Obliczenia efektu cieplnego reakcji. Ciepło reakcji i obliczenia termochemiczne
Przeczytaj także
Standardowe ciepło tworzenia (entalpia tworzenia) substancji nazywa się entalpią reakcji tworzenia 1 mola tej substancji z pierwiastków ( proste substancje, czyli składające się z atomów tego samego typu), które są w najbardziej stabilnym stanie standardowym. Standardowe entalpie tworzenia substancji (kJ/mol) podano w podręcznikach. Stosując wartości referencyjne, należy zwrócić uwagę na stan fazowy substancji biorących udział w reakcji. Entalpia tworzenia najbardziej stabilnych substancji prostych wynosi 0.
Wniosek z prawa Hessa dotyczącego obliczania skutków termicznych reakcji chemicznych na podstawie ciepła tworzenia : standard efekt termiczny reakcji chemicznej jest równy różnicy między ciepłem tworzenia produktów reakcji a ciepłem tworzenia substancji wyjściowych, biorąc pod uwagę współczynniki stechiometryczne (liczba moli) reagentów:
CH 4 + 2 CO = 3 C ( grafit ) + 2H 2 O.
telewizor gazowy. gaz
Ciepła tworzenia substancji we wskazanych stanach fazowych podano w tabeli. 1.2.
Tabela 1.2
Ciepło tworzenia substancji
Rozwiązanie
Ponieważ reakcja zachodzi w godz P= const, wówczas standardowy efekt cieplny znajdujemy w postaci zmiany entalpii na podstawie znanych ciepła tworzenia w wyniku prawa Hessa (wzór (1.17):
ΔH O 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = –187710 J.
ΔH O 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.
Zmiana energii wewnętrznej znajdujemy na podstawie równania (1.16):
ΔU O 298 = ΔH O 298 – Δ w RT.
Dla danej reakcji zmiany liczby moli substancji gazowych w wyniku przejścia reakcji chemicznej Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K
Δ U O 298 = –187710 – (–1) · 8,314 · 298 = –185232 J.
Obliczanie standardowych efektów cieplnych reakcji chemicznych z wykorzystaniem standardowych ciepła spalania substancji biorących udział w reakcji
Standardowe ciepło spalania (entalpia spalania) substancji
to efekt termiczny całkowitego utlenienia 1 mola danej substancji (do wyższych tlenków lub specjalnie wskazanych związków) tlenem, pod warunkiem, że substancja wyjściowa i końcowa mają temperaturę normalną. Entalpie standardowe spalania substancji 
(kJ/mol) podano w podręcznikach. Stosując wartość odniesienia, należy zwrócić uwagę na znak entalpii reakcji spalania, która jest zawsze egzotermiczna ( Δ
H
<0), а в таблицах указаны величины
.
Entalpia spalania wyższych tlenków (na przykład wody i dwutlenku węgla) wynosi 0.
Wniosek z prawa Hessa dotyczącego obliczania skutków cieplnych reakcji chemicznych na podstawie ciepła spalania : standardowy efekt cieplny reakcji chemicznej jest równy różnicy między ciepłem spalania substancji wyjściowych a ciepłem spalania produktów reakcji, biorąc pod uwagę współczynniki stechiometryczne (liczba moli) reagentów:
C 2 H 4 + H 2 O= C 2 N 5 ON.
Termochemia bada skutki termiczne reakcji chemicznych. W wielu przypadkach reakcje te zachodzą przy stałej objętości lub stałym ciśnieniu. Z pierwszej zasady termodynamiki wynika, że w tych warunkach ciepło jest funkcją stanu. Przy stałej objętości ciepło jest równe zmianie energii wewnętrznej:
i przy stałym ciśnieniu - zmiana entalpii:
Równości te, zastosowane do reakcji chemicznych, stanowią istotę Prawo Hessa:
Efekt cieplny reakcji chemicznej zachodzącej przy stałym ciśnieniu lub stałej objętości nie jest zależny od drogi reakcji, lecz zależy jedynie od stanu reagentów i produktów reakcji.
Innymi słowy, efekt termiczny reakcji chemicznej jest równy zmianie funkcji stanu.
W termochemii, w przeciwieństwie do innych zastosowań termodynamiki, ciepło uważa się za dodatnie, jeśli jest uwalniane środowisko, tj. Jeśli H < 0 или U
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение H(co nazywa się po prostu „entalpią reakcji”) lub U reakcje.
Jeżeli reakcja zachodzi w roztworze lub w fazie stałej, gdzie zmiana objętości jest znikoma, to
H = U + (pV) U. (3.3)
Jeżeli w reakcji biorą udział gazy doskonałe, to w stałej temperaturze
H = U + (pV) = U+n. CZ, (3.4)
gdzie n jest zmianą liczby moli gazów w reakcji.
Aby ułatwić porównanie entalpii różnych reakcji, stosuje się koncepcję „stanu standardowego”. Stan standardowy to stan czystej substancji pod ciśnieniem 1 bar (= 10 5 Pa) i w danej temperaturze. Dla gazów jest to stan hipotetyczny przy ciśnieniu 1 bara, mający właściwości gazu nieskończenie rozrzedzonego. Entalpia reakcji pomiędzy substancjami w stanach normalnych w temperaturze T, oznaczają ( R oznacza „reakcję”). Równania termochemiczne wskazują nie tylko wzory substancji, ale także ich stany skupienia lub modyfikacje krystaliczne.
Ważne konsekwencje wynikają z prawa Hessa, które umożliwia obliczenie entalpii reakcji chemicznych.
Wniosek 1.
równa różnicy między standardowymi entalpiami tworzenia produktów reakcji i odczynników (z uwzględnieniem współczynników stechiometrycznych):
Standardowa entalpia (ciepło) tworzenia substancji (F oznacza „tworzenie”) w danej temperaturze jest entalpią reakcji tworzenia jednego mola tej substancji z elementów, które są w najbardziej stabilnym stanie standardowym. Zgodnie z tą definicją entalpia tworzenia najbardziej stabilnych prostych substancji w stanie standardowym wynosi 0 w dowolnej temperaturze. Standardowe entalpie tworzenia substancji w temperaturze 298 K podano w podręcznikach.
Pojęcie „entalpii tworzenia” stosuje się nie tylko w przypadku zwykłych substancji, ale także jonów w roztworze. W tym przypadku za punkt odniesienia przyjmuje się jon H +, dla którego przyjmuje się, że standardowa entalpia tworzenia w roztworze wodnym wynosi zero: 
Konsekwencja 2. Standardowa entalpia reakcji chemicznej
równa różnicy entalpii spalania reagentów i produktów reakcji (z uwzględnieniem współczynników stechiometrycznych):
(C oznacza „spalanie”). Standardowa entalpia (ciepło) spalania substancji to entalpia reakcji całkowitego utlenienia jednego mola substancji. Konsekwencja ta jest zwykle używana do obliczania skutków termicznych reakcji organicznych.
Konsekwencja 3. Entalpia reakcji chemicznej jest równa różnicy energii między wiązaniami chemicznymi rozrywanymi i tworzonymi.
Energia komunikacji A-B nazwij energię potrzebną do rozerwania wiązania i rozdzielenia powstałych cząstek na nieskończoną odległość:
AB (g) A (g) + B (g) .
Energia komunikacji jest zawsze pozytywna.
Większość danych termochemicznych w podręcznikach podano dla temperatury 298 K. Aby obliczyć efekty termiczne w innych temperaturach, użyj Równanie Kirchhoffa:
(forma różniczkowa) (3.7)
(forma całkowa) (3.8)
Gdzie C str- różnica między izobaryczną pojemnością cieplną produktów reakcji i substancji wyjściowych. Jeśli różnica T 2 - T 1 jest mały, to możesz zaakceptować C str= stała Jeżeli występuje duża różnica temperatur, konieczne jest skorzystanie z zależności temperaturowej C str(T) typ:
gdzie są współczynniki A, B, C itp. dla poszczególnych substancji są one pobierane z podręcznika, a znak wskazuje różnicę między produktami i odczynnikami (z uwzględnieniem współczynników).
PRZYKŁADY
Przykład 3-1. Standardowe entalpie tworzenia wody w stanie ciekłym i gazowym w temperaturze 298 K wynoszą odpowiednio -285,8 i -241,8 kJ/mol. Oblicz entalpię parowania wody w tej temperaturze.
Rozwiązanie. Entalpie tworzenia odpowiadają następującym reakcjom:
H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (l), H 1 0 = -285.8;
H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (g), H 2 0 = -241.8.
Drugą reakcję można przeprowadzić dwuetapowo: najpierw spalić wodór w celu wytworzenia ciekłej wody zgodnie z pierwszą reakcją, a następnie odparować wodę:
H 2 O (l) = H 2 O (g), H 0 isp =?
Następnie, zgodnie z prawem Hessa,
H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,
Gdzie H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.
Odpowiedź. 44,0 kJ/mol.
Przykład 3-2. Oblicz entalpię reakcji
6C (g) + 6H (g) = C 6 H 6 (g)
a) przez entalpie tworzenia; b) poprzez energie wiązania, przy założeniu, że wiązania podwójne w cząsteczce C 6 H 6 są stałe.
Rozwiązanie. a) Entalpie tworzenia (w kJ/mol) można znaleźć w podręczniku (np. P.W. Atkins, Physical Chemistry, wydanie 5, s. C9-C15): fH 0 (C 6 H 6 (g)) = 82,93, fH 0 (C (g)) = 716,68, fH 0 (H (g)) = 217,97. Entalpia reakcji wynosi:
rH 0 = 82,93 - 6716,68 - 6217,97 = -5525 kJ/mol.
b) W tej reakcji wiązania chemiczne nie łam, ale tylko formuj. W przybliżeniu ustalonych wiązań podwójnych, cząsteczka C 6 H 6 zawiera 6 wiązań C-H, 3 wiązania C-C i 3 wiązania C=C. Energie wiązań (w kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, wydanie 5, s. C7): mi(CH) = 412, mi(CC) = 348, mi(C=C) = 612. Entalpia reakcji wynosi:
rH 0 = -(6412 + 3348 + 3612) = -5352 kJ/mol.
Różnica w stosunku do dokładnego wyniku -5525 kJ/mol wynika z faktu, że w cząsteczce benzenu nie ma pojedynczych wiązań CC i podwójnych C=C, ale jest 6 aromatycznych wiązań CC.
Odpowiedź. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.
Przykład 3-3. Korzystając z danych referencyjnych, oblicz entalpię reakcji
3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
Rozwiązanie. Skrócone równanie jonowe reakcji to:
3Cu (s) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) = 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2O (l).
Zgodnie z prawem Hessa entalpia reakcji jest równa:
rH 0 = 4fH 0 (H2O (l)) + 2 fH 0 (NIE (g)) + 3 fH 0 (Cu 2+ (wodny)) - 2 fH 0 (NO 3 - (wodny))
(entalpie tworzenia miedzi i jonu H + są z definicji równe 0). Zastępując wartości entalpii tworzenia (P.W.Atkins, Physical Chemistry, wydanie 5, s. C9-C15), znajdujemy:
rH 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ
(w przeliczeniu na trzy mole miedzi).
Odpowiedź. -358,4 kJ.
Przykład 3-4. Oblicz entalpię spalania metanu w temperaturze 1000 K, jeśli podana jest entalpia tworzenia się metanu w temperaturze 298 K: fH 0 (CH 4) = -17,9 kcal/mol, fH 0 (CO 2) = -94,1 kcal/mol, fH 0 (H2O (g)) = -57,8 kcal/mol. Pojemność cieplna gazów (w cal/(mol. K)) w zakresie od 298 do 1000 K jest równa:
Cp(CH4) = 3,422 + 0,0178. T, C str(O2) = 6,095 + 0,0033. T,
C p (CO 2) = 6,396 + 0,0102. T, C str(H2O (g)) = 7,188 + 0,0024. T.
Rozwiązanie. Entalpia reakcji spalania metanu
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
w 298 K jest równa:
94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.
Znajdźmy różnicę pojemności cieplnych w funkcji temperatury:
C str = C str(CO2) + 2 C str(H2O (g)) - C str(CH 4) - 2 C str(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(kal/(mol K)).
Entalpię reakcji w temperaturze 1000 K oblicza się za pomocą równania Kirchhoffa:
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 kal/mol.
Odpowiedź. -192,5 kcal/mol.
ZADANIA
3-1. Ile ciepła potrzeba, aby przenieść 500 g Al (t.t. 658 o C, H 0 pl = 92,4 kal/g), pobrane o godz temperatura pokojowa, w stan stopiony, jeśli C str(Al TV) = 0,183 + 1,096 10 -4 T kal/(g·K)?
3-2. Standardowa entalpia reakcji CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) zachodzącej w otwartym naczyniu w temperaturze 1000 K wynosi 169 kJ/mol. Jakie jest ciepło tej reakcji zachodzącej w tej samej temperaturze, ale w zamkniętym naczyniu?
3-3. Oblicz standardową energię wewnętrzną tworzenia ciekłego benzenu w temperaturze 298 K, jeśli standardowa entalpia jego powstawania wynosi 49,0 kJ/mol.
3-4. Oblicz entalpię tworzenia N 2 O 5 (g) w T= 298 K na podstawie następujących danych:
2NO(g) + O2 (g) = 2NO2 (g), H 1 0 = -114,2 kJ/mol,
4NO 2 (g) + O 2 (g) = 2N 2 O 5 (g), H 2 0 = -110,2 kJ/mol,
N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.
3-5. Entalpie spalania -glukozy, -fruktozy i sacharozy w temperaturze 25 o C wynoszą -2802,
Odpowiednio -2810 i -5644 kJ/mol. Oblicz ciepło hydrolizy sacharozy.
3-6. Określ entalpię tworzenia diboranu B 2 H 6 (g) w T= 298 K z następujących danych:
B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) = B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), H 1 0 = -2035,6 kJ/mol,
2B(tv) + 3/2 O 2 (g) = B 2 O 3 (tv), H 2 0 = -1273,5 kJ/mol,
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 3 0 = -241,8 kJ/mol.
3-7. Oblicz ciepło tworzenia siarczanu cynku z prostych substancji w T= 298 K na podstawie poniższych danych.
Tak jak jedną z cech fizycznych człowieka jest siła fizyczna, tak najważniejszą cechą każdego wiązania chemicznego jest siła wiązania, tj. jej energia.
Przypomnijmy, że energia wiązania chemicznego to energia, która uwalnia się podczas tworzenia wiązania chemicznego lub energia, którą należy wydać, aby to wiązanie zniszczyć.
Ogólnie rzecz biorąc, reakcja chemiczna polega na przekształceniu jednej substancji w drugą. W konsekwencji podczas reakcji chemicznej niektóre wiązania ulegają rozerwaniu i powstają inne, tj. konwersja energii.
Podstawowe prawo fizyki głosi, że energia nie pojawia się z niczego i nie znika bez śladu, a jedynie przechodzi z jednej formy w drugą. Ze względu na swoją uniwersalność zasada ta ma oczywiście zastosowanie do reakcji chemicznych.
Efekt termiczny reakcji chemicznej nazywa się ilością ciepła
uwolniony (lub zaabsorbowany) podczas reakcji i odnosi się do 1 mola przereagowanej (lub utworzonej) substancji.
Efekt cieplny jest oznaczony literą Q i zwykle mierzony w kJ/mol lub kcal/mol.
Jeśli zachodzi reakcja z wydzieleniem ciepła (Q > 0), nazywa się ją egzotermiczną, a jeśli z absorpcją ciepła (Q< 0) – эндотермической.
Jeśli schematycznie przedstawimy profil energetyczny reakcji, to w przypadku reakcji endotermicznych produkty mają wyższą energię niż reagenty, a w przypadku reakcji egzotermicznych, odwrotnie, produkty reakcji mają niższą energię (bardziej stabilne) niż reagenty.
Oczywiste jest, że im więcej substancji reaguje, tym duża ilość energia zostanie uwolniona (lub pochłonięta), tj. efekt termiczny jest wprost proporcjonalny do ilości substancji. Dlatego przypisanie efekt termiczny na 1 mol substancji wynika z chęci porównania skutków termicznych różnych reakcji.
Wykład 6. Termochemia. Efekt termiczny reakcji chemicznej Przykład 1. Podczas redukcji 8,0 g tlenku miedzi(II) wodorem powstała metaliczna miedź i para wodna oraz wydzieliło się 7,9 kJ ciepła. Oblicz efekt cieplny reakcji redukcji tlenku miedzi(II).
Rozwiązanie . Równanie reakcji CuO (ciało stałe) + H2 (g) = Cu (ciało stałe) + H2 O (g) + Q (*)
Zróbmy proporcję: przy redukcji 0,1 mola uwalnia się 7,9 kJ, przy redukcji 1 mola uwalnia się x kJ;
Gdzie x = + 79 kJ/mol. Równanie (*) ma postać
CuO (stały) + H2 (g) = Cu (stały) + H2 O (g) +79 kJ
Równanie termochemiczne jest równaniem reakcji chemicznej, które określa stan skupienia składniki mieszaniny reakcyjnej (odczynniki i produkty) oraz efekt termiczny reakcji.
Zatem do stopienia lodu lub odparowania wody potrzebna jest pewna ilość ciepła, natomiast przy zamarzaniu wody w stanie ciekłym lub skraplaniu się pary wodnej uwalniana jest taka sama ilość ciepła. Dlatego po wyjściu z wody jest nam zimno (parowanie wody z powierzchni ciała wymaga energii), a pocenie się ma charakter biologiczny mechanizm obronny z przegrzania organizmu. Wręcz przeciwnie, zamrażarka zamraża wodę i ogrzewa otaczające pomieszczenie, uwalniając do niego nadmiar ciepła.
Przykład ten pokazuje termiczne skutki zmian stanu skupienia wody. Ciepło topnienia (w 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (fizyka) lub Qpl. = - 6,02 kJ/mol (chemia), ciepło parowania (parowania) (w 100o C) q = 2,26×106 J/kg (fizyka) lub Qex. = - 40,68 kJ/mol (chemia).
topienie
odparowanie |
|||||
przyr. 298.
Wykład 6. Termochemia. Efekt termiczny reakcji chemicznej Oczywiście procesy sublimacji są możliwe w przypadku ciała stałego
przechodzi w fazę gazową, omijając stan ciekły i odwrotne procesy osadzania (krystalizacji) z fazy gazowej, dla nich można również obliczyć lub zmierzyć efekt cieplny.
Oczywiste jest, że każda substancja ma wiązania chemiczne, dlatego każda substancja ma pewną ilość energii. Jednak nie wszystkie substancje można przekształcić w siebie w wyniku jednej reakcji chemicznej. Dlatego zgodziliśmy się na wprowadzenie stanu standardowego.
Standardowy stan skupienia– jest to stan skupienia substancji w temperaturze 298 K i ciśnieniu 1 atmosfery w najbardziej stabilnej w tych warunkach modyfikacji alotropowej.
Warunki standardowe– jest to temperatura 298 K i ciśnienie 1 atmosfery. Warunki standardowe (stan standardowy) są oznaczone indeksem 0.
Standardowe ciepło tworzenia związku zwany efektem termicznym reakcji chemicznej powstawania tego połączenia z prostych substancji wziętych w ich stanie normalnym. Ciepło tworzenia związku jest oznaczone symbolem Q 0 W przypadku wielu związków standardowe ciepło tworzenia podano w podręcznikach dotyczących wielkości fizykochemicznych.
Standardowe ciepło tworzenia prostych substancji wynosi 0. Na przykład próbka Q0, 298 (O2, gaz) = 0, próbka Q0, 298 (C, ciało stałe, grafit) = 0.
Na przykład . Zapisz równanie termochemiczne powstawania siarczanu miedzi(II). Z podręcznika Q0 próbka 298 (CuSO4) = 770 kJ/mol.
Cu (stały) + S (stały) + 2O2 (g) = CuSO4 (stały) + 770 kJ.
Uwaga: równanie termochemiczne można zapisać dla dowolnej substancji, ale trzeba to zrozumieć prawdziwe życie reakcja przebiega zupełnie inaczej: z wymienionych odczynników po podgrzaniu powstają tlenki miedzi(II) i siarki(IV), ale nie powstaje siarczan miedzi(II). Ważny wniosek: równanie termochemiczne jest modelem umożliwiającym obliczenia, dobrze zgadza się z innymi danymi termochemicznymi, ale nie wytrzymuje testów praktycznych (tzn. nie jest w stanie poprawnie przewidzieć możliwości lub niemożliwości reakcji).
(Bj) - ∑ a i × Q arr 0 ,298 ja
Wykład 6. Termochemia. Efekt termiczny reakcji chemicznej
Wyjaśnienie . Żeby Was nie wprowadzić w błąd od razu dodam termodynamikę chemiczną potrafi przewidzieć możliwość/niemożliwość reakcji wymaga to jednak poważniejszych „narzędzi”, które wykraczają poza to kurs szkolny chemia. Równanie termochemiczne w porównaniu z tymi technikami jest pierwszym krokiem na tle piramidy Cheopsa - nie można się bez niego obejść, ale nie można wznieść się wysoko.
Przykład 2. Oblicz efekt cieplny kondensacji wody o masie 5,8 g. Proces kondensacji opisuje równanie termochemiczne H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q – kondensacja jest zwykle procesem egzotermicznym. Ciepło kondensacji wody w temperaturze 25oC wynosi 37 kJ/mol (podręcznik). .
Dlatego Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
W XIX wieku rosyjski chemik Hess, badając termiczne skutki reakcji, ustalił eksperymentalnie prawo zachowania energii w odniesieniu do reakcji chemicznych - prawo Hessa.
Efekt cieplny reakcji chemicznej nie zależy od drogi procesu i jest określony jedynie różnicą pomiędzy stanem końcowym i początkowym.
Z punktu widzenia chemii i matematyki prawo to oznacza, że możemy wybrać dowolną „trajektorię obliczeniową” obliczenia procesu, ponieważ wynik nie jest od niej zależny. Z tego powodu bardzo ważne prawo Hessa ma niezwykle ważne znaczenie konsekwencja prawa Hessa.
Efekt cieplny reakcji chemicznej jest równy sumie ciepła tworzenia produktów reakcji pomniejszonej o sumę ciepła tworzenia reagentów (z uwzględnieniem współczynników stechiometrycznych).
Ze zdrowego rozsądku konsekwencja ta odpowiada procesowi, w którym wszystkie reagenty najpierw przekształcają się w proste substancje, które następnie ponownie łączą się, tworząc produkty reakcji.
W formie równania konsekwencja prawa Hessa wygląda następująco: Równanie reakcji: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b
W tym przypadku a i oraz b j są współczynnikami stechiometrycznymi, A i są odczynnikami, B j są produktami reakcji.
Wtedy konsekwencja prawa Hessa ma postać Q = ∑ b j × Q arr 0 ,298
k Bk + Q
(Ai)
Wykład 6. Termochemia. Efekt termiczny reakcji chemicznej Od standardowych ciepła powstawania wielu substancji
a) są podsumowane w specjalnych tabelach lub b) można je wyznaczyć eksperymentalnie, wówczas możliwe staje się bardzo dokładne przewidzenie (obliczenie) efektu cieplnego duża ilość reakcje z dość dużą dokładnością.
Przykład 3. (Następstwo prawa Hessa). Oblicz efekt cieplny reformingu parowego metanu zachodzącego w fazie gazowej w warunkach normalnych:
CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Określ, czy ta reakcja jest egzotermiczna czy endotermiczna?
Rozwiązanie: Wniosek z prawa Hessa
Q = 3 Q0 | G) +Q 0 | (CO, g) −Q 0 | G ) −Q 0 | O, g) - w ogólna perspektywa. |
|||||
przyr. 298 | przyr. 298 | przyr. 298 | przyr. 298 | ||||||
Q wersja0 | 298 (H2,g) = 0 | Prosta substancja w stanie standardowym |
|||||||
Z podręcznika znajdujemy ciepło tworzenia pozostałych składników mieszaniny.
O, g) = 241,8 | (CO, g) = 110,5 | Г) = 74,6 | |||||||||
przyr. 298 | przyr. 298 | przyr. 298 | |||||||||
Podstawienie wartości do równania
Q = 0 + 110,5 – 74,6 – 241,8 = -205,9 kJ/mol, reakcja jest wysoce endotermiczna.
Odpowiedź: Q = -205,9 kJ/mol, endotermiczny
Przykład 4. (Zastosowanie prawa Hessa). Znane ciepła reakcji
C (ciało stałe) + ½ O (g) = CO (g) + 110,5 kJ
C (ciało stałe) + O2 (g) = CO2 (g) + 393,5 kJ Znajdź efekt cieplny reakcji 2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g). Rozwiązanie Pomnóż pierwsze i drugie równanie przez 2
2C (sol.) + O2 (g.) = 2CO (g.) + 221 kJ 2C (solw.) + 2O2 (g.) = 2CO2 (g.) + 787 kJ
Odejmij pierwszą wartość od drugiego równania
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ – 2CO (g) – 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Odpowiedź: 566 kJ/mol.
Uwaga: Studiując termochemię, bierzemy pod uwagę reakcję chemiczną zachodzącą z zewnątrz (na zewnątrz). Natomiast termodynamika chemiczna jest nauką o zachowaniu systemy chemiczne– rozpatruje system od wewnątrz i operuje koncepcją „entalpii” H jako energii cieplnej układu. Entalpia, tak
Wykład 6. Termochemia. Efekt termiczny reakcji chemicznej ma takie samo znaczenie jak ilość ciepła, ale ma przeciwny znak: jeśli energia jest uwalniana z systemu, środowisko ją otrzymuje i nagrzewa się, a system traci energię.
Literatura:
1. podręcznik, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko i in., Chemia 9. klasa, akapit 19,
2. Podręcznik edukacyjno-metodyczny„Podstawy chemii ogólnej” Część 1.
Opracowane przez S.G. Baram, I.N. Mironow. - Zabierz ze sobą! na następne seminarium
3. AV Manuiłow. Podstawy chemii. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Efekt termiczny reakcji chemicznej. Podstawowe prawa termochemii.
§9.2** Termochemia (ciąg dalszy). Ciepło tworzenia substancji z pierwiastków.
Standardowa entalpia tworzenia.
Uwaga!
Przechodzimy do rozwiązywania problemów obliczeniowych, dlatego kalkulator jest teraz pożądany na seminariach z chemii.
|
W wyniku przestudiowania tego tematu dowiesz się:
W wyniku przestudiowania tego tematu dowiesz się:
Pytania do nauki: |
6.1. Energia procesów chemicznych
6.1.1. Energia wewnętrzna i entalpia
W każdym procesie przestrzegane jest prawo zachowania energii:
Q = Δ U + A.
Równość ta oznacza, że jeśli do układu dostarczone zostanie ciepło Q, to zostanie ono wydane na zmianę energii wewnętrznej Δ U i wykonanie pracy A.
Energia wewnętrzna układu to jego całkowita rezerwa, obejmująca energię translacyjną i ruch obrotowy cząsteczki, energia ruchu elektronów w atomach, energia oddziaływania jąder z elektronami, jądra z jądrami itp., tj. wszystkie rodzaje energii z wyjątkiem kinetycznej i energia potencjalna systemy jako całość.
Praca wykonana przez układ podczas przejścia ze stanu 1, charakteryzującego się objętością V 1, do stanu 2 (objętość V 2) przy stałym ciśnieniu (praca rozprężania) jest równa:
A = p(V 2 - V 1).
Przy stałym ciśnieniu (p=const), uwzględniając wyrażenie na pracę rozprężania, prawo zachowania energii zapiszemy następująco:
Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).
Nazywa się sumą energii wewnętrznej układu i iloczynu jego objętości i ciśnienia entalpia N:
Ponieważ Dokładna wartość energia wewnętrzna układu jest nieznana, nie można również uzyskać wartości bezwzględnych entalpii. Mają także znaczenie naukowe praktyczne użycie znajdź zmiany entalpii ΔH.
Energia wewnętrzna U i entalpia H wynoszą funkcje państwowe systemy. Funkcje stanu to te cechy układu, w których zmianach determinuje jedynie stan końcowy i początkowy układu, tj. nie zależą od ścieżki procesu.
6.1.2. Procesy egzo- i endotermiczne
Występowaniu reakcji chemicznych towarzyszy absorpcja lub uwalnianie ciepła. Egzotermiczny nazywana reakcją zachodzącą wraz z uwolnieniem ciepła do otoczenia, oraz endotermiczny– z pochłanianiem ciepła z otoczenia.
Wiele procesów w praktyce przemysłowej i laboratoryjnej odbywa się przy stałym ciśnieniu i temperaturze (T=const, p=const). Cechą energetyczną tych procesów jest zmiana entalpii:
Q P = -Δ N.
Dla procesów zachodzących przy stałej objętości i temperaturze (T=const, V=const) Q V =-Δ U.
Dla reakcji egzotermicznych ΔH< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Na przykład
N 2 (g) + SO 2 (g) = N 2 O (g); ΔН 298 = +82 kJ,
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔН 298 = -802 kJ.
Równania chemiczne, które dodatkowo wskazują efekt termiczny reakcji (wartość DN procesu), a także stan skupienia substancji i temperaturę, nazywane są termochemiczny równania.
W równaniach termochemicznych odnotowuje się stan fazowy i modyfikacje alotropowe odczynników i powstałych substancji: g - gazowy, g - ciekły, j - krystaliczny; S (diament), S (monokl), C (grafit), C (diament) itp.
6.1.3. Termochemia; Prawo Hessa
Zajmuje się badaniami zjawisk energetycznych towarzyszących procesom fizycznym i chemicznym termochemia. Podstawowym prawem termochemii jest prawo sformułowane przez rosyjskiego naukowca G.I. Hessa w 1840 r.
Prawo Hessa: zmiana entalpii procesu zależy od rodzaju i stanu materiałów wyjściowych i produktów reakcji, ale nie zależy od drogi procesu.
Poprzez rewizję efekty termochemiczne Często zamiast pojęcia „zmiana entalpii procesu” używa się wyrażenia „entalpia procesu”, rozumiejąc przez to pojęcie wartość Δ H. Błędem jest używanie pojęcia „efekt cieplny procesu” ” przy formułowaniu prawa Hessa, gdyż wartość Q w ogólnym przypadku nie jest funkcją stanu. Jak stwierdzono powyżej, tylko przy stałym ciśnieniu Q P = -Δ N (przy stałej objętości Q V = -Δ U).
Zatem powstawanie PCl 5 można rozpatrywać w wyniku interakcji prostych substancji:
P (k, biały) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; ΔH 1,
lub w wyniku procesu przebiegającego w kilku etapach:
P (k, biały) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); ΔH2,
PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(k); ΔH3,
lub w sumie:
P (k, biały) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; Δ H. 1 = Δ H. 2 + Δ H. 3.
6.1.4. Entalpie tworzenia substancji
Entalpia tworzenia to entalpia procesu tworzenia się substancji w danym stanie skupienia z prostych substancji znajdujących się w trwałych modyfikacjach. Na przykład entalpia tworzenia siarczanu sodu jest entalpią reakcji:
2Na (k) + S (romb) + 2O 2 (g) = Na 2 SO 4 (k).
Entalpia tworzenia prostych substancji wynosi zero.
Ponieważ efekt termiczny reakcji zależy od stanu substancji, temperatury i ciśnienia, przy przeprowadzaniu obliczeń termochemicznych postanowiono zastosować standardowe entalpie tworzenia– entalpia tworzenia substancji znajdujących się w danej temperaturze w stan standardowy. Za stan normalny dla substancji w stanie skondensowanym przyjmuje się rzeczywisty stan substancji w danej temperaturze i ciśnieniu 101,325 kPa (1 atm). Literatury podają zazwyczaj standardowe entalpie tworzenia substancji w temperaturze 25 o C (298 K), w odniesieniu do 1 mola substancji (Δ H f o 298). Standardowe entalpie tworzenia niektórych substancji w T = 298 K podano w tabeli. 6.1.
Tabela 6.1.
Standardowe entalpie tworzenia (Δ H f o 298) niektórych substancji
Substancja |
Δ Н f o 298, kJ/mol |
Substancja |
Δ Н f o 298, kJ/mol |
Standardowe entalpie tworzenia najbardziej złożonych substancji są wartościami ujemnymi. W przypadku niewielkiej liczby substancji niestabilnych Δ Н f o 298 > 0. Do takich substancji zaliczają się w szczególności tlenek azotu (II) i tlenek azotu (IV), tabela 6.1.
6.1.5. Obliczanie skutków termicznych reakcji chemicznych
Do obliczenia entalpii procesów stosuje się wniosek z prawa Hessa: entalpia reakcji jest równa sumie entalpii tworzenia produktów reakcji minus suma entalpii tworzenia substancji wyjściowych, biorąc pod uwagę współczynniki stechiometryczne.
Obliczmy entalpię rozkładu węglanu wapnia. Proces opisuje następujące równanie:
CaCO3 (k) = CaO (k) + CO2 (g).
Entalpia tej reakcji będzie równa sumie entalpii tworzenia tlenku wapnia i dwutlenek węgla minus entalpia tworzenia węglanu wapnia:
Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (k)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (k)).
Korzystając z danych z tabeli 6.1. otrzymujemy:
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Z uzyskanych danych wynika, że rozpatrywana reakcja ma charakter endotermiczny, tj. przebiega wraz z absorpcją ciepła.
CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)
Towarzyszy temu wydzielanie ciepła. Jego entalpia będzie równa
Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Szybkość reakcji chemicznych
6.2.1. Koncepcja szybkości reakcji
Dział chemii zajmujący się szybkością i mechanizmami reakcji chemicznych nazywa się Kinetyka chemiczna. Jednym z kluczowych pojęć kinetyki chemicznej jest szybkość reakcji chemicznej.
Szybkość reakcji chemicznej zależy od zmiany stężenia reagentów w jednostce czasu przy stałej objętości układu.
Rozważ następujący proces:
Niech w pewnym momencie t 1 stężenie substancji A będzie równe wartości c 1 , a w chwili t 2 – wartości c 2 . W okresie od t 1 do t 2 zmiana stężenia będzie wynosić Δ c = c 2 – c 1. Średnia prędkość reakcja jest równa:
Znak minus umieszczono, ponieważ w miarę postępu reakcji (Δ t > 0) stężenie substancji maleje (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Szybkość reakcji chemicznej zależy od charakteru reagentów i warunków reakcji: stężenia, temperatury, obecności katalizatora, ciśnienia (w przypadku reakcji gazowych) i kilku innych czynników. W szczególności wraz ze wzrostem powierzchni kontaktu substancji wzrasta szybkość reakcji. Szybkość reakcji wzrasta także wraz ze wzrostem szybkości mieszania reagentów.
Wartość numeryczna szybkość reakcji zależy również od tego, z jakiego składnika oblicza się szybkość reakcji. Na przykład szybkość procesu
H2 + I2 = 2HI,
obliczona na podstawie zmiany stężenia HI jest dwukrotnością szybkości reakcji obliczonej na podstawie zmiany stężenia odczynników H 2 lub I 2.
6.2.2. Zależność szybkości reakcji od stężenia; porządek i molekularność reakcji
Podstawowe prawo kinetyki chemicznej brzmi prawo akcji masowej– ustala zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów.
Szybkość reakcji jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów. Dla reakcji zapisanej w postaci ogólnej jako
aA + bB = cC + dD,
Zależność szybkości reakcji od stężenia ma postać:
v = k [A] α [B] β .
W tym równaniu kinetycznym k jest współczynnikiem proporcjonalności, tzw stała stawki; [A] i [B] to stężenia substancji A i B. Stała szybkości reakcji k zależy od charakteru reagentów i temperatury, ale nie zależy od ich stężeń. Współczynniki α i β wynikają z danych doświadczalnych.
Suma wykładników w równaniach kinetycznych nazywana jest sumą w celu reakcje. Istnieje również zamówienie prywatne reakcje jednego ze składników. Na przykład dla reakcji
H2 + C12 = 2HC1
Równanie kinetyczne wygląda następująco:
v = k 1/2,
te. porządek ogólny wynosi 1,5, a rzędy reakcji dla składników H2 i C12 wynoszą odpowiednio 1 i 0,5.
Molekularność reakcja jest określona przez liczbę cząstek, których jednoczesne zderzenie powoduje elementarny akt oddziaływania chemicznego. Akt elementarny (etap podstawowy)– pojedynczy akt oddziaływania lub przemiany cząstek (cząsteczek, jonów, rodników) w inne cząstki. W przypadku reakcji elementarnych molekularność i porządek reakcji są takie same. Jeżeli proces jest wieloetapowy i dlatego zapisanie równania reakcji nie ujawnia mechanizmu procesu, to kolejność reakcji nie pokrywa się z jej molekularnością.
Reakcje chemiczne Dzielą się na proste (jednoetapowe) i złożone, występujące w kilku etapach.
Reakcja monocząsteczkowa to reakcja, w której elementarnym aktem jest przemiana chemiczna jednej cząsteczki. Na przykład:
CH3CHO (g) = CH4 (g) + CO (g).
Reakcja dwumolekularna– reakcja, w której elementarny akt zachodzi w wyniku zderzenia dwóch cząstek. Na przykład:
H 2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).
Reakcja trójcząsteczkowa- prosta reakcja, której elementarny akt zachodzi podczas jednoczesnego zderzenia trzech cząsteczek. Na przykład:
2NO (g) + O 2 (g) = 2 NO 2 (g).
Ustalono, że jednoczesne zderzenie więcej niż trzech cząsteczek prowadzące do powstania produktów reakcji jest praktycznie niemożliwe.
Prawo akcji masowych nie ma zastosowania do reakcji obejmujących ciała stałe, ponieważ ich stężenia są stałe i reagują tylko na powierzchni. Szybkość takich reakcji zależy od wielkości powierzchni styku pomiędzy reagującymi substancjami.
6.2.3. Zależność szybkości reakcji od temperatury
Szybkość reakcji chemicznych wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Wzrost ten wynika ze wzrostu energia kinetyczna Cząsteczki. W 1884 roku holenderski chemik Van't Hoff sformułował zasadę: Przy wzroście temperatury o każde 10 stopni szybkość reakcji chemicznych wzrasta 2-4 razy.
Reguła Van't Hoffa jest zapisana jako:
,
gdzie V t 1 i V t 2 to szybkości reakcji w temperaturach t 1 i t 2; γ jest temperaturowym współczynnikiem prędkości, równym 2–4.
Do przybliżonego wpływu temperatury na szybkość reakcji stosuje się regułę Van't Hoffa. Dokładniejsze równanie opisujące zależność stałej szybkości reakcji od temperatury zaproponował w 1889 roku szwedzki naukowiec S. Arrhenius:
.
W równaniu Arrheniusa A jest stałą, E jest energią aktywacji (J/mol); T – temperatura, K.
Według Arrheniusa nie każde zderzenie cząsteczek prowadzi do przemian chemicznych. Tylko cząsteczki posiadające nadmiar energii są w stanie zareagować. Ta nadwyżka energii, jaką muszą posiadać zderzające się cząstki, aby zaszła między nimi reakcja, nazywa się energia aktywacji.
6.3. Pojęcie katalizy i katalizatorów
Katalizator to substancja, która zmienia szybkość reakcji chemicznej, ale pozostaje niezmieniona chemicznie po zakończeniu reakcji.
Niektóre katalizatory przyspieszają reakcję, inne tzw inhibitory, spowolnij jego postęp. Na przykład dodanie niewielkiej ilości MnO2 do nadtlenku wodoru H2O2 jako katalizatora powoduje szybki rozkład:
2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
W obecności niewielkich ilości kwasu siarkowego obserwuje się zmniejszenie szybkości rozkładu H 2 O 2. W tej reakcji kwas siarkowy działa jako inhibitor.
W zależności od tego, czy katalizator znajduje się w tej samej fazie co reagenty, czy tworzy niezależną fazę, rozróżnia się je jednorodny I kataliza heterogeniczna.
Kataliza homogeniczna
W przypadku katalizy jednorodnej reagenty i katalizator znajdują się w tej samej fazie, na przykład gazowej. Mechanizm działania katalizatora polega na tym, że oddziałuje on z reagującymi substancjami tworząc związki pośrednie.
Rozważmy mechanizm działania katalizatora. W przypadku braku katalizatora reakcja
Postępuje bardzo powoli. Katalizator tworzy reaktywny produkt pośredni z substancjami wyjściowymi (na przykład z substancją B):
który reaguje energicznie z innym materiałem wyjściowym, tworząc końcowy produkt reakcji:
VK + A = AB + K.
Kataliza jednorodna zachodzi np. w procesie utleniania tlenku siarki(IV) do tlenku siarki(VI), który zachodzi w obecności tlenków azotu.
Jednorodna reakcja
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
przy braku katalizatora idzie bardzo wolno. Ale po wprowadzeniu katalizatora (NO) powstaje związek pośredni (NO2):
O2 + 2NO = 2NO2,
który łatwo utlenia SO 2:
NIE 2 + SO 2 = SO 3 + NIE.
Energia aktywacji tego ostatniego procesu jest bardzo mała, więc reakcja przebiega dalej wysoka prędkość. Zatem działanie katalizatorów sprowadza się do zmniejszenia energii aktywacji reakcji.
Kataliza heterogeniczna
W katalizie heterogenicznej katalizator i reagenty znajdują się w różnych fazach. Katalizator jest zwykle w stanie stałym, a reagenty w stanie ciekłym lub gazowym. W katalizie heterogenicznej przyspieszenie procesu jest zwykle związane z katalitycznym działaniem powierzchni katalizatora.
Katalizatory wyróżniają się selektywnością działania. Na przykład w obecności katalizatora tlenku glinu Al 2 O 3 w temperaturze 300 o C wodę i etylen otrzymuje się z alkoholu etylowego:
C 2 H 5 OH – (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
W tej samej temperaturze, ale w obecności miedzi Cu jako katalizatora, następuje odwodornienie alkoholu etylowego:
C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2 .
Niewielkie ilości niektórych substancji zmniejszają lub nawet całkowicie niszczą działanie katalizatorów (zatrucie katalizatora). Takie substancje nazywane są trucizny katalityczne. Na przykład tlen powoduje odwracalne zatrucie katalizatora żelaznego podczas syntezy NH3. Aktywność katalizatora można przywrócić przepuszczając świeżą mieszaninę azotu i wodoru oczyszczoną z tlenu. Siarka powoduje nieodwracalne zatrucie katalizatora podczas syntezy NH3. Jego aktywności nie można przywrócić przez przepuszczenie świeżej mieszaniny N 2 + H 2.
Substancje wzmacniające działanie katalizatorów reakcji nazywane są promotorzy, Lub aktywatory(katalizatory platynowe promuje się np. dodatkiem żelaza lub aluminium).
Mechanizm katalizy heterogenicznej jest bardziej złożony. Do wyjaśnienia tego służy teoria adsorpcji katalizy. Powierzchnia katalizatora jest niejednorodna, dlatego znajdują się na niej tzw. centra aktywne. Adsorpcja reagujących substancji zachodzi w centrach aktywnych. Ten ostatni proces zbliża do siebie reagujące cząsteczki i zwiększa ich aktywność chemiczną, ponieważ wiązania między atomami w zaadsorbowanych cząsteczkach ulegają osłabieniu i zwiększa się odległość między atomami.
Z drugiej strony uważa się, że przyspieszające działanie katalizatora w katalizie heterogenicznej wynika z faktu, że reagujące substancje tworzą związki pośrednie (jak w przypadku katalizy jednorodnej), co prowadzi do spadku energii aktywacji.
6.4. Równowaga chemiczna
Reakcje nieodwracalne i odwracalne
Reakcje, które przebiegają tylko w jednym kierunku i są zakończone całkowita transformacja substancje początkowe w substancje końcowe nazywane są nieodwracalnymi.
Nieodwracalne, tj. prowadzące do zakończenia to reakcje, w których
Reakcje chemiczne, które mogą przebiegać w przeciwnych kierunkach, nazywane są odwracalnymi. Typowe reakcje odwracalne to synteza amoniaku i utlenianie tlenku siarki (IV) do tlenku siarki (VI):
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
Pisząc równania reakcji odwracalnych, zamiast znaku równości należy używać dwóch strzałek skierowanych w przeciwne strony.
W reakcjach odwracalnych szybkość reakcji bezpośredniej w początkowym momencie ma wartość maksymalną, która maleje wraz ze spadkiem stężenia początkowych reagentów. Przeciwnie, reakcja odwrotna ma początkowo szybkość minimalną, zwiększającą się wraz ze wzrostem stężenia produktów. W rezultacie nadchodzi moment, w którym szybkości reakcji przedniej i odwrotnej zrównają się i w układzie ustala się równowaga chemiczna.
Równowaga chemiczna
Stan układu reagujących substancji, w którym szybkość reakcji naprzód staje się równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną.
Równowaga chemiczna nazywana jest także równowagą prawdziwą. Oprócz równości szybkości reakcji do przodu i do tyłu, prawdziwa równowaga (chemiczna) charakteryzuje się następującymi cechami:
- stan układu jest taki sam niezależnie od tego, z której strony układ zbliża się do równowagi – od strony substancji wyjściowych czy od strony produktów reakcji.
niezmienność stanu układu spowodowana jest występowaniem reakcji bezpośrednich i odwrotnych, czyli stan równowagi jest dynamiczny;
stan systemu pozostaje niezmieniony w czasie, jeśli nie ma na system zewnętrznego wpływu;
każdy wpływ zewnętrzny powoduje przesunięcie równowagi układu; jeśli jednak wpływ zewnętrzny zostanie usunięty, system powróci do pierwotnego stanu;
Należy to odróżnić od prawdy pozorna równowaga. Na przykład mieszaninę tlenu i wodoru w zamkniętym naczyniu w temperaturze pokojowej można przechowywać przez nieokreślony czas. Jednakże inicjacja reakcji (wyładowanie elektryczne, promieniowanie ultrafioletowe, podwyższona temperatura) powoduje nieodwracalną reakcję tworzenia się wody.
6.5. Zasada Le Chateliera
Określa się wpływ zmian warunków zewnętrznych na położenie równowagi Zasada Le Châtela e (Francja, 1884): jeśli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie zastosowany jakiś wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga w układzie przesunie się w stronę osłabienia tego wpływu.
Zasada Le Chateliera dotyczy nie tylko procesów chemicznych, ale także fizycznych, takich jak wrzenie, krystalizacja, rozpuszczanie itp.
Rozważ wpływ różne czynniki dla równowagi chemicznej na przykładzie reakcji syntezy amoniaku:
N2+3H222NH3; ΔH = -91,8 kJ.
Wpływ stężenia na równowagę chemiczną.
Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost stężenia substancji wyjściowych przesuwa równowagę w stronę powstawania produktów reakcji. Wzrost stężenia produktów reakcji przesuwa równowagę w stronę tworzenia substancji wyjściowych.
W omówionym powyżej procesie syntezy amoniaku wprowadzenie do układu równowagi dodatkowych ilości N 2 lub H 2 powoduje przesunięcie równowagi w kierunku, w którym zmniejsza się stężenie tych substancji, w związku z czym równowaga przesuwa się w stronę tworzenia NH3. Wzrost stężenia amoniaku przesuwa równowagę w stronę substancji macierzystych.
Katalizator przyspiesza zatem jednakowo reakcje do przodu i do tyłu wprowadzenie katalizatora nie wpływa na równowagę chemiczną.
Wpływ temperatury na równowagę chemiczną
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a wraz ze spadkiem temperatury w stronę reakcji egzotermicznej.
Wyznacza się stopień przesunięcia równowagi całkowita wartość efekt termiczny: im większa wartość ΔH reakcji, tym większy wpływ temperatury.
W rozważanej reakcji syntezy amoniaku wzrost temperatury przesunie równowagę w stronę substancji wyjściowych.
Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną
Zmiany ciśnienia wpływają na równowagę chemiczną substancji gazowych. Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji zachodzącej ze zmniejszeniem objętości substancji gazowych, a spadek ciśnienia przesuwa równowagę w przeciwnym kierunku. Reakcja syntezy amoniaku przebiega wraz ze zmniejszaniem się objętości układu (po lewej stronie równania znajdują się cztery objętości, po prawej dwie). Dlatego wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w stronę tworzenia amoniaku. Spadek ciśnienia przesunie równowagę do Odwrotna strona. Jeżeli w równaniu reakcji odwracalnej liczba cząsteczek substancji gazowych po prawej i lewej stronie jest równa (reakcja przebiega bez zmiany objętości substancji gazowych), to ciśnienie nie wpływa na położenie równowagi w tym układzie.
Ćwiczenia 81.
Oblicz ilość ciepła wydzielonego podczas redukcji Fe 2 O 3 metaliczne aluminium, jeśli otrzymano 335,1 g żelaza. Odpowiedź: 2543,1 kJ.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji:
= (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) = -1669,8 -(-822,1) = -847,7 kJ
Ilość ciepła uwolnionego po otrzymaniu 335,1 g żelaza oblicza się z proporcji:
(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,
gdzie 55,85 masa atomowa gruczoł.
Odpowiedź: 2543,1 kJ.
Efekt termiczny reakcji
Zadanie 82.
Gazowy alkohol etylowy C2H5OH można otrzymać w wyniku oddziaływania etylenu C2H4 (g) i pary wodnej. Zapisz równanie termochemiczne tej reakcji, obliczywszy wcześniej jej efekt termiczny. Odpowiedź: -45,76 kJ.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji to:
C2H4 (g) + H2O (g) = C2H5OH (g); =?
Wartości standardowych ciepła tworzenia substancji podano w specjalnych tabelach. Biorąc pod uwagę, że ciepło tworzenia prostych substancji tradycyjnie przyjmuje się za zero. Obliczmy efekt termiczny reakcji korzystając z konsekwencji prawa Hessa, otrzymamy:
= (C 2 H 5 OH) – [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] =
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ
Równania reakcji, w których o symbolach związki chemiczne wskazane są ich stany skupienia lub modyfikacji krystalicznej, a także liczbowa wartość efektów termicznych, zwanych termochemicznymi. W równaniach termochemicznych, jeśli nie określono inaczej, wartości efektów cieplnych przy stałym ciśnieniu Q p są wskazane jako równe zmianie entalpii układu. Wartość podaje się zwykle po prawej stronie równania, oddzielając ją przecinkiem lub średnikiem. Akceptowane są następujące skrócone oznaczenia stanu skupienia substancji: G- gazowy, I- płyn, Do
Jeżeli w wyniku reakcji wydziela się ciepło, to tak< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g); = - 45,76 kJ.
Odpowiedź:- 45,76 kJ.
Zadanie 83.
Oblicz efekt termiczny reakcji redukcji tlenku żelaza(II) wodorem na podstawie poniższych równań termochemicznych:
a) EO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO2 (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.
Odpowiedź: +27,99 kJ.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji redukcji tlenku żelaza (II) wodorem ma postać:
EeO (k) + H2 (g) = Fe (k) + H2O (g); =?
= (H2O) – [ (FeO)
Ciepło tworzenia się wody jest określone równaniem
H2(g) + 1/2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ,
a ciepło tworzenia tlenku żelaza (II) można obliczyć, odejmując równanie (a) od równania (b).
=(c) - (b) - (a) = -241,83 – [-283,o – (-13,18)] = +27,99 kJ.
Odpowiedź:+27,99 kJ.
Zadanie 84.
Kiedy gazowy siarkowodór i dwutlenek węgla oddziałują, powstaje para wodna i dwusiarczek węgla CS 2 (g). Zapisz równanie termochemiczne tej reakcji i najpierw oblicz jej efekt termiczny. Odpowiedź: +65,43 kJ.
Rozwiązanie:
G- gazowy, I- płyn, Do-- krystaliczny. Symbole te są pomijane, jeśli stan skupienia substancji jest oczywisty, na przykład O 2, H 2 itp.
Równanie reakcji to:
2H2S (g) + CO2 (g) = 2H2O (g) + CS2 (g); =?
Wartości standardowych ciepła tworzenia substancji podano w specjalnych tabelach. Biorąc pod uwagę, że ciepło tworzenia prostych substancji tradycyjnie przyjmuje się za zero. Efekt termiczny reakcji można obliczyć, korzystając z prawa Hessa:
= (H 2 O) + (СS 2) – [(H 2 S) + (СO 2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.
2H2S (g) + CO2 (g) = 2H2O (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.
Odpowiedź:+65,43 kJ.
Równanie reakcji termochemicznej
Zadanie 85.
Napisz równanie termochemiczne reakcji CO (g) z wodorem, w wyniku której powstają CH 4 (g) i H 2 O (g). Ile ciepła zostanie wydzielone podczas tej reakcji, jeśli w normalnych warunkach wytworzy się 67,2 litrów metanu? Odpowiedź: 618,48 kJ.
Rozwiązanie:
Równania reakcji, w których obok symboli związków chemicznych wskazany jest ich stan skupienia lub modyfikacji kryształów, a także liczbowa wartość efektów cieplnych, nazywane są termochemicznymi. W równaniach termochemicznych, jeśli nie określono inaczej, wskazane są wartości efektów cieplnych przy stałym ciśnieniu Q p równe zmianie entalpii układu. Wartość podaje się zwykle po prawej stronie równania, oddzielając ją przecinkiem lub średnikiem. Akceptowane są następujące skrócone oznaczenia stanu skupienia substancji: G- gazowy, I- coś, Do- krystaliczny. Symbole te są pomijane, jeśli stan skupienia substancji jest oczywisty, na przykład O 2, H 2 itp.
Równanie reakcji to:
CO (g) + 3H 2 (g) = CH 4 (g) + H 2 O (g); =?
Wartości standardowych ciepła tworzenia substancji podano w specjalnych tabelach. Biorąc pod uwagę, że ciepło tworzenia prostych substancji tradycyjnie przyjmuje się za zero. Efekt termiczny reakcji można obliczyć, korzystając z prawa Hessa:
= (H2O) + (CH4) – (CO)];
= (-241,83) + (-74,84) – (-110,52) = -206,16 kJ.
Równanie termochemiczne będzie wyglądało następująco:
22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x = 67,2 (-206,16)/22?4 = -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.
Odpowiedź: 618,48 kJ.
Ciepło formowania
Zadanie 86.
Efekt termiczny, którego reakcja jest równa ciepłu tworzenia. Oblicz ciepło tworzenia NO na podstawie następujących równań termochemicznych:
a) 4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4NO (g) + 6H2O (l); = -1168,80 kJ;
b) 4NH3 (g) + 3O2 (g) = 2N2 (g) + 6H2O (l); = -1530,28 kJ
Odpowiedź: 90,37 kJ.
Rozwiązanie:
Standardowe ciepło tworzenia jest równe ciepłu reakcji tworzenia 1 mola tej substancji z substancji prostych w warunkach normalnych (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). Tworzenie NO z prostych substancji można przedstawić w następujący sposób:
1/2N 2 + 1/2O 2 = NIE
Podana jest reakcja (a), w wyniku której powstają 4 mole NO, oraz reakcja (b), w wyniku której powstają 2 mole N2. W obu reakcjach bierze udział tlen. Dlatego też, aby wyznaczyć ciepło standardowe tworzenia NO, układamy następujący cykl Hessa, czyli od równania (b) należy odjąć równanie (a):
Zatem 1/2N 2 + 1/2O 2 = NIE; = +90,37 kJ.
Odpowiedź: 618,48 kJ.
Zadanie 87.
Krystaliczny chlorek amonu powstaje w wyniku reakcji amoniaku i gazowego chlorowodoru. Zapisz równanie termochemiczne tej reakcji, obliczywszy wcześniej jej efekt termiczny. Ile ciepła wydzieli się, jeśli w reakcji zużyto 10 litrów amoniaku, obliczone w normalnych warunkach? Odpowiedź: 78,97 kJ.
Rozwiązanie:
Równania reakcji, w których obok symboli związków chemicznych wskazany jest ich stan skupienia lub modyfikacji kryształów, a także liczbowa wartość efektów cieplnych, nazywane są termochemicznymi. W równaniach termochemicznych, jeśli nie określono inaczej, wskazane są wartości efektów cieplnych przy stałym ciśnieniu Q p równe zmianie entalpii układu. Wartość podaje się zwykle po prawej stronie równania, oddzielając ją przecinkiem lub średnikiem. Przyjęto: Do-- krystaliczny. Symbole te są pomijane, jeśli stan skupienia substancji jest oczywisty, na przykład O 2, H 2 itp.
Równanie reakcji to:
NH3 (g) + HCl (g) = NH4Cl (k). ; =?
Wartości standardowych ciepła tworzenia substancji podano w specjalnych tabelach. Biorąc pod uwagę, że ciepło tworzenia prostych substancji tradycyjnie przyjmuje się za zero. Efekt termiczny reakcji można obliczyć, korzystając z prawa Hessa:
= (NH4Cl) – [(NH3) + (HCl)];
= -315,39 – [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.
Równanie termochemiczne będzie wyglądało następująco:
Ciepło wydzielone podczas reakcji 10 litrów amoniaku w tej reakcji określa się z proporcji:
22,4 : -176,85 = 10 : X; x = 10 (-176,85)/22,4 = -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.
Odpowiedź: 78,97 kJ.