Calculs de l'effet thermique de la réaction. Chaleur de réaction et calculs thermochimiques
La chaleur standard de formation (enthalpie de formation) d'une substance appelée l'enthalpie de la réaction de formation de 1 mole de cette substance à partir des éléments ( substances simples, c'est-à-dire constitués d'atomes du même type) qui sont dans l'état standard le plus stable. Les enthalpies standard de formation de substances (kJ / mol) sont données dans des ouvrages de référence. Lors de l'utilisation de valeurs de référence, il est nécessaire de prêter attention à l'état de phase des substances impliquées dans la réaction. L'enthalpie de formation des substances simples les plus stables est de 0.
Conséquence de la loi de Hess sur le calcul des effets thermiques des réactions chimiques à partir des chaleurs de formation : standard l'effet thermique d'une réaction chimique est égal à la différence entre les chaleurs de formation des produits de réaction et les chaleurs de formation des substances initiales, compte tenu des coefficients stoechiométriques (nombre de moles) des réactifs:
CH 4 + 2 CO = 3 C ( graphite ) + 2H 2 Oh
télévision à gaz gaz
Les chaleurs de formation des substances dans ces états de phase sont données dans le tableau. 1.2.
Tableau 1.2
Chaleurs de formation des substances
Solution
Comme la réaction a lieu à P= const, on retrouve alors l'effet thermique standard sous la forme d'une variation d'enthalpie en fonction des chaleurs de formation connues en conséquence de la loi de Hess (formule (1.17)) :
AN O 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = = –187710 J.
AN O 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.
La variation de l'énergie interne est trouvée sur la base de l'équation (1.16):
∆U O 298 = AH O 298 – Δ v RT.
Pour une réaction donnée, variations du nombre de moles de substances gazeuses dues au passage d'une réaction chimique Δν = 2 – (1 + 2) = –1; J= 298 K, alors
Δ tu O 298 \u003d -187710 - (-1) 8,314 298 \u003d -185232 J.
Calcul des effets thermiques standard des réactions chimiques à partir des chaleurs standard de combustion des substances impliquées dans la réaction
La chaleur de combustion standard (enthalpie de combustion) d'une substance
appelé l'effet thermique de l'oxydation complète de 1 mole d'une substance donnée (en oxydes supérieurs ou composés spécialement indiqués) avec de l'oxygène, à condition que les substances initiales et finales aient une température standard. Enthalpies standard de combustion des substances 
(kJ/mol) sont donnés dans des ouvrages de référence. Lors de l'utilisation de la valeur de référence, il faut faire attention au signe de l'enthalpie de la réaction de combustion, qui est toujours exothermique ( Δ
H
<0), а в таблицах указаны величины
.
Les enthalpies de combustion des oxydes supérieurs (par exemple, l'eau et le dioxyde de carbone) sont de 0.
Conséquence de la loi de Hess sur le calcul des effets thermiques des réactions chimiques à partir de la chaleur de combustion : l'effet thermique standard d'une réaction chimique est égal à la différence entre les chaleurs de combustion des substances de départ et les chaleurs de combustion des produits de réaction, compte tenu des coefficients stoechiométriques (nombre de moles) des réactifs :
C 2 H 4 + H 2 O=C 2 H 5 IL.
La thermochimie étudie les effets thermiques des réactions chimiques. Dans de nombreux cas, ces réactions se déroulent à volume constant ou à pression constante. Il résulte de la première loi de la thermodynamique que, dans ces conditions, la chaleur est une fonction d'état. A volume constant, la chaleur est égale à la variation d'énergie interne :
et à pression constante - un changement d'enthalpie:
Ces égalités, appliquées aux réactions chimiques, sont l'essence même de Loi de Hess:
L'effet thermique d'une réaction chimique se déroulant à pression constante ou à volume constant ne dépend pas du chemin de réaction, mais est déterminé uniquement par l'état des réactifs et des produits de réaction.
En d'autres termes, l'effet thermique d'une réaction chimique est égal au changement de la fonction d'état.
En thermochimie, contrairement aux autres applications de la thermodynamique, la chaleur est considérée comme positive si elle est libérée dans environnement, c'est à dire. Si H < 0 или tu
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение H(que l'on appelle simplement "l'enthalpie de réaction") ou tu réactions.
Si la réaction se déroule en solution ou en phase solide, où le changement de volume est négligeable, alors
H = tu + (pV) tu. (3.3)
Si des gaz parfaits participent à la réaction, alors à température constante
H = tu + (pV) = tu+n. RT, (3.4)
où n est la variation du nombre de moles de gaz dans la réaction.
Afin de faciliter la comparaison des enthalpies de différentes réactions, la notion d'"état standard" est utilisée. L'état standard est l'état d'un corps pur à une pression de 1 bar (= 10 5 Pa) et une température donnée. Pour les gaz, il s'agit d'un état hypothétique à une pression de 1 bar, qui a les propriétés d'un gaz infiniment raréfié. L'enthalpie de réaction entre des substances dans des états standard à une température J, dénoter ( r signifie "réaction"). Dans les équations thermochimiques, non seulement les formules des substances sont indiquées, mais aussi leurs états agrégés ou leurs modifications cristallines.
Des conséquences importantes découlent de la loi de Hess, qui permet de calculer les enthalpies des réactions chimiques.
Conséquence 1.
est égal à la différence entre les enthalpies standard de formation des produits de réaction et des réactifs (en tenant compte des coefficients stoechiométriques) :
Enthalpie standard (chaleur) de formation d'une substance (F signifie "formation") à une température donnée est l'enthalpie de la réaction de formation d'une mole de cette substance des éléments dans l'état standard le plus stable. Selon cette définition, l'enthalpie de formation des substances simples les plus stables à l'état standard est de 0 à n'importe quelle température. Les enthalpies standard de formation de substances à une température de 298 K sont données dans des ouvrages de référence.
Les concepts "d'enthalpie de formation" sont utilisés non seulement pour les substances ordinaires, mais aussi pour les ions en solution. Dans ce cas, l'ion H + est pris comme point de référence, pour lequel l'enthalpie standard de formation dans une solution aqueuse est supposée égale à zéro : 
Conséquence 2. Enthalpie standard d'une réaction chimique
est égal à la différence entre les enthalpies de combustion des réactifs et des produits de réaction (en tenant compte des coefficients stoechiométriques) :
(c signifie "combustion"). L'enthalpie standard (chaleur) de combustion d'une substance est appelée l'enthalpie de la réaction d'oxydation complète d'une mole d'une substance. Cette conséquence est généralement utilisée pour calculer les effets thermiques des réactions organiques.
Conséquence 3. L'enthalpie d'une réaction chimique est égale à la différence entre les énergies des liaisons chimiques rompues et formées.
Par énergie de liaison A-B nomme l'énergie nécessaire pour rompre la liaison et diluer les particules résultantes à une distance infinie :
AB (r) UNE (r) + B (r) .
L'énergie de liaison est toujours positive.
La plupart des données thermochimiques dans les manuels sont données à une température de 298 K. Pour calculer les effets thermiques à d'autres températures, utilisez Équation de Kirchhoff:
(forme différentielle) (3.7)
(forme intégrale) (3.8)
Où CP est la différence entre les capacités calorifiques isobares des produits de réaction et des matières premières. Si la différence J 2 - J 1 est petit, alors vous pouvez accepter CP= const. Avec une grande différence de température, il est nécessaire d'utiliser la dépendance à la température CP(J) taper:
où les coefficients un, b, c etc. pour les substances individuelles, elles sont extraites du livre de référence et le signe indique la différence entre les produits et les réactifs (en tenant compte des coefficients).
EXEMPLES
Exemple 3-1. Les enthalpies standard de formation d'eau liquide et gazeuse à 298 K sont respectivement de -285,8 et -241,8 kJ/mol. Calculer l'enthalpie de vaporisation de l'eau à cette température.
Solution. Les enthalpies de formation correspondent aux réactions suivantes :
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 seconde réaction peut être réalisée en deux étapes : premièrement, brûler l'hydrogène pour former de l'eau liquide selon la première réaction, puis évaporer l'eau :
H 2 O (g) \u003d H 2 O (g), H 0 Espagnol = ?
Alors, selon la loi de Hess,
H 1 0 + H 0 espagnol = H 2 0 ,
où H 0 espagnol \u003d -241,8 - (-285,8) \u003d 44,0 kJ / mol.
Répondre. 44,0 kJ/mol.
Exemple 3-2. Calculer l'enthalpie de réaction
6C (g) + 6H (g) \u003d C 6 H 6 (g)
a) selon les enthalpies de formation ; b) par des énergies de liaison, en supposant que les doubles liaisons dans la molécule C 6 H 6 sont fixes.
Solution. a) Les enthalpies de formation (en kJ/mol) se trouvent dans le manuel (ex. P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5e édition, pp. C9-C15) : f H 0 (C6H6 (g)) = 82,93, f H 0 (C (g)) = 716,68, f H 0 (H (g)) = 217,97. L'enthalpie de réaction vaut :
rH 0 \u003d 82,93 - 6 716,68 - 6 217,97 \u003d -5525 kJ / mol.
b) Dans cette réaction liaisons chimiques ne cassez pas, mais formez seulement. Dans l'approximation des doubles liaisons fixes, une molécule C 6 H 6 contient 6 liaisons C-H, 3 liaisons C-C et 3 liaisons C=C. Énergies de liaison (en kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5e édition, p. C7) : E(CH) = 412, E(C-C) = 348, E(C=C) = 612. L'enthalpie de réaction est :
rH 0 \u003d - (6 412 + 3 348 + 3 612) \u003d -5352 kJ / mol.
La différence avec le résultat exact de -5525 kJ / mol est due au fait que dans la molécule de benzène il n'y a pas de liaisons simples C-C et de doubles liaisons C=C, mais il y a 6 liaisons aromatiques C C.
Répondre. a) -5525 kJ/mol ; b) -5352 kJ/mol.
Exemple 3-3.À l'aide des données de référence, calculez l'enthalpie de réaction
3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
Solution. L'équation abrégée de la réaction ionique est :
3Cu (tv) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) \u003d 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).
Selon la loi de Hess, l'enthalpie de réaction est :
rH 0 = 4f H 0 (H 2 O (l)) + 2 f H 0 (NON(g)) + 3 f H 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 f H 0 (NON 3 - (aq))
(les enthalpies de formation du cuivre et de l'ion H + sont, par définition, 0). En substituant les enthalpies de formation (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5ème édition, pp. C9-C15), on trouve :
rH 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ
(basé sur trois moles de cuivre).
Répondre. -358,4 kJ.
Exemple 3-4. Calculer l'enthalpie de combustion du méthane à 1000 K si les enthalpies de formation à 298 K sont données : f H 0 (CH 4) \u003d -17,9 kcal / mol, f H 0 (CO 2) \u003d -94,1 kcal / mol, f H 0 (H2O(g)) = -57,8 kcal/mol. Les capacités calorifiques des gaz (en cal/(mol. K)) dans la plage de 298 à 1000 K sont :
C p (CH 4 ) = 3,422 + 0,0178. J, CP(O2) = 6,095 + 0,0033. J,
C p (CO 2) \u003d 6,396 + 0,0102. J, CP(H2O (g)) = 7,188 + 0,0024. J.
Solution. Enthalpie de la réaction de combustion du méthane
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
à 298 K est :
94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.
Trouvons la différence de capacités calorifiques en fonction de la température :
CP = CP(CO2) + 2 CP(H 2 O (g)) - CP(CH 4) - 2 CP(O2) =
= 5.16 - 0.0094J(cal/(mol. K)).
Nous calculons l'enthalpie de réaction à 1000 K en utilisant l'équation de Kirchhoff :
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2) / 2 \u003d -192500 cal / mol.
Répondre. -192,5 kcal/mol.
TÂCHES
3-1. Quelle quantité de chaleur est nécessaire pour transférer 500 g d'Al (pf. 658 o C, H 0 pl \u003d 92,4 cal / g), pris à température ambiante, à l'état fondu, si CP(Al TV) \u003d 0,183 + 1,096 10 -4 J cal/(g·K) ?
3-2. L'enthalpie standard de la réaction CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), se déroulant dans un récipient ouvert à une température de 1000 K, est de 169 kJ / mol. Quelle est la chaleur de cette réaction, se déroulant à la même température, mais dans un vase clos ?
3-3. Calculez l'énergie interne standard de formation du benzène liquide à 298 K si l'enthalpie standard de sa formation est de 49,0 kJ/mol.
3-4. Calculer l'enthalpie de formation de N 2 O 5 (g) à J= 298 K sur la base des données suivantes :
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. Les enthalpies de combustion du -glucose, du -fructose et du saccharose à 25°C sont de -2802,
-2810 et -5644 kJ/mol, respectivement. Calculer la chaleur d'hydrolyse du saccharose.
3-6. Déterminer l'enthalpie de formation du diborane B 2 H 6 (g) à J= 298 K à partir des données suivantes :
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. Calculer la chaleur de formation du sulfate de zinc à partir de substances simples à J= 298 K sur la base des données suivantes.
Tout comme l'une des caractéristiques physiques d'une personne est la force physique, la caractéristique la plus importante de toute liaison chimique est la force de la liaison, c'est-à-dire son énergie.
Rappelons que l'énergie d'une liaison chimique est l'énergie qui est libérée lors de la formation d'une liaison chimique ou l'énergie qui doit être dépensée pour détruire cette liaison.
En général, une réaction chimique est la transformation d'une substance en une autre. Par conséquent, au cours d'une réaction chimique, certaines liaisons sont rompues et d'autres se forment, c'est-à-dire conversion de l'énergie.
La loi fondamentale de la physique dit que l'énergie ne provient pas de rien et ne disparaît pas sans laisser de trace, mais ne fait que passer d'une forme à une autre. Du fait de son universalité, ce principe s'applique évidemment à une réaction chimique.
Effet thermique d'une réaction chimique appelé la quantité de chaleur
libéré (ou absorbé) au cours de la réaction et rapporté à 1 mole de la substance ayant réagi (ou formée).
L'effet thermique est désigné par la lettre Q et est généralement mesuré en kJ/mol ou kcal/mol.
Si la réaction se produit avec dégagement de chaleur (Q > 0), elle est dite exothermique, et si avec absorption de chaleur (Q< 0) – эндотермической.
Si nous décrivons schématiquement le profil énergétique de la réaction, alors pour les réactions endothermiques, les produits ont une énergie plus élevée que les réactifs, et pour les réactions exothermiques, au contraire, les produits de la réaction sont situés à une énergie inférieure (plus stable) que les réactifs .
Il est clair que plus la substance réagit, plus grande quantité l'énergie sera libérée (ou absorbée), c'est-à-dire l'effet thermique est directement proportionnel à la quantité de matière. Par conséquent, l'attribution effet thermiqueà 1 mole d'une substance est due à notre désir de comparer les effets thermiques de diverses réactions entre elles.
Cours 6. Thermochimie. Effet thermique d'une réaction chimique Exemple 1 . Lors de la réduction de 8,0 g d'oxyde de cuivre (II) avec de l'hydrogène, du cuivre métallique et de la vapeur d'eau se sont formés et 7,9 kJ de chaleur ont été libérés. Calculez l'effet thermique de la réaction de réduction de l'oxyde de cuivre(II).
Solution . Équation de réaction CuO (solide) + H2 (g) = Cu (solide) + H2 O (g) + Q (*)
Faisons une proportion pour la réduction de 0,1 mol - 7,9 kJ est libéré ; pour la restauration de 1 mol - x kJ est libéré
Où x = + 79 kJ/mol. L'équation (*) devient
CuO (solide) + H2 (g) = Cu (solide) + H2 O (g) +79 kJ
Équation thermochimique est une équation d'une réaction chimique qui contient état d'agrégation composants du mélange réactionnel (réactifs et produits) et l'effet thermique de la réaction.
Ainsi, pour faire fondre la glace ou évaporer l'eau, il est nécessaire de dépenser une certaine quantité de chaleur, tandis que lorsque l'eau liquide gèle ou que la vapeur d'eau se condense, la même quantité de chaleur est libérée. C'est pourquoi nous avons froid en sortant de l'eau (l'évaporation de l'eau à la surface du corps demande de l'énergie), et la transpiration est biologique. mécanisme de défense de la surchauffe du corps. Au contraire, le congélateur gèle l'eau et chauffe la pièce environnante, lui donnant un excès de chaleur.
Cet exemple montre les effets thermiques d'un changement d'état d'agrégation de l'eau. Chaleur de fusion (à 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (physique), ou Qpl. \u003d - 6,02 kJ / mol (chimie), chaleur d'évaporation (vaporisation) (à 100o C) q \u003d 2,26 × 106 J / kg (physique) ou Qisp. \u003d - 40,68 kJ / mol (chimie).
fusion
évaporation |
|||||
mod 298.
Cours 6. Thermochimie. L'effet thermique d'une réaction chimique Bien sûr, les processus de sublimation sont possibles lorsqu'un solide
passe en phase gazeuse en contournant état liquide et les processus inverses de dépôt (cristallisation) à partir de la phase gazeuse, pour eux, il est également possible de calculer ou de mesurer l'effet thermique.
Il est clair que dans chaque substance, il existe des liaisons chimiques, par conséquent, chaque substance a une certaine quantité d'énergie. Cependant, toutes les substances ne peuvent pas être converties les unes dans les autres par une seule réaction chimique. Par conséquent, nous avons convenu d'introduire un état standard.
état standard de la matière est l'état d'agrégation d'une substance à une température de 298 K et une pression de 1 atmosphère dans la modification allotropique la plus stable dans ces conditions.
Conditions standards est une température de 298 K et une pression de 1 atmosphère. Les conditions standard (état standard) sont désignées par l'indice 0 .
La chaleur standard de formation du composé appelé l'effet thermique de la réaction chimique de formation ce composéà partir de substances simples prises dans leur état standard. La chaleur de formation d'un composé est désignée par le symbole Q 0 Pour de nombreux composés, les chaleurs standard de formation sont données dans des ouvrages de référence sur les grandeurs physico-chimiques.
Les chaleurs standard de formation de substances simples sont 0. Par exemple, Q0 arr.298 (O2, gaz) = 0, Q0 arr.298 (C, solide, graphite) = 0.
Par exemple . Écrivez l'équation thermochimique de la formation du sulfate de cuivre (II). D'après l'ouvrage de référence Q0 arr.298 (CuSO4 ) = 770 kJ/mol.
Cu (s.) + S (s.) + 2O2 (g.) = CuSO4 (s.) + 770 kJ.
Remarque : l'équation thermochimique peut être écrite pour n'importe quelle substance, cependant, il faut comprendre que dans vrai vie la réaction se déroule de manière complètement différente: à partir des réactifs énumérés, des oxydes de cuivre (II) et de soufre (IV) se forment lorsqu'ils sont chauffés, mais le sulfate de cuivre (II) ne se forme pas. Une conclusion importante : l'équation thermochimique est un modèle qui permet des calculs ; elle est en bon accord avec d'autres données thermochimiques, mais ne résiste pas aux tests pratiques (c'est-à-dire qu'elle est incapable de prédire correctement la possibilité ou l'impossibilité d'une réaction).
(B j ) - ∑ une je × Q arr 0 298 je
Cours 6. Thermochimie. Effet thermique d'une réaction chimique
Clarification. Afin de ne pas vous induire en erreur, j'ajouterai tout de suite que la thermodynamique chimique peut prédire la possibilité / impossibilité d'une réaction, cependant, cela nécessite des "outils" plus sérieux qui vont au-delà cours d'école chimie. L'équation thermochimique en comparaison avec ces méthodes est la première étape dans le contexte de la pyramide de Khéops - on ne peut pas s'en passer, mais on ne peut pas s'élever haut.
Exemple 2 . Calculez l'effet thermique de la condensation de l'eau avec une masse de 5,8 g. Solution. Le processus de condensation est décrit par l'équation thermochimique H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q - la condensation est généralement un processus exothermique. La chaleur de condensation de l'eau à 25o C est de 37 kJ/mol (ouvrage de référence).
Par conséquent, Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
Au XIXe siècle, le chimiste russe Hess, qui a étudié les effets thermiques des réactions, a établi expérimentalement la loi de conservation de l'énergie en relation avec les réactions chimiques - la loi de Hess.
L'effet thermique d'une réaction chimique ne dépend pas du chemin du processus et n'est déterminé que par la différence entre les états final et initial.
Du point de vue de la chimie et des mathématiques, cette loi signifie que nous sommes libres de choisir n'importe quelle « trajectoire de calcul » pour calculer le processus, car le résultat n'en dépend pas. Pour cette raison, la très importante loi de Hesse a une importance incroyable corollaire de la loi de Hess.
L'effet thermique d'une réaction chimique est égal à la somme des chaleurs de formation des produits de réaction moins la somme des chaleurs de formation des réactifs (en tenant compte des coefficients stoechiométriques).
Du point de vue du bon sens, cette conséquence correspond à un processus dans lequel tous les réactifs ont d'abord été convertis en substances simples, qui ont ensuite été assemblées d'une nouvelle manière, de sorte que les produits de réaction ont été obtenus.
Sous forme d'équation, la conséquence de la loi de Hess ressemble à ceci Équation de réaction : a 1 A 1 + a 2 A 2 + ... + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ... b
Dans ce cas, a i et b j sont des coefficients stoechiométriques, A i sont des réactifs, B j sont des produits de réaction.
Alors la conséquence de la loi de Hess a la forme Q = ∑ b j × Q arr 0 .298
k Bk + Q
(A je )
Cours 6. Thermochimie. L'effet thermique d'une réaction chimique Étant donné que les chaleurs standard de formation de nombreuses substances
a) sont résumés dans des tableaux spéciaux ou b) peuvent être déterminés expérimentalement, il devient alors possible de prédire (calculer) l'effet thermique de très un grand nombre réactions avec une grande précision.
Exemple 3 . (Conséquence de la loi de Hess). Calculez l'effet thermique du reformage à la vapeur du méthane se produisant en phase gazeuse dans des conditions standard :
CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Déterminez si cette réaction est exothermique ou endothermique ?
Solution : Conséquence de la loi de Hess
Q = 3 Q0 | D ) + Q 0 | (CO ,g ) −Q 0 | D ) -Q 0 | O , d ) - dans vue générale. |
|||||
mode ,298 | mode ,298 | mode ,298 | mode ,298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H 2, g) \u003d 0 | Une substance simple dans son état standard |
|||||||
À partir du livre de référence, nous trouvons les chaleurs de formation des composants restants du mélange.
O, g) = 241,8 | (CO, g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
mode ,298 | mode ,298 | mode ,298 | |||||||||
Brancher les valeurs dans l'équation
Q \u003d 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 \u003d -205,9 kJ / mol, la réaction est fortement endothermique.
Réponse: Q \u003d -205,9 kJ / mol, endothermique
Exemple 4. (Application de la loi de Hess). chaleurs de réactions connues
C (solide) + ½ O (g) \u003d CO (g) + 110,5 kJ
C (s.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Trouver l'effet thermique de la réaction 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Solution Nous multiplions la première et seconde équations sur 2
2C (s.) + O2 (g.) \u003d 2CO (g.) + 221 kJ 2C (s.) + 2O2 (g.) \u003d 2CO2 (g.) + 787 kJ
Soustraire le premier de la deuxième équation
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Réponse : 566 kJ/mol.
Remarque: Lors de l'étude de la thermochimie, nous considérons une réaction chimique de l'extérieur (extérieur). En revanche, la thermodynamique chimique est la science du comportement systèmes chimiques- considère le système de l'intérieur et fonctionne avec le concept "d'enthalpie" H comme énergie thermique du système. enthalpie, donc
Cours 6. Thermochimie. L'effet thermique d'une réaction chimique a la même signification que la quantité de chaleur, mais a signe opposé: si de l'énergie est libérée du système, l'environnement la reçoit et se réchauffe, et le système perd de l'énergie.
Littérature:
1. manuel, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko et autres, chimie niveau 9, paragraphe 19,
2. Aide pédagogique"Fondamentaux de la chimie générale" Partie 1.
Compilé par S.G. Baram, IN Mironov. - emportez avec vous ! pour le prochain séminaire
3. A.V. Manuilov. Fondamentaux de la chimie. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Effet thermique d'une réaction chimique. Lois fondamentales de la thermochimie.
§9.2** Thermochimie (suite). La chaleur de formation de la matière à partir des éléments.
Enthalpie standard de formation.
Attention!
Nous passons à la résolution de problèmes de calcul, donc désormais, une calculatrice est souhaitable pour les séminaires de chimie.
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À la suite de l'étude de ce sujet, vous apprendrez:
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Questions d'étude : |
6.1. Énergie des processus chimiques
6.1.1. Énergie interne et enthalpie
Dans tout processus, la loi de conservation de l'énergie est observée:
Q = ∆U + A.
Cette égalité signifie que si la chaleur Q est fournie au système, elle est dépensée pour modifier l'énergie interne Δ U et pour effectuer le travail A.
Énergie interne système est sa réserve totale, y compris l'énergie de translation et mouvement rotatif molécules, l'énergie de mouvement des électrons dans les atomes, l'énergie d'interaction des noyaux avec les électrons, des noyaux avec les noyaux, etc., c'est-à-dire tous les types d'énergie sauf cinétique et énergie potentielle systèmes dans leur ensemble.
Le travail effectué par le système lors du passage de l'état 1, caractérisé par le volume V 1, à l'état 2 (volume V 2) à pression constante (travail de détente), est égal à :
Un \u003d p (V 2 - V 1).
A pression constante (р=const), compte tenu de l'expression du travail de détente, la loi de conservation de l'énergie s'écrira comme suit :
Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
La somme de l'énergie interne d'un système et du produit de son volume et de sa pression s'appelle enthalpie H :
Parce que le valeur exacte l'énergie interne du système est inconnue, les valeurs absolues des enthalpies ne peuvent pas non plus être obtenues. ont une valeur scientifique et utilisation pratique trouver les changements d'enthalpies Δ N.
L'énergie interne U et l'enthalpie H sont fonctions d'état systèmes. Les fonctions d'état sont de telles caractéristiques du système, dont les changements ne sont déterminés que par l'état final et initial du système, c'est-à-dire sont indépendants du cheminement du processus.
6.1.2. Processus exo- et endothermiques
Le flux des réactions chimiques s'accompagne d'une absorption ou d'un dégagement de chaleur. exothermique appelée une réaction qui procède à la libération de chaleur dans l'environnement, et endothermique- avec l'absorption de la chaleur de l'environnement.
De nombreux procédés industriels et de laboratoire se déroulent à pression et température constantes (T=const, p=const). La caractéristique énergétique de ces processus est le changement d'enthalpie:
Q P \u003d -Δ N.
Pour les processus se produisant à volume et température constants (T=const, V=const) Q V =-Δ U.
Pour les réactions exothermiques Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Par exemple,
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); AN 298 = -802kJ.
Équations chimiques, qui indiquent en outre l'effet thermique de la réaction (la valeur du processus DH), ainsi que l'état d'agrégation des substances et la température, sont appelés thermochimiqueéquations.
Dans les équations thermochimiques, l'état de phase et les modifications allotropiques des réactifs et des substances formées sont notés: d - gazeux, g - liquide, k - cristallin; S (losange), S (monocle), C (graphite), C (diamant), etc.
6.1.3. Thermochimie; Loi de Hess
Phénomènes énergétiques accompagnant les études de processus physiques et chimiques thermochimie. La loi fondamentale de la thermochimie est la loi formulée par le scientifique russe G.I. Hesse en 1840.
Loi de Hess : la variation de l'enthalpie du procédé dépend du type et de l'état des matières premières et des produits de réaction, mais ne dépend pas du cheminement du procédé.
En révisant effets thermochimiques souvent, au lieu de la notion de « variation de l'enthalpie du procédé », on utilise l'expression « enthalpie du procédé », signifiant par cette notion la valeur de Δ H. Il est incorrect d'utiliser la notion d'« effet thermique du le processus » lors de la formulation de la loi de Hess, puisque la valeur Q en général n'est pas une fonction d'état. Comme mentionné ci-dessus, uniquement à pression constante Q P = -Δ N (à volume constant Q V = -Δ U).
Ainsi, la formation de PCl 5 peut être considérée comme le résultat de l'interaction de substances simples :
P (c, blanc) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1,
soit à la suite d'un processus qui se déroule en plusieurs étapes :
P (k, blanc) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); Δ H 2,
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (c); ΔH 3,
ou au total :
P (c, blanc) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Enthalpies de formation de substances
L'enthalpie de formation est l'enthalpie du processus de formation d'une substance dans un état d'agrégation donné à partir de substances simples en modifications stables. L'enthalpie de formation du sulfate de sodium, par exemple, est l'enthalpie de réaction :
2Na (c) + S (losange) + 2O 2 (g) \u003d Na 2 SO 4 (c).
L'enthalpie de formation des substances simples est nulle.
Étant donné que l'effet thermique d'une réaction dépend de l'état des substances, de la température et de la pression, il a été convenu d'utiliser dans les calculs thermochimiques enthalpies standard de formation sont les enthalpies de formation des substances qui sont à une température donnée dans état standard. Comme état standard pour les substances à l'état condensé, l'état réel de la substance à une température et une pression données de 101,325 kPa (1 atm) est pris. Les ouvrages de référence donnent généralement les enthalpies standard de formation de substances à une température de 25 o C (298K), par rapport à 1 mol d'une substance (Δ H f o 298). Les enthalpies standard de formation de certaines substances à T=298K sont données dans le tableau. 6.1.
Tableau 6.1.
Enthalpies standard de formation (Δ H f o 298) de certaines substances
Substance |
Δ H f o 298, kJ/mol |
Substance |
Δ H f o 298, kJ/mol |
Les enthalpies standard de formation pour la plupart des substances complexes sont des valeurs négatives. Pour un petit nombre de substances instables, Δ H f o 298 > 0. Ces substances comprennent notamment l'oxyde nitrique (II) et l'oxyde nitrique (IV), tableau 6.1.
6.1.5. Calcul des effets thermiques des réactions chimiques
Pour calculer les enthalpies des processus, une conséquence de la loi de Hess est utilisée: l'enthalpie de réaction est égale à la somme des enthalpies de formation des produits de réaction moins la somme des enthalpies de formation des substances de départ, en tenant compte les coefficients stoechiométriques.
Calculer l'enthalpie de décomposition du carbonate de calcium. Le processus est décrit par l'équation suivante :
CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (g).
L'enthalpie de cette réaction sera égale à la somme des enthalpies de formation d'oxyde de calcium et gaz carbonique moins l'enthalpie de formation du carbonate de calcium :
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)).
En utilisant les données du tableau 6.1. on a:
ΔH o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Il ressort des données obtenues que la réaction considérée est endothermique, c'est-à-dire procède à l'absorption de la chaleur.
CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)
Accompagné par le dégagement de chaleur. Son enthalpie sera égale à
ΔH o 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. La vitesse des réactions chimiques
6.2.1. Le concept de vitesse de réaction
La branche de la chimie qui traite de la vitesse et des mécanismes des réactions chimiques s'appelle cinétique chimique. L'un des concepts clés de la cinétique chimique est la vitesse d'une réaction chimique.
La vitesse d'une réaction chimique est déterminée par la variation de la concentration des substances réactives par unité de temps à un volume constant du système.
Considérez le processus suivant :
Soit à un instant t 1 la concentration de la substance A soit égale à la valeur c 1, et à l'instant t 2 - la valeur c 2 . Pendant une période allant de t 1 à t 2, le changement de concentration sera Δ c \u003d c 2 - c 1. vitesse moyenne la réaction est :
Le signe moins est mis car au fur et à mesure que la réaction avance (Δ t> 0), la concentration de la substance diminue (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
La vitesse d'une réaction chimique dépend de la nature des réactifs et des conditions de réaction : concentration, température, présence d'un catalyseur, pression (pour les réactions gazeuses) et quelques autres facteurs. En particulier, avec une augmentation de la surface de contact des substances, la vitesse de réaction augmente. La vitesse de réaction augmente également avec une augmentation de la vitesse d'agitation des réactifs.
Valeur numérique La vitesse de réaction dépend également du composant utilisé pour calculer la vitesse de réaction. Par exemple, la vitesse du processus
H 2 + I 2 \u003d 2HI,
calculée à partir de la variation de la concentration de HI est le double de la vitesse de réaction calculée à partir de la variation de la concentration des réactifs H 2 ou I 2 .
6.2.2. Dépendance de la vitesse de réaction à la concentration ; ordre et molécularité de la réaction
La loi fondamentale de la cinétique chimique est loi d'action de masse- établit la dépendance de la vitesse de réaction à la concentration des réactifs.
La vitesse de réaction est proportionnelle au produit des concentrations des réactifs. Pour une réaction écrite sous forme générale comme
aA + bB = cC + dD,
la dépendance de la vitesse de réaction à la concentration a la forme :
v = k [A] α [B] β .
Dans cette équation cinétique, k est le facteur de proportionnalité, appelé taux constant; [A] et [B] sont les concentrations des substances A et B. La constante de vitesse de réaction k dépend de la nature des substances qui réagissent et de la température, mais ne dépend pas de leurs concentrations. Les coefficients α et β sont trouvés à partir de données expérimentales.
La somme des exposants dans les équations cinétiques est appelée le total en ordre réactions. Il y a aussi commande privée réactions sur l'un des composants. Par exemple, pour la réaction
H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1
L'équation cinétique ressemble à ceci :
v = k 1/2,
ceux. ordre général est égal à 1,5 et les ordres de réaction des composants H 2 et C1 2 sont respectivement égaux à 1 et 0,5.
Molécularité la réaction est déterminée par le nombre de particules dont la collision simultanée est l'acte élémentaire de l'interaction chimique. Acte élémentaire (stade élémentaire)- un acte unique d'interaction ou de transformation de particules (molécules, ions, radicaux) en d'autres particules. Pour les réactions élémentaires, la molécularité et l'ordre de la réaction sont les mêmes. Si le processus est en plusieurs étapes et que, par conséquent, l'équation de la réaction ne révèle pas le mécanisme du processus, l'ordre de la réaction ne coïncide pas avec sa molécularité.
réactions chimiques subdivisé en simple (en une seule étape) et complexe, procédant en plusieurs étapes.
Réaction monomoléculaire est une réaction dont l'acte élémentaire est une transformation chimique d'une molécule. Par exemple:
CH 3 CHO (g) \u003d CH 4 (g) + CO (g).
Réaction bimoléculaire- une réaction dans laquelle l'acte élémentaire s'effectue lorsque deux particules entrent en collision. Par exemple:
H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2 HI (g).
réaction trimoléculaire- une réaction simple dont l'acte élémentaire s'effectue avec la collision simultanée de trois molécules. Par exemple:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2 NO 2 (g).
Il a été établi que la collision simultanée de plus de trois molécules, conduisant à la formation de produits de réaction, est pratiquement impossible.
La loi de l'action de masse ne s'applique pas aux réactions impliquant solides, puisque leurs concentrations sont constantes et qu'ils ne réagissent qu'en surface. La vitesse de ces réactions dépend de la taille de la surface de contact entre les réactifs.
6.2.3. Dépendance à la température de la vitesse de réaction
La vitesse des réactions chimiques augmente avec l'augmentation de la température. Cette augmentation est due à une augmentation énergie cinétique molécules. En 1884, le chimiste néerlandais van't Hoff a formulé la règle : pour chaque augmentation de température de 10 degrés, la vitesse des réactions chimiques augmente de 2 à 4 fois.
La règle de Van't Hoff s'écrit :
,
où V t 1 et V t 2 sont les vitesses de réaction aux températures t 1 et t 2 ; γ - coefficient de température de vitesse, égal à 2 - 4.
La règle de van't Hoff est utilisée pour approximer l'effet de la température sur la vitesse de réaction. Une équation plus précise décrivant la dépendance de la constante de vitesse de réaction à la température a été proposée en 1889 par le scientifique suédois S. Arrhenius :
.
Dans l'équation d'Arrhenius, A est une constante, E est l'énergie d'activation (J/mol) ; T est la température, K.
Selon Arrhenius, toutes les collisions de molécules ne conduisent pas à des transformations chimiques. Seules les molécules avec un excès d'énergie sont capables de réagir. Cet excès d'énergie que les particules en collision doivent avoir pour qu'une réaction se produise entre elles s'appelle énergie d'activation.
6.3. Le concept de catalyse et de catalyseurs
Un catalyseur est une substance qui modifie la vitesse d'une réaction chimique mais qui reste chimiquement inchangée à la fin de la réaction.
Certains catalyseurs accélèrent la réaction, tandis que d'autres, appelés inhibiteurs, ralentir. Par exemple, ajouter une petite quantité de MnO 2 comme catalyseur au peroxyde d'hydrogène H2O2 provoque une décomposition rapide :
2H2O2 - (MnO2) 2H2O + O2.
En présence de faibles quantités d'acide sulfurique, on observe une diminution de la vitesse de décomposition de H 2 O 2 . Dans cette réaction, l'acide sulfurique agit comme un inhibiteur.
Selon que le catalyseur est dans la même phase que les réactifs ou forme une phase indépendante, il existe homogène Et catalyse hétérogène.
catalyse homogène
Dans le cas d'une catalyse homogène, les réactifs et le catalyseur sont dans la même phase, par exemple gazeuse. Le mécanisme d'action du catalyseur repose sur le fait qu'il interagit avec des réactifs pour former des composés intermédiaires.
Considérez le mécanisme d'action du catalyseur. En l'absence de catalyseur, la réaction
Il coule très lentement. Le catalyseur forme avec les matières premières (par exemple avec la substance B) un produit intermédiaire réactif :
qui réagit vigoureusement avec un autre matériau de départ pour former le produit de réaction final :
VK + A \u003d AB + K.
La catalyse homogène a lieu, par exemple, dans le processus d'oxydation de l'oxyde de soufre (IV) en oxyde de soufre (VI), qui se produit en présence d'oxydes d'azote.
réaction homogène
2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3
en l'absence de catalyseur est très lente. Mais lorsqu'un catalyseur (NO) est introduit, un composé intermédiaire (NO2) se forme :
O 2 + 2 NON \u003d 2 NON 2,
qui oxyde facilement le SO 2 :
NON 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NON.
L'énergie d'activation de ce dernier processus est très faible, de sorte que la réaction se déroule avec grande vitesse. Ainsi, l'action des catalyseurs est réduite à une diminution de l'énergie d'activation de la réaction.
catalyse hétérogène
En catalyse hétérogène, le catalyseur et les réactifs sont dans des phases différentes. Le catalyseur est généralement à l'état solide et les réactifs sont à l'état liquide ou gazeux. En catalyse hétérogène, l'accélération du processus est généralement associée à l'effet catalytique de la surface du catalyseur.
Les catalyseurs diffèrent par la sélectivité (sélectivité) de l'action. Ainsi, par exemple, en présence d'un catalyseur d'oxyde d'aluminium Al 2 O 3 à 300 o C, l'eau et l'éthylène sont obtenus à partir d'alcool éthylique :
C 2 H 5 OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
A la même température, mais en présence de cuivre Cu comme catalyseur, l'alcool éthylique est déshydrogéné :
C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2.
De petites quantités de certaines substances réduisent ou même détruisent complètement l'activité des catalyseurs (empoisonnement du catalyseur). De telles substances sont appelées poisons catalytiques. Par exemple, l'oxygène provoque un empoisonnement réversible du fer catalyseur dans la synthèse de NH 3 . L'activité du catalyseur peut être restaurée par passage d'un mélange frais d'azote et d'hydrogène purifié de l'oxygène. Le soufre provoque un empoisonnement irréversible du catalyseur lors de la synthèse de NH 3 . Son activité ne peut plus être restaurée par passage d'un mélange frais N 2 + H 2 .
Les substances qui renforcent l'action des catalyseurs sont appelées promoteurs, ou activateurs(la promotion des catalyseurs au platine, par exemple, est réalisée en ajoutant du fer ou de l'aluminium).
Le mécanisme de la catalyse hétérogène est plus complexe. Pour l'expliquer, la théorie de l'adsorption de la catalyse est utilisée. La surface du catalyseur est hétérogène, il possède donc ce qu'on appelle des centres actifs. Les substances réactives sont adsorbées sur les sites actifs. Ce dernier processus provoque le rapprochement des molécules en réaction et une augmentation de leur activité chimique, puisque la liaison entre les atomes des molécules adsorbées est affaiblie, la distance entre les atomes augmente.
D'autre part, on pense que l'effet accélérateur d'un catalyseur en catalyse hétérogène est dû au fait que les réactifs forment des composés intermédiaires (comme dans le cas de la catalyse homogène), ce qui entraîne une diminution de l'énergie d'activation.
6.4. Équilibre chimique
Réactions irréversibles et réversibles
Réactions qui se déroulent dans une seule direction et se terminent transformation complète substances de départ en substances finales sont dites irréversibles.
Irréversible, c'est-à-dire allant jusqu'à la fin sont des réactions dans lesquelles
Les réactions chimiques qui peuvent aller dans des directions opposées sont dites réversibles. Les réactions réversibles typiques sont les réactions de synthèse d'ammoniac et d'oxydation de l'oxyde de soufre (IV) en oxyde de soufre (VI):
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
Lors de l'écriture des équations de réactions réversibles, au lieu du signe égal, mettez deux flèches pointant dans des directions opposées.
Dans les réactions réversibles, la vitesse de la réaction directe au moment initial a une valeur maximale, qui diminue à mesure que la concentration des réactifs initiaux diminue. Au contraire, la réaction inverse a initialement une vitesse minimale, qui augmente à mesure que la concentration des produits augmente. En conséquence, il arrive un moment où les taux des réactions directes et inverses deviennent égaux et l'équilibre chimique est établi dans le système.
Équilibre chimique
L'état d'un système de réactifs dans lequel la vitesse de la réaction directe devient égale à la vitesse de la réaction inverse est appelé équilibre chimique.
L'équilibre chimique est aussi appelé véritable équilibre. En plus de l'égalité des taux de réactions directes et inverses, le véritable équilibre (chimique) est caractérisé par les caractéristiques suivantes :
- l'état du système est le même quel que soit le côté par lequel le système s'approche de l'équilibre - du côté des substances de départ ou du côté des produits de réaction.
l'immuabilité de l'état du système est causée par le flux de réactions directes et inverses, c'est-à-dire que l'état d'équilibre est dynamique;
l'état du système reste inchangé dans le temps s'il n'y a pas d'influence extérieure sur le système ;
toute influence extérieure provoque un déplacement de l'équilibre du système ; cependant, si l'influence externe est supprimée, le système revient à nouveau à son état d'origine ;
doit être distingué du réel équilibre apparent. Ainsi, par exemple, un mélange d'oxygène et d'hydrogène dans un récipient fermé à température ambiante peut être stocké pendant une durée arbitrairement longue. Cependant, l'amorçage de la réaction (décharge électrique, irradiation ultraviolette, élévation de température) provoque le déroulement irréversible de la réaction de formation d'eau.
6.5. Le principe de Le Chatelier
L'influence des changements des conditions externes sur la position d'équilibre est déterminée par Principe Le Châtel e (France, 1884): si un système en équilibre est soumis à une action extérieure, alors l'équilibre dans le système se déplacera dans le sens d'un affaiblissement de cet effet.
Le principe de Le Chatelier s'applique non seulement aux processus chimiques, mais aussi aux processus physiques, tels que l'ébullition, la cristallisation, la dissolution, etc.
Considérez l'impact divers facteurs sur l'équilibre chimique en utilisant l'exemple de la réaction de synthèse d'ammoniac :
N 2 + 3 H 2 2 NH 3; ΔH = -91,8 kJ.
Effet de la concentration sur l'équilibre chimique.
Conformément au principe de Le Chatelier, une augmentation de la concentration des substances initiales déplace l'équilibre vers la formation de produits de réaction. Une augmentation de la concentration des produits de réaction déplace l'équilibre vers la formation des substances de départ.
Dans le processus de synthèse d'ammoniac considéré ci-dessus, l'introduction de quantités supplémentaires de N 2 ou H 2 dans le système d'équilibre provoque un déplacement de l'équilibre dans le sens dans lequel la concentration de ces substances diminue, par conséquent, l'équilibre se déplace vers la formation de NH3. L'augmentation de la concentration d'ammoniac déplace l'équilibre vers les matières premières.
Un catalyseur accélère à la fois les réactions directes et inverses, donc l'introduction d'un catalyseur n'affecte pas l'équilibre chimique.
Effet de la température sur l'équilibre chimique
Lorsque la température augmente, l'équilibre se déplace vers une réaction endothermique, et lorsque la température diminue, il se déplace vers une réaction exothermique.
Le degré de changement d'équilibre est déterminé valeur absolue effet thermique : plus la valeur de Δ H de la réaction est élevée, plus l'effet de la température est important.
Dans la réaction de synthèse d'ammoniac considérée, une augmentation de la température va déplacer l'équilibre vers les matières premières.
Effet de la pression sur l'équilibre chimique
Un changement de pression affecte l'équilibre chimique avec la participation de substances gazeuses. Selon le principe de Le Chatelier, une augmentation de pression déplace l'équilibre dans le sens d'une réaction se déroulant avec une diminution du volume des substances gazeuses, et une diminution de pression déplace l'équilibre dans le sens opposé. La réaction de synthèse d'ammoniac se déroule avec une diminution du volume du système (il y a quatre volumes sur le côté gauche de l'équation et deux volumes sur la droite). Par conséquent, une augmentation de la pression déplace l'équilibre vers la formation d'ammoniac. Une diminution de la pression déplacera l'équilibre vers verso. Si, dans l'équation de réaction réversible, le nombre de molécules de substances gazeuses dans les parties droite et gauche est égal (la réaction se déroule sans modifier le volume de substances gazeuses), la pression n'affecte pas la position d'équilibre dans ce système.
Exercer 81.
Calculer la quantité de chaleur qui sera libérée lors de la réduction de Fe 2O3 aluminium métallique si 335,1 g de fer ont été obtenus. Réponse : 2543,1 kJ.
Solution:
Équation de réaction :
\u003d (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ
Calcul de la quantité de chaleur dégagée à la réception de 335,1 g de fer, on produit à partir de la proportion :
(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847.7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,
où 55,85 masse atomique glande.
Répondre: 2543,1 kJ.
Effet thermique de la réaction
Tâche 82.
L'alcool éthylique gazeux C2H5OH peut être obtenu par l'interaction de l'éthylène C 2 H 4 (g) et de la vapeur d'eau. Écrivez l'équation thermochimique de cette réaction en ayant préalablement calculé son effet thermique. Réponse : -45,76 kJ.
Solution:
L'équation de la réaction est :
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) \u003d C2H 5 OH (g); = ?
Les valeurs des chaleurs standard de formation des substances sont données dans des tableaux spéciaux. Considérant que les chaleurs de formation des corps simples sont conditionnellement prises égales à zéro. Calculer l'effet thermique de la réaction, en utilisant la conséquence de la loi de Hess, on obtient :
\u003d (C 2 H 5 OH) - [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] \ u003d
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ
Équations de réaction dans lesquelles sur les symboles composants chimiques leurs états d'agrégation ou de modification cristalline sont indiqués, ainsi que la valeur numérique des effets thermiques, dits thermochimiques. Dans les équations thermochimiques, sauf indication contraire, les valeurs des effets thermiques à pression constante Q p sont indiquées égales à la variation de l'enthalpie du système. La valeur est généralement donnée sur le côté droit de l'équation, séparée par une virgule ou un point-virgule. Les abréviations suivantes pour l'état agrégé de la matière sont acceptées : g- gazeux, et- liquide, Pour
Si de la chaleur est libérée à la suite d'une réaction, alors< 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.
Répondre:- 45,76 kJ.
Tâche 83.
Calculez l'effet thermique de la réaction de réduction de l'oxyde de fer (II) avec l'hydrogène, en vous basant sur les équations thermochimiques suivantes :
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) H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g); = -241,83 kJ.
Réponse : +27,99 kJ.
Solution:
L'équation de réaction pour la réduction de l'oxyde de fer (II) avec de l'hydrogène a la forme :
EeO (k) + H 2 (g) \u003d Fe (k) + H 2 O (g); = ?
\u003d (H2O) - [ (FeO)
La chaleur de formation de l'eau est donnée par l'équation
H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g); = -241,83 kJ,
et la chaleur de formation de l'oxyde de fer (II) peut être calculée si l'équation (a) est soustraite de l'équation (b).
\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241,83 - [-283,o - (-13,18)] \u003d + 27,99 kJ.
Répondre:+27,99 kJ.
Tâche 84.
Au cours de l'interaction du sulfure d'hydrogène gazeux et du dioxyde de carbone, de la vapeur d'eau et du disulfure de carbone СS 2 (g) se forment. Écrivez l'équation thermochimique de cette réaction, calculez préalablement son effet thermique. Réponse : +65,43 kJ.
Solution:
g- gazeux, et- liquide, Pour- cristallin. Ces symboles sont omis si l'état global des substances est évident, par exemple, O 2, H 2, etc.
L'équation de la réaction est :
2H 2 S (g) + CO 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = ?
Les valeurs des chaleurs standard de formation des substances sont données dans des tableaux spéciaux. Considérant que les chaleurs de formation des corps simples sont conditionnellement prises égales à zéro. L'effet thermique de la réaction peut être calculé à l'aide du corollaire e de la loi 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.
Répondre:+65,43 kJ.
Équation de réaction thermochimique
Tâche 85.
Écrivez l'équation thermochimique de la réaction entre le CO (g) et l'hydrogène, à la suite de laquelle se forment CH 4 (g) et H 2 O (g). Quelle quantité de chaleur sera dégagée lors de cette réaction si 67,2 litres de méthane sont obtenus dans des conditions normales ? Réponse : 618,48 kJ.
Solution:
Les équations de réaction dans lesquelles leurs états d'agrégation ou de modification cristalline sont indiqués près des symboles des composés chimiques, ainsi que la valeur numérique des effets thermiques, sont appelées thermochimiques. Dans les équations thermochimiques, sauf indication contraire, les valeurs des effets thermiques à pression constante Q p sont indiquées égales à la variation de l'enthalpie du système. La valeur est généralement donnée sur le côté droit de l'équation, séparée par une virgule ou un point-virgule. Les abréviations suivantes pour l'état agrégé de la matière sont acceptées : g- gazeux, et- quelque chose Pour- cristallin. Ces symboles sont omis si l'état global des substances est évident, par exemple, O 2, H 2, etc.
L'équation de la réaction est :
CO (g) + 3H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + H 2 O (g); = ?
Les valeurs des chaleurs standard de formation des substances sont données dans des tableaux spéciaux. Considérant que les chaleurs de formation des corps simples sont conditionnellement prises égales à zéro. L'effet thermique de la réaction peut être calculé à l'aide du corollaire e de la loi de Hess :
\u003d (H 2 O) + (CH 4) - (CO)] ;
\u003d (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) \u003d -206,16 kJ.
L'équation thermochimique ressemblera à :
22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67,2 (-206,16) / 22?4 \u003d -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.
Répondre: 618,48 kJ.
Chaleur de formation
Tâche 86.
L'effet thermique dont la réaction est égale à la chaleur de formation. Calculez la chaleur de formation de NO à partir des équations thermochimiques suivantes :
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
Réponse : 90,37 kJ.
Solution:
La chaleur de formation standard est égale à la chaleur de formation de 1 mol de cette substance à partir de substances simples dans des conditions standard (T = 298 K ; p = 1,0325,105 Pa). La formation de NO à partir de substances simples peut être représentée comme suit :
1/2N 2 + 1/2O 2 = NON
Etant donné la réaction (a) dans laquelle 4 moles de NO sont formées et la réaction (b) est donnée dans laquelle 2 moles de N2 sont formées. Les deux réactions impliquent de l'oxygène. Par conséquent, pour déterminer la chaleur standard de formation de NO, nous composons le cycle de Hess suivant, c'est-à-dire que nous devons soustraire l'équation (a) de l'équation (b) :
Ainsi, 1/2N 2 + 1/2O 2 = NON ; = +90,37 kJ.
Répondre: 618,48 kJ.
Tâche 87.
Le chlorure d'ammonium cristallin est formé par l'interaction de l'ammoniac gazeux et du chlorure d'hydrogène. Écrivez l'équation thermochimique de cette réaction en ayant préalablement calculé son effet thermique. Quelle quantité de chaleur sera dégagée si 10 litres d'ammoniac ont été consommés dans la réaction en termes de conditions normales ? Réponse : 78,97 kJ.
Solution:
Les équations de réaction dans lesquelles leurs états d'agrégation ou de modification cristalline sont indiqués près des symboles des composés chimiques, ainsi que la valeur numérique des effets thermiques, sont appelées thermochimiques. Dans les équations thermochimiques, sauf indication contraire, les valeurs des effets thermiques à pression constante Q p sont indiquées égales à la variation de l'enthalpie du système. La valeur est généralement donnée sur le côté droit de l'équation, séparée par une virgule ou un point-virgule. Les éléments suivants sont acceptés Pour- cristallin. Ces symboles sont omis si l'état global des substances est évident, par exemple, O 2, H 2, etc.
L'équation de la réaction est :
NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k). ; = ?
Les valeurs des chaleurs standard de formation des substances sont données dans des tableaux spéciaux. Considérant que les chaleurs de formation des corps simples sont conditionnellement prises égales à zéro. L'effet thermique de la réaction peut être calculé à l'aide du corollaire e de la loi de Hess :
\u003d (NH4Cl) - [(NH 3) + (HCl)] ;
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.
L'équation thermochimique ressemblera à :
La chaleur dégagée lors de la réaction de 10 litres d'ammoniac dans cette réaction est déterminée à partir de la proportion :
22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.
Répondre: 78,97 kJ.