio químico
Un cambio en la presión afecta el equilibrio químico con la participación de sustancias gaseosas. Según el principio de Le Chatelier, un aumento de la presión desplaza el equilibrio en la dirección de una reacción que procede con una disminución del volumen de las sustancias gaseosas, y una disminución de la presión desplaza el equilibrio en la dirección opuesta. La reacción de síntesis de amoníaco procede con una disminución en el volumen del sistema (hay cuatro volúmenes en el lado izquierdo de la ecuación y dos volúmenes en el lado derecho). Por tanto, un aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la formación de amoníaco. Una disminución de la presión cambiará el equilibrio a reverso. Si en la ecuación de reacción reversible el número de moléculas de sustancias gaseosas en las partes derecha e izquierda son iguales (la reacción continúa sin cambiar el volumen de sustancias gaseosas), entonces la presión no afecta la posición de equilibrio en este sistema.
Ejercicio 81.
Calcule la cantidad de calor que se liberará durante la reducción de Fe 2O3 aluminio metálico si se obtuvieron 335,1 g de hierro. Respuesta: 2543,1 kJ.
Decisión:
Ecuación de reacción:
\u003d (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ
Cálculo de la cantidad de calor que se libera al recibir 335,1 g de hierro, producimos a partir de la proporción:
(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847.7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,
donde 55.85 masa atomica glándula.
Responder: 2543,1 kJ.
Efecto térmico de la reacción.
Tarea 82.
El alcohol etílico gaseoso C2H5OH se puede obtener por la interacción del etileno C 2 H 4 (g) y el vapor de agua. Escriba la ecuación termoquímica de esta reacción, habiendo calculado previamente su efecto térmico. Respuesta: -45,76 kJ.
Decisión:
La ecuación de reacción es:
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) \u003d C2H 5 OH (g); = ?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se toman condicionalmente iguales a cero. Calcular el efecto térmico de la reacción, usando la consecuencia de la ley de Hess, obtenemos:
\u003d (C 2 H 5 OH) - [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] \u003d
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ
Ecuaciones de reacción en las que sobre símbolos compuestos químicos se indican sus estados de agregación o modificación cristalina, así como el valor numérico de los efectos térmicos, llamados termoquímicos. En las ecuaciones termoquímicas, a menos que se indique específicamente, los valores de los efectos térmicos a presión constante Q p se indican iguales al cambio en la entalpía del sistema. El valor generalmente se da en el lado derecho de la ecuación, separado por una coma o punto y coma. Se aceptan las siguientes abreviaturas para el estado agregado de la materia: GRAMO- gaseoso, bien- líquido, para
Si se libera calor como resultado de una reacción, entonces< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) \u003d C 2 H 5 OH (g); = - 45,76 kJ.
Responder:- 45,76 kJ.
Tarea 83.
Calcular el efecto térmico de la reacción de reducción del óxido de hierro (II) con hidrógeno, con base en las siguientes ecuaciones termoquímicas:
a) EEO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g); = -283,0 kJ;
c) H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ.
Respuesta: +27,99 kJ.
Decisión:
La ecuación de reacción para la reducción del óxido de hierro (II) con hidrógeno tiene la forma:
EeO (k) + H 2 (g) \u003d Fe (k) + H 2 O (g); = ?
\u003d (H2O) - [ (FeO)
El calor de formación del agua viene dado por la ecuación
H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ,
y el calor de formación del óxido de hierro (II) se puede calcular si la ecuación (a) se resta de la ecuación (b).
\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241.83 - [-283.o - (-13.18)] \u003d + 27.99 kJ.
Responder:+27,99 kJ.
Tarea 84.
Durante la interacción del sulfuro de hidrógeno gaseoso y el dióxido de carbono, se forman vapor de agua y disulfuro de carbono СS 2 (g). Escriba la ecuación termoquímica para esta reacción, calcule preliminarmente su efecto térmico. Respuesta: +65,43 kJ.
Decisión:
GRAMO- gaseoso, bien- líquido, para- cristalino. Estos símbolos se omiten si el estado agregado de las sustancias es obvio, por ejemplo, O 2, H 2, etc.
La ecuación de reacción es:
2H 2 S (g) + CO 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = ?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se toman condicionalmente iguales a cero. El efecto térmico de la reacción se puede calcular utilizando el corolario e de la ley de Hess:
\u003d (H 2 O) + (CS 2) - [(H 2 S) + (CO 2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.
2H 2 S (g) + CO 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = +65,43 kJ.
Responder:+65,43 kJ.
Ecuación de reacción termoquímica
Tarea 85.
Escriba la ecuación termoquímica para la reacción entre CO (g) e hidrógeno, como resultado de lo cual se forman CH 4 (g) y H 2 O (g). ¿Cuánto calor se liberará durante esta reacción si se obtienen 67,2 litros de metano en condiciones normales? Respuesta: 618,48 kJ.
Decisión:
Las ecuaciones de reacción en las que su estado de agregación o modificación cristalina, así como el valor numérico de los efectos térmicos, se indican cerca de los símbolos de los compuestos químicos, se denominan termoquímicas. En las ecuaciones termoquímicas, a menos que se indique específicamente, los valores de los efectos térmicos a presión constante Q p se indican iguales al cambio en la entalpía del sistema. El valor generalmente se da en el lado derecho de la ecuación, separado por una coma o punto y coma. Se aceptan las siguientes abreviaturas para el estado agregado de la materia: GRAMO- gaseoso, bien- algo para- cristalino. Estos símbolos se omiten si el estado agregado de las sustancias es obvio, por ejemplo, O 2, H 2, etc.
La ecuación de reacción es:
CO (g) + 3H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + H 2 O (g); = ?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se toman condicionalmente iguales a cero. El efecto térmico de la reacción se puede calcular utilizando el corolario e de la ley de Hess:
\u003d (H 2 O) + (CH 4) - (CO)];
\u003d (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) \u003d -206,16 kJ.
La ecuación termoquímica se verá como:
22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67.2 (-206.16) / 22?4 \u003d -618.48 kJ; Q = 618,48 kJ.
Responder: 618,48 kJ.
Calor de formación
Tarea 86.
El efecto térmico de la reacción es igual al calor de formación. Calcular el calor de formación de NO a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:
a) 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H 2 O (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) \u003d 2N 2 (g) + 6H 2 O (g); = -1530,28 kJ
Respuesta: 90,37 kJ.
Decisión:
El calor estándar de formación es igual al calor de formación de 1 mol de esta sustancia a partir de sustancias simples en condiciones estándar (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). La formación de NO a partir de sustancias simples se puede representar de la siguiente manera:
1/2N2 + 1/2O2 = NO
Dada la reacción (a) en la que se forman 4 moles de NO y la reacción (b) en la que se forman 2 moles de N2. Ambas reacciones involucran oxígeno. Por lo tanto, para determinar el calor estándar de formación de NO, componemos el siguiente ciclo de Hess, es decir, necesitamos restar la ecuación (a) de la ecuación (b):
Así, 1/2N 2 + 1/2O 2 = NO; = +90,37 kJ.
Responder: 618,48 kJ.
Tarea 87.
El cloruro de amonio cristalino se forma por la interacción del amoníaco gaseoso y el cloruro de hidrógeno. Escriba la ecuación termoquímica de esta reacción, habiendo calculado previamente su efecto térmico. ¿Cuánto calor se liberará si se consumen 10 litros de amoníaco en la reacción en condiciones normales? Respuesta: 78,97 kJ.
Decisión:
Las ecuaciones de reacción en las que su estado de agregación o modificación cristalina, así como el valor numérico de los efectos térmicos, se indican cerca de los símbolos de los compuestos químicos, se denominan termoquímicas. En las ecuaciones termoquímicas, a menos que se indique específicamente, los valores de los efectos térmicos a presión constante Q p se indican iguales al cambio en la entalpía del sistema. El valor generalmente se da en el lado derecho de la ecuación, separado por una coma o punto y coma. Se aceptan los siguientes para- cristalino. Estos símbolos se omiten si el estado agregado de las sustancias es obvio, por ejemplo, O 2, H 2, etc.
La ecuación de reacción es:
NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k). ; = ?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se toman condicionalmente iguales a cero. El efecto térmico de la reacción se puede calcular utilizando el corolario e de la ley de Hess:
\u003d (NH4Cl) - [(NH 3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.
La ecuación termoquímica se verá como:
El calor liberado durante la reacción de 10 litros de amoníaco en esta reacción se determina a partir de la proporción:
22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.
Responder: 78,97 kJ.