Izračunajte termalni efekat hemijske reakcije na mreži. Toplina reakcije i termohemijski proračuni
Kao što je jedna od fizičkih karakteristika osobe fizička snaga, najvažnija karakteristika svake hemijske veze je snaga veze, tj. njenu energiju.
Podsjetimo da je energija hemijske veze energija koja se oslobađa prilikom formiranja hemijske veze ili energija koju treba potrošiti da bi se ta veza uništila.
U principu, hemijska reakcija je transformacija jedne supstance u drugu. Shodno tome, u toku hemijske reakcije, neke veze se raskidaju, a druge formiraju, tj. konverzija energije.
Osnovni zakon fizike kaže da energija ne nastaje ni iz čega i ne nestaje bez traga, već samo prelazi iz jednog oblika u drugi. Zbog svoje univerzalnosti, ovaj princip se očigledno odnosi na hemijsku reakciju.
Toplotni efekat hemijske reakcije naziva se količina toplote
oslobađa (ili apsorbuje) tokom reakcije i odnosi se na 1 mol izreagovane (ili formirane) supstance.
Toplotni efekat se označava slovom Q i obično se meri u kJ/mol ili kcal/mol.
Ako se reakcija odvija sa oslobađanjem toplote (Q > 0), naziva se egzotermnom, a ako se sa apsorpcijom toplote (Q< 0) – эндотермической.
Ako shematski prikažemo energetski profil reakcije, onda za endotermne reakcije proizvodi imaju više energije od reaktanata, a za egzotermne reakcije, naprotiv, produkti reakcije se nalaze niže energije (stabilniji) od reaktanata. .
Jasno je da što više materija reaguje, to se više energije oslobađa (ili apsorbuje), tj. toplotni efekat je direktno proporcionalan količini supstance. Stoga je pripisivanje toplotnog efekta 1 molu supstance posledica naše želje da međusobno uporedimo toplotne efekte različitih reakcija.
Predavanje 6. Termohemija. Toplotni efekat hemijske reakcije Primer 1. Prilikom redukcije 8,0 g bakar(II) oksida vodonikom nastali su metalni bakar i vodena para i oslobođeno je 7,9 kJ toplote. Izračunajte toplinski učinak reakcije redukcije bakrovog(II) oksida.
Odluka. Jednačina reakcije CuO (čvrsta) + H2 (g) = Cu (čvrsta) + H2 O (g) + Q (*)
Napravimo proporciju za smanjenje od 0,1 mol - oslobađa se 7,9 kJ; za obnovu od 1 mol - oslobađa se x kJ
Gdje je x = + 79 kJ/mol. Jednačina (*) postaje
CuO (čvrsto) + H2 (g) = Cu (čvrsto) + H2 O (g) +79 kJ
Termohemijska jednadžba- ovo je jednadžba kemijske reakcije, u kojoj je naznačeno stanje agregacije komponenti reakcijske smjese (reagensa i proizvoda) i toplinski učinak reakcije.
Dakle, da bi se led otopio ili isparila voda, potrebno je utrošiti određene količine topline, dok kada se voda u tekućem stanju smrzne ili vodena para kondenzira, oslobađa se ista količina topline. Zato nam je hladno kada izađemo iz vode (isparavanje vode sa površine tijela zahtijeva energiju), a znojenje je biološki odbrambeni mehanizam od pregrijavanja organizma. Naprotiv, zamrzivač zamrzava vodu i zagrijava okolnu prostoriju, dajući joj višak topline.
Ovaj primjer pokazuje termičke efekte promjene agregatnog stanja vode. Toplota fuzije (na 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (fizika), ili Qpl. \u003d - 6,02 kJ / mol (hemija), toplina isparavanja (isparavanje) (na 100o C) q \u003d 2,26 × 106 J / kg (fizika) ili Qisp. \u003d - 40,68 kJ / mol (hemija).
topljenje
isparavanje |
|||||
mod 298.
Predavanje 6. Termohemija. Toplotni efekat hemijske reakcije Naravno, procesi sublimacije su mogući kada je čvrsta materija
prelazi u gasnu fazu, zaobilazeći tečno stanje i obrnute procese taloženja (kristalizacije) iz gasne faze, za njih je takođe moguće izračunati ili izmeriti toplotni efekat.
Jasno je da u svakoj supstanci postoje hemijske veze, dakle, svaka supstanca ima određenu količinu energije. Međutim, ne mogu se sve supstance pretvoriti jedna u drugu jednom hemijskom reakcijom. Stoga smo se dogovorili da uvedemo standardnu državu.
standardno stanje materije je stanje agregacije supstance na temperaturi od 298 K i pritisku od 1 atmosfere u najstabilnijoj alotropskoj modifikaciji pod ovim uslovima.
Standardni uslovi je temperatura od 298 K i pritisak od 1 atmosfere. Standardni uslovi (standardno stanje) označeni su indeksom 0 .
Standardna toplota formiranja jedinjenja naziva se toplotni efekat hemijske reakcije formiranja datog jedinjenja iz jednostavnih supstanci uzetih u svom standardnom stanju. Toplota formiranja jedinjenja označava se simbolom Q 0 Za mnoga jedinjenja, standardne toplote formiranja date su u referentnim knjigama fizičko-hemijskih veličina.
Standardne toplote formiranja jednostavnih supstanci su 0. Na primer, Q0 arr.298 (O2, gas) = 0, Q0 arr.298 (C, čvrsta materija, grafit) = 0.
Na primjer . Zapišite termohemijsku jednačinu za nastajanje bakar(II) sulfata. Iz referentne knjige Q0 od 298 (CuSO4 ) = 770 kJ/mol.
Cu (s.) + S (s.) + 2O2 (g.) = CuSO4 (s.) + 770 kJ.
Napomena: termohemijska jednadžba se može napisati za bilo koju supstancu, ali treba imati na umu da se u stvarnom životu reakcija odvija na potpuno drugačiji način: oksidi bakra (II) i sumpora (IV) nastaju iz navedenih reagensa kada se zagrijavaju, ali bakar (II) sulfat se ne formira. Važan zaključak: termohemijska jednačina je model koji omogućava proračune, dobro se slaže sa drugim termohemijskim podacima, ali ne podnosi praktična ispitivanja (tj. nije u stanju da tačno predvidi mogućnost ili nemogućnost reakcije).
(B j ) - ∑ a i × Q arr 0 ,298 i
Predavanje 6. Termohemija. Toplotni efekat hemijske reakcije
Pojašnjenje . Da vas ne bih obmanuo, odmah ću dodati onu hemijsku termodinamiku može predvidjeti mogućnost/nemogućnost reakcije, međutim, za ovo su potrebni ozbiljniji „alati“ koji prevazilaze okvire školskog kursa hemije. Termohemijska jednadžba u poređenju sa ovim metodama je prvi korak u pozadini Keopsove piramide - bez nje se ne može, ali se ne može visoko uzdići.
Primjer 2. Izračunajte toplotni efekat kondenzacije vode mase 5,8 g. Rješenje. Proces kondenzacije je opisan termohemijskom jednačinom H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q - kondenzacija je obično egzotermni proces.Toplota kondenzacije vode na 25o C je 37 kJ/mol (priručnik).
Dakle, Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
U 19. veku ruski hemičar Hes, koji je proučavao toplotne efekte reakcija, eksperimentalno je ustanovio zakon održanja energije u odnosu na hemijske reakcije – Hesov zakon.
Toplotni efekat hemijske reakcije ne zavisi od putanje procesa i određen je samo razlikom između konačnog i početnog stanja.
Sa stanovišta hemije i matematike, ovaj zakon znači da smo slobodni da izaberemo bilo koju „proračunsku putanju“ da bismo izračunali proces, jer rezultat ne zavisi od toga. Iz tog razloga, veoma važan hesenski zakon ima nevjerovatno važnu posledica Hesovog zakona.
Toplotni efekat hemijske reakcije jednak je zbiru toplota formiranja produkta reakcije minus zbiru toplota formiranja reaktanata (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente).
Sa stajališta zdravog razuma, ova posljedica odgovara procesu u kojem su svi reaktanti prvo pretvoreni u jednostavne tvari, koje su potom na nov način sastavljane, tako da su dobiveni produkti reakcije.
U obliku jednačine, posljedica Hessovog zakona izgleda ovako jednačina reakcije: a 1 A 1 + a 2 A 2 + ... + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ... b
U ovom slučaju, a i i b j su stehiometrijski koeficijenti, A i su reagensi, B j su produkti reakcije.
Tada posljedica Hessovog zakona ima oblik Q = ∑ b j × Q arr 0 .298
k Bk + Q
(A i)
Predavanje 6. Termohemija. Toplotni efekat hemijske reakcije Od standardnih toplota nastajanja mnogih supstanci
a) su sažeti u posebne tabele ili b) mogu se odrediti eksperimentalno, tada postaje moguće predvideti (izračunati) toplotni efekat veoma velikog broja reakcija sa dovoljno visokom tačnošću.
Primjer 3. (Posljedica Hessovog zakona). Izračunajte toplotni efekat parnog reformisanja metana koji se javlja u gasnoj fazi pod standardnim uslovima:
CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Odredite da li je ova reakcija egzotermna ili endotermna?
Rješenje: Posljedica Hessovog zakona
Q = 3 Q0 | D ) +Q 0 | (CO ,g ) −Q 0 | D ) −Q 0 | O, d) - općenito. |
|||||
mod ,298 | mod ,298 | mod ,298 | mod ,298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H 2, g) \u003d 0 | Jednostavna supstanca u svom standardnom stanju |
|||||||
Iz priručnika nalazimo toplote formiranja preostalih komponenti smjese.
O,g) = 241,8 | (CO,g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
mod ,298 | mod ,298 | mod ,298 | |||||||||
Ubacivanje vrijednosti u jednadžbu
Q \u003d 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 \u003d -205,9 kJ / mol, reakcija je snažno endotermna.
Odgovor: Q \u003d -205,9 kJ / mol, endotermni
Primjer 4. (Primjena Hessovog zakona). Poznate toplote reakcija
C (čvrsto) + ½ O (g) \u003d CO (g) + 110,5 kJ
C (s.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393.5 kJ Pronađite toplotni efekat reakcije 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Rješenje Pomnožimo prvo i druge jednačine na 2
2C (s.) + O2 (g.) \u003d 2CO (g.) + 221 kJ 2C (s.) + 2O2 (g.) \u003d 2CO2 (g.) + 787 kJ
Oduzmite prvu od druge jednačine
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Odgovor: 566 kJ/mol.
Napomena: Prilikom proučavanja termohemije, razmatramo hemijsku reakciju izvana (spolja). Naprotiv, hemijska termodinamika - nauka o ponašanju hemijskih sistema - razmatra sistem iznutra i operiše konceptom "entalpije" H kao toplotne energije sistema. entalpija, dakle
Predavanje 6. Termohemija. Toplotni efekat hemijske reakcije ima isto značenje kao i količina toplote, ali ima suprotan predznak: ako se energija oslobodi iz sistema, okolina je prima i zagreva, a sistem gubi energiju.
književnost:
1. udžbenik, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko i drugi, hemija 9 razred, stav 19,
2. Obrazovno-metodički priručnik "Osnove opšte hemije" 1. deo.
Sastavio S.G. Baram, I.N. Mironov. - ponesi sa sobom! za naredni seminar
3. A.V. Manuilov. Osnove hemije. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Toplotni efekat hemijske reakcije. Osnovni zakoni termohemije.
§9.2** Termohemija (nastavak). Toplina stvaranja materije iz elemenata.
Standardna entalpija formiranja.
Pažnja!
Prelazimo na rješavanje računskih problema, pa je od sada kalkulator poželjan za seminare iz hemije.
TERMALNI EFEKAT, toplina koja se oslobađa ili apsorbira termodinamički. sistema tokom protoka hemikalija u njemu. okruzi. Određuje se pod uslovom da sistem ne radi (osim mogućeg rada ekspanzije), a t-ry i proizvodi su jednaki. Kako toplina nije funkcija stanja, tj. tokom tranzicije između stanja zavisi od putanje tranzicije, tada u opštem slučaju toplotni efekat ne može poslužiti kao karakteristika određenog okruga. U dva slučaja, beskonačno mala količina toplote (elementarna toplota) d Q poklapa se sa ukupnim diferencijalom funkcije stanja: sa konstantnim volumenom d Q \u003d dU (U je unutrašnja energija sistema) i sa konstantnom d Q \u003d dH (H je entalpija sistema).
Praktično su važne dvije vrste termičkih efekata - izotermno izobarično (pri konstantnim t-re T i p) i izotermno izohorično (pri konstanti T i zapremini V). Postoje diferencijalni i integralni termički efekti. Diferencijalni toplotni efekat je određen izrazima:
gdje je u i , h i -acc. parcijalni molarni ekst. energija i ; v i -stehiometrijski. koeficijent (v i > 0 za proizvode, v i<0 для ); x
= (n i - n i 0)/v i ,-хим.
переменная, определяющая состав системы в любой момент протекания р-ции (n i
и n i0 - числа i-го компонента
в данный момент времени и в начале хим. превращения соотв.). Размерность дифференциального
теплового эффекта реакции-кДж/ . Если u T,V , h T,p >0, okrug zove. endotermna, sa suprotnim predznakom efekta, egzotermna. Dvije vrste efekata su povezane odnosom:
Navedena je temperaturna ovisnost toplinskog efekta, za čiju primjenu, strogo govoreći, potrebno je poznavanje parcijalnih molarnih vrijednosti svih supstanci uključenih u okrug, ali u većini slučajeva te količine su nepoznate. Budući da za oblasti koje teku u realnim rastvorima i drugim termodinamički neidealnim medijima, toplotni efekti, kao i drugi, značajno zavise od sastava sistema i eksperimenata. uslovima razvijen je pristup koji olakšava poređenje različitih distrikta i sistematiku toplotnih efekata. Ovoj svrsi služi koncept standardnog termičkog efekta (označeno). Pod standardom se podrazumijeva termički efekat, koji se izvodi (često hiptetički) u uslovima kada su sva ostrva koja učestvuju u okrugu u datim. Diferencijal a integralni standardni termički efekti su uvijek numerički isti. Standardni toplotni efekat se lako izračunava korišćenjem tabela standardnih toplota formiranja ili toplote sagorevanja u unutrašnjosti (vidi dole). Za neidealne medije postoji velika razlika između stvarno izmjerenih i standardnih toplinskih efekata, što se mora imati na umu kada se termički efekti koriste u termodinamičkim proračunima. Na primjer, za alkalni diacetimid [(CH 3 CO) 2 NH (tv) + H 2 O (l) \u003d \u003d CH 3 SOCH 2 (tv) + CH 3 COOH (l) +] u 0,8 n. rastvor NaOH u vodi (58% mase) na 298 K, izmjereni termički efekat D H 1 = - 52,3 kJ / . Za isti okrug, pod standardnim uslovima, dobijeno je = - 18,11 kJ/. To mnogo znači. razlika se objašnjava termičkim efektima koji prate in-in u naznačenom p-rastvaraču (topline). Za čvrstu, tečnu sirćetnu kiselinu i toplotu su jednake: D H 2 = 13,60; D H 3 = - 48,62; D H 4 = - 0,83 kJ / so = D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4. Iz prikaza primjeraali da je u proučavanju toplotnih efekata važno meriti toplotne efekte istovremenih fizičkih. procesi.
Proučavanje toplotnih efekata je najvažniji zadatak. Main eksperimentalni metoda je kalorimetrija. Moderna Oprema omogućava proučavanje toplotnih efekata u gasnoj, tečnoj i čvrstoj fazi, na granici faza, kao iu složenim. sistemi. Raspon tipičnih izmjerenih termičkih efekata kreće se od stotina J/ do stotina kJ/. U tabeli. dati su kalorimetrijski podaci. mjerenja toplotnih efekata pojedinih okruga. Merenje toplotnih efekata, razblaženja i toplote omogućava vam da pređete sa stvarno izmerenih toplotnih efekata na standardne.
Važnu ulogu imaju toplotni efekti dva tipa - toplote formiranja Comm. od jednostavnog u-u i toplote sagorevanja u-u u čistom sa formiranjem viših elemenata, od kojih se sastoji u-u. Ovi toplotni efekti su svedeni na standardne uslove i tabelarno prikazani. Uz njihovu pomoć lako je izračunati bilo koji toplinski učinak; jednak je algebarskom zbir toplota formiranja ili toplote sagorevanja svih učesnika u okrugu u-u:
Primjena tabelarnih vrijednosti 
dozvoljavaizračunati termičke efekte pl. hiljada okruga, iako su same te vrijednosti poznate samo nekolicini. hiljade veza. Ova metoda proračuna je, međutim, neprikladna za okruge sa malim termičkim efektima, budući da je izračunata mala vrijednost dobivena kao algebarska. zbir nekoliko velike vrijednosti, karakterizira greška, rubovi u abs. može premašiti termički efekat. Proračun termičkih efekata pomoću veličina 
zasniva se na činjenici da postoji funkcija države. Ovo omogućava sastavljanje termohemijskih sistema. ur-cije za određivanje toplotnog efekta potrebne p-cije (vidi). Izračunajte gotovo uvijek standardne termičke efekte. Pored gore opisane metode, proračun toplotnih efekata se vrši prema temperaturnoj zavisnosti jednačine
Svaka kemijska reakcija je praćena oslobađanjem ili apsorpcijom energije u obliku topline.
Na osnovu oslobađanja ili apsorpcije toplote razlikuju se egzotermna i endotermni reakcije.
egzotermna reakcije - takve reakcije tokom kojih se oslobađa toplota (+ Q).
Endotermne reakcije - reakcije tokom kojih se apsorbuje toplota (-Q).
Toplotni efekat reakcije (Q) je količina toplote koja se oslobađa ili apsorbuje tokom interakcije određene količine početnih reagensa.
Termohemijska jednačina je jednačina u kojoj je naznačen toplotni efekat hemijske reakcije. Na primjer, termohemijske jednadžbe su:
Također treba napomenuti da termohemijske jednadžbe moraju nužno uključivati informacije o agregatnim stanjima reaktanata i proizvoda, jer od toga ovisi vrijednost toplinskog efekta.
Proračuni reakcione toplote
Primjer tipičnog problema za pronalaženje toplotnog efekta reakcije:
Prilikom interakcije 45 g glukoze sa viškom kisika u skladu s jednačinom
C 6 H 12 O 6 (čvrsta) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
Oslobođeno je 700 kJ toplote. Odredite toplotni efekat reakcije. (Zapišite broj na najbliži cijeli broj.)
Odluka:
Izračunajte količinu glukoze:
n (C 6 H 12 O 6) = m (C 6 H 12 O 6) / M (C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g / mol \u003d 0,25 mol
One. interakcija 0,25 mol glukoze sa kiseonikom oslobađa 700 kJ toplote. Iz termohemijske jednadžbe predstavljene u uvjetima, slijedi da kada 1 mol glukoze stupi u interakciju s kisikom, nastaje količina topline jednaka Q (toplina reakcije). Tada je tačan sljedeća proporcija:
0,25 mol glukoze - 700 kJ
1 mol glukoze - Q
Iz ove proporcije slijedi odgovarajuća jednačina:
0,25 / 1 = 700 / Q
Rešavajući koje, nalazimo da:
Dakle, toplotni efekat reakcije je 2800 kJ.
Proračuni prema termohemijskim jednačinama
Mnogo češće, u USE zadacima iz termohemije, vrednost toplotnog efekta je već poznata, jer. kompletna termohemijska jednačina je data u uslovu.
U ovom slučaju potrebno je izračunati ili količinu topline oslobođene / apsorbirane s poznatom količinom reaktanta ili proizvoda, ili, obrnuto, poznata vrijednost topline potrebna je za određivanje mase, zapremine ili količine tvari bilo ko umiješan u reakciju.
Primjer 1
U skladu sa jednačinom termohemijske reakcije
3Fe 3 O 4 (čvrsto) + 8Al (čvrsto) \u003d 9Fe (čvrsto) + 4Al 2 O 3 (čvrsto) + 3330 kJ
formirao 68 g aluminijum oksida. Koliko se toplote oslobađa u ovom slučaju? (Zapišite broj na najbliži cijeli broj.)
Odluka
Izračunajte količinu supstance aluminijum oksida:
n (Al 2 O 3) = m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) = 68 g / 102 g / mol \u003d 0,667 mol
U skladu sa termohemijskom jednačinom reakcije oslobađa se 3330 kJ tokom formiranja 4 mola aluminijum oksida. U našem slučaju nastaje 0,6667 mol aluminij oksida. Označavajući količinu oslobođene topline u ovom slučaju, kroz x kJ ćemo sastaviti proporciju:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ
Ova proporcija odgovara jednadžbi:
4 / 0,6667 = 3330 / x
Rješavajući to, nalazimo da je x = 555 kJ
One. u formiranju 68 g aluminijum oksida, u skladu sa termohemijskom jednačinom, oslobađa se 555 kJ toplote pod uslovom.
Primjer 2
Kao rezultat reakcije, termohemijska jednadžba koja
4FeS 2 (čvrsto) + 11O 2 (g) \u003d 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (čvrsto) + 3310 kJ
Oslobođeno je 1655 kJ toplote. Odredite zapreminu (l) oslobođenog sumpor-dioksida (n.o.s.). (Zapišite broj na najbliži cijeli broj.)
Odluka
U skladu sa jednačinom termohemijske reakcije, formiranjem 8 mola SO 2 oslobađa se 3310 kJ toplote. U našem slučaju oslobođeno je 1655 kJ toplote. Neka je količina tvari SO 2 koja nastaje u ovom slučaju jednaka x mol. Tada vrijedi sljedeća proporcija:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Iz čega slijedi jednačina:
8 / x = 3310 / 1655
Rešavajući koje, nalazimo da:
Dakle, količina supstance SO 2 koja nastaje u ovom slučaju je 4 mol. Dakle, njegov volumen je:
V (SO 2) = V m ∙ n (SO 2) = 22,4 l / mol ∙ 4 mol \u003d 89,6 l ≈ 90 l(zaokružiti na cijele brojeve, jer je to potrebno u uvjetu.)
Može se naći više analiziranih problema o termičkom efektu hemijske reakcije.
|
Kao rezultat proučavanja ove teme, naučit ćete:
Kao rezultat proučavanja ove teme, naučit ćete:
Pitanja za učenje: |
6.1. Energija hemijskih procesa
6.1.1. Unutrašnja energija i entalpija
U svakom procesu se poštuje zakon održanja energije:
Q = ∆U + A.
Ova jednakost znači da ako se toplota Q dovede sistemu, onda se ona troši na promjenu unutrašnje energije Δ U i na obavljanje rada A.
Unutrašnja energija sistem je njegova ukupna rezerva, uključujući energiju translacionog i rotacionog kretanja molekula, energiju kretanja elektrona u atomima, energiju interakcije jezgara sa elektronima, jezgra sa jezgrima, itd., tj. sve vrste energije, osim kinetičke i potencijalne energije sistema u celini.
Rad koji sistem obavlja tokom prelaska iz stanja 1, karakteriziranog zapreminom V 1, u stanje 2 (volumen V 2) pri konstantnom pritisku (rad ekspanzije), jednak je:
A \u003d p (V 2 - V 1).
Pri konstantnom pritisku (r=const), uzimajući u obzir izraz za rad ekspanzije, zakon očuvanja energije će biti zapisan na sljedeći način:
Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Zove se zbir unutrašnje energije sistema i proizvoda njegove zapremine i pritiska entalpija H:
Pošto je tačna vrijednost unutrašnje energije sistema nepoznata, ne mogu se dobiti ni apsolutne vrijednosti entalpija. Promjene u entalpijama Δ H su od naučnog značaja i imaju praktičnu primjenu.
Unutrašnja energija U i entalpija H su državne funkcije sistemi. Funkcije stanja su takve karakteristike sistema čije su promjene određene samo konačnim i početnim stanjem sistema, tj. su nezavisni od putanje procesa.
6.1.2. Egzo- i endotermni procesi
Tok kemijskih reakcija je praćen apsorpcijom ili oslobađanjem topline. egzotermna naziva se reakcija koja se odvija oslobađanjem toplote u okolinu, i endotermni- sa apsorpcijom toplote iz okoline.
Mnogi procesi u industriji iu laboratorijskoj praksi odvijaju se pri konstantnom pritisku i temperaturi (T=const, p=const). Energetska karakteristika ovih procesa je promjena entalpije:
Q P \u003d -Δ N.
Za procese koji se odvijaju pri konstantnoj zapremini i temperaturi (T=const, V=const) Q V =-Δ U.
Za egzotermne reakcije Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Na primjer,
N 2 (g) + SO 2 (g) \u003d N 2 O (g); ΔN 298 = +82kJ,
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔN 298 = -802 kJ.
Hemijske jednadžbe u kojima je dodatno naznačen toplinski učinak reakcije (vrijednost DH procesa), kao i stanje agregacije tvari i temperatura, nazivaju se termohemijska jednačine.
U termohemijskim jednačinama bilježe se fazno stanje i alotropske modifikacije reagensa i formiranih supstanci: d - plinovito, g - tekućino, k - kristalno; S (romb), S (monokl), C (grafit), C (dijamant) itd.
6.1.3. Thermochemistry; Hesov zakon
Energetski fenomeni koji prate proučavanja fizičkih i hemijskih procesa termohemija. Osnovni zakon termohemije je zakon koji je formulisao ruski naučnik G.I. Hess 1840.
Hessov zakon: promjena entalpije procesa ovisi o vrsti i stanju polaznih materijala i produkta reakcije, ali ne zavisi od putanje procesa.
Kada se razmatraju termohemijski efekti, izraz „entalpija procesa“ se često koristi umesto koncepta „promena entalpije procesa“, što pod ovim konceptom podrazumeva vrednost Δ H. Netačno je koristiti koncept „toplotnog efekta proces” kada se formuliše Hessov zakon, pošto vrednost Q uopšte nije funkcija stanja . Kao što je gore pomenuto, samo pri konstantnom pritisku Q P =-Δ N (pri konstantnoj zapremini Q V =-Δ U).
Dakle, stvaranje PCl 5 može se smatrati rezultatom interakcije jednostavnih supstanci:
P (c, bijela) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1,
ili kao rezultat procesa koji se odvija u nekoliko faza:
P (k, bijela) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); Δ H 2,
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (c); Δ H 3,
ili ukupno:
P (c, bijela) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Entalpije stvaranja supstanci
Entalpija nastajanja je entalpija procesa stvaranja tvari u datom agregatnom stanju od jednostavnih supstanci koje su u stabilnim modifikacijama. Entalpija stvaranja natrijevog sulfata, na primjer, je entalpija reakcije:
2Na (c) + S (romb) + 2O 2 (g) \u003d Na 2 SO 4 (c).
Entalpija stvaranja jednostavnih supstanci je nula.
Budući da toplinski učinak reakcije ovisi o stanju tvari, temperaturi i pritisku, dogovoreno je korištenje standardne entalpije formiranja su entalpije stvaranja tvari koje se nalaze na datoj temperaturi u standardno stanje. Kao standardno stanje za supstance u kondenzovanom stanju, uzima se stvarno stanje supstance pri datoj temperaturi i pritisku od 101,325 kPa (1 atm). Priručnici obično daju standardne entalpije formiranja supstanci na temperaturi od 25 o C (298 K), koje se odnose na 1 mol supstance (Δ H f o 298). Standardne entalpije formiranja nekih supstanci pri T=298K date su u tabeli. 6.1.
Tabela 6.1.
Standardne entalpije formiranja (Δ H f o 298) nekih supstanci
Supstanca |
Δ H f o 298, kJ/mol |
Supstanca |
Δ H f o 298, kJ/mol |
Standardne entalpije formiranja za većinu složenih supstanci su negativne vrijednosti. Za mali broj nestabilnih supstanci, Δ H f o 298 > 0. Takve supstance posebno uključuju dušikov oksid (II) i dušikov oksid (IV), tabela 6.1.
6.1.5. Proračun termičkih efekata hemijskih reakcija
Za izračunavanje entalpija procesa koristi se posljedica Hessovog zakona: entalpija reakcije jednaka je zbroju entalpija stvaranja produkta reakcije minus zbroj entalpija stvaranja polaznih tvari, uzimajući u obzir stehiometrijski koeficijenti.
Izračunajte entalpiju raspadanja kalcijum karbonata. Proces je opisan sljedećom jednačinom:
CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (g).
Entalpija ove reakcije bit će jednaka zbroju entalpija stvaranja kalcijevog oksida i ugljičnog dioksida minus entalpije stvaranja kalcijum karbonata:
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)).
Koristeći podatke u tabeli 6.1. dobijamo:
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Iz dobijenih podataka proizilazi da je razmatrana reakcija endotermna, tj. nastavlja sa apsorpcijom toplote.
CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)
Praćeno oslobađanjem toplote. Njegova entalpija će biti jednaka
Δ H o 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Brzina hemijskih reakcija
6.2.1. Koncept brzine reakcije
Grana hemije koja se bavi brzinom i mehanizmima hemijskih reakcija naziva se hemijska kinetika. Jedan od ključnih pojmova u hemijskoj kinetici je brzina hemijske reakcije.
Brzina hemijske reakcije određena je promjenom koncentracije supstanci koje reaguju u jedinici vremena pri konstantnoj zapremini sistema.
Razmotrite sljedeći proces:
Neka u nekom trenutku t 1 koncentracija supstance A bude jednaka vrijednosti c 1, a u trenutku t 2 - vrijednosti c 2 . Za vremenski period od t 1 do t 2, promjena koncentracije će biti Δ c \u003d c 2 - c 1. Prosječna brzina reakcije je:
Znak minus se stavlja jer kako reakcija teče (Δ t> 0), koncentracija tvari opada (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Brzina hemijske reakcije zavisi od prirode reaktanata i od uslova reakcije: koncentracije, temperature, prisustva katalizatora, pritiska (za gasne reakcije) i nekih drugih faktora. Konkretno, s povećanjem površine kontakta tvari, brzina reakcije se povećava. Brzina reakcije također raste sa povećanjem brzine miješanja reaktanata.
Numerička vrijednost brzine reakcije također ovisi o tome koja komponenta se koristi za izračunavanje brzine reakcije. Na primjer, brzina procesa
H 2 + I 2 \u003d 2HI,
izračunata iz promjene koncentracije HI je dvostruka brzina reakcije izračunata iz promjene koncentracije reagensa H 2 ili I 2 .
6.2.2. Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji; red i molekularnost reakcije
Osnovni zakon hemijske kinetike je zakon masovne akcije- uspostavlja zavisnost brzine reakcije od koncentracije reaktanata.
Brzina reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata. Za reakciju napisanu u opštem obliku kao
aA + bB = cC + dD,
zavisnost brzine reakcije od koncentracije ima oblik:
v = k [A] α [B] β .
U ovoj kinetičkoj jednačini, k je faktor proporcionalnosti, tzv konstanta stope; [A] i [B] su koncentracije supstanci A i B. Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi supstanci koje reaguju i o temperaturi, ali ne ovisi o njihovim koncentracijama. Koeficijenti α i β su dobijeni iz eksperimentalnih podataka.
Zbir eksponenata u kinetičkim jednačinama naziva se zbir u redu reakcije. Takođe postoji određeni redosled reakcije u jednoj od komponenti. Na primjer, za reakciju
H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1
Kinetička jednačina izgleda ovako:
v = k 1/2,
one. ukupni redosled je 1,5, a redosled reakcije za H 2 i C1 2 komponente je 1 i 0,5, respektivno.
Molekularnost reakcija je određena brojem čestica čiji je istovremeni sudar elementarni čin hemijske interakcije. Elementarni čin (osnovna faza)- jedan čin interakcije ili transformacije čestica (molekula, jona, radikala) u druge čestice. Za elementarne reakcije, molekularnost i red reakcije su isti. Ako je proces višestepeni i stoga jednadžba reakcije ne otkriva mehanizam procesa, redoslijed reakcije se ne poklapa s njenom molekularnošću.
Hemijske reakcije se dijele na jednostavne (jednostepene) i složene, koje se odvijaju u nekoliko faza.
Monomolekularna reakcija je reakcija u kojoj je elementarni čin hemijska transformacija jednog molekula. Na primjer:
CH 3 CHO (g) \u003d CH 4 (g) + CO (g).
Bimolekularna reakcija- reakcija u kojoj se elementarni čin odvija kada se dvije čestice sudaraju. Na primjer:
H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2 HI (g).
trimolekularna reakcija- jednostavna reakcija čiji se elementarni čin odvija uz istovremeni sudar tri molekula. Na primjer:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2 NO 2 (g).
Utvrđeno je da je istovremeni sudar više od tri molekula, koji dovodi do stvaranja produkta reakcije, praktično nemoguć.
Zakon djelovanja mase ne vrijedi za reakcije koje uključuju čvrste tvari, jer su njihove koncentracije konstantne i reagiraju samo na površini. Brzina takvih reakcija ovisi o veličini kontaktne površine između reaktanata.
6.2.3. Temperaturna zavisnost brzine reakcije
Brzina hemijskih reakcija raste sa porastom temperature. Ovo povećanje je uzrokovano povećanjem kinetičke energije molekula. Godine 1884, holandski hemičar van't Hoff formulirao je pravilo: za svakih 10 stepeni povećanja temperature, brzina hemijskih reakcija se povećava za 2-4 puta.
Van't Hoffovo pravilo je zapisano kao:
,
gdje su V t 1 i V t 2 brzine reakcije na temperaturama t 1 i t 2 ; γ - temperaturni koeficijent brzine, jednak 2 - 4.
Van't Hoffovo pravilo se koristi za aproksimaciju uticaja temperature na brzinu reakcije. Tačniju jednačinu koja opisuje zavisnost konstante brzine reakcije od temperature predložio je 1889. švedski naučnik S. Arrhenius:
.
U Arrheniusovoj jednačini, A je konstanta, E je energija aktivacije (J/mol); T je temperatura, K.
Prema Arrhenijusu, ne dovode svi sudari molekula do hemijskih transformacija. Samo molekuli s nekim viškom energije mogu reagirati. Taj višak energije koju čestice u sudaru moraju imati da bi došlo do reakcije između njih naziva se aktivaciona energija.
6.3. Koncept katalize i katalizatora
Katalizator je tvar koja mijenja brzinu kemijske reakcije, ali ostaje kemijski nepromijenjena na kraju reakcije.
Neki katalizatori ubrzavaju reakciju, dok drugi, tzv inhibitori, uspori. Na primjer, dodavanje male količine MnO 2 kao katalizatora vodikovom peroksidu H2O2 uzrokuje brzu razgradnju:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
U prisustvu malih količina sumporne kiseline uočava se smanjenje brzine razgradnje H 2 O 2 . U ovoj reakciji sumporna kiselina djeluje kao inhibitor.
U zavisnosti od toga da li je katalizator u istoj fazi kao i reaktanti ili formira nezavisnu fazu, postoje homogena i heterogena kataliza.
homogena kataliza
U slučaju homogene katalize, reaktanti i katalizator su u istoj fazi, na primjer, plinoviti. Mehanizam djelovanja katalizatora temelji se na činjenici da on stupa u interakciju s reaktantima da bi se formirala intermedijarna jedinjenja.
Razmotrite mehanizam djelovanja katalizatora. U odsustvu katalizatora, reakcija
Teče veoma sporo. Katalizator formira s početnim materijalima (na primjer, sa supstancom B) reaktivni međuproizvod:
koji snažno reaguje sa drugim početnim materijalom da bi formirao konačni proizvod reakcije:
VK + A \u003d AB + K.
Homogena kataliza se odvija, na primjer, u procesu oksidacije sumpor(IV) oksida u sumpor(VI) oksid, koji se javlja u prisustvu dušikovih oksida.
homogena reakcija
2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3
u odsustvu katalizatora je vrlo spor. Ali kada se uvede katalizator (NO), formira se intermedijerno jedinjenje (NO2):
O 2 + 2 NO = 2 NO 2,
koji lako oksidira SO2:
NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.
Energija aktivacije potonjeg procesa je vrlo niska, tako da se reakcija odvija velikom brzinom. Tako se djelovanje katalizatora svodi na smanjenje aktivacijske energije reakcije.
heterogena kataliza
Kod heterogene katalize, katalizator i reaktanti su u različitim fazama. Katalizator je obično u čvrstom stanju, a reaktanti su u tekućem ili gasovitom stanju. U heterogenoj katalizi, ubrzanje procesa obično je povezano sa katalitičkim efektom površine katalizatora.
Katalizatori se razlikuju po selektivnosti (selektivnosti) djelovanja. Tako, na primjer, u prisustvu katalizatora aluminij oksida Al 2 O 3 na 300 o C, voda i etilen se dobijaju iz etil alkohola:
C 2 H 5 OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
Na istoj temperaturi, ali u prisustvu bakra Cu kao katalizatora, etil alkohol se dehidrogenira:
C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2.
Male količine određenih supstanci smanjuju ili čak potpuno uništavaju aktivnost katalizatora (trovanje katalizatorom). Takve supstance se nazivaju katalitičkih otrova. Na primjer, kisik uzrokuje reverzibilno trovanje željeznog katalizatora u sintezi NH 3 . Aktivnost katalizatora može se obnoviti propuštanjem svježe mješavine dušika i vodika pročišćenog od kisika. Sumpor uzrokuje nepovratno trovanje katalizatora u sintezi NH 3 . Njegova aktivnost se više ne može obnoviti propuštanjem svježe mješavine N 2 +H 2 .
Tvari koje pojačavaju djelovanje katalizatora nazivaju se promoteri, ili aktivatori(promocija platinastih katalizatora, na primjer, vrši se dodavanjem željeza ili aluminija).
Mehanizam heterogene katalize je složeniji. Da bi se to objasnilo, koristi se adsorpciona teorija katalize. Površina katalizatora je heterogena, pa ima takozvane aktivne centre. Reagirajuće tvari se adsorbiraju na aktivnim mjestima. Potonji proces uzrokuje približavanje reagujućih molekula i povećanje njihove kemijske aktivnosti, budući da je veza između atoma adsorbiranih molekula oslabljena, udaljenost između atoma se povećava.
S druge strane, smatra se da je ubrzavajući učinak katalizatora u heterogenoj katalizi posljedica činjenice da reaktanti formiraju međuspojeve (kao u slučaju homogene katalize), što dovodi do smanjenja energije aktivacije.
6.4. Hemijska ravnoteža
Nepovratne i reverzibilne reakcije
Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih tvari u konačne tvari nazivaju se nepovratnim.
Nepovratan, tj. nastavljajući do kraja su reakcije u kojima
Hemijske reakcije koje mogu ići u suprotnim smjerovima nazivaju se reverzibilne. Tipične reverzibilne reakcije su reakcije sinteze amonijaka i oksidacije sumpor(IV) oksida u sumpor(VI) oksid:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
Prilikom pisanja jednadžbi reverzibilnih reakcija, umjesto znaka jednakosti, stavite dvije strelice u suprotnim smjerovima.
U reverzibilnim reakcijama, brzina direktne reakcije u početnom trenutku vremena ima maksimalnu vrijednost, koja opada kako se koncentracija početnih reagensa smanjuje. Naprotiv, obrnuta reakcija u početku ima minimalnu brzinu, koja se povećava kako se koncentracija produkata povećava. Kao rezultat toga, dolazi trenutak kada brzine direktne i reverzne reakcije postanu jednake i u sistemu se uspostavi hemijska ravnoteža.
Hemijska ravnoteža
Stanje sistema reaktanata u kojem brzina direktne reakcije postaje jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža.
Hemijska ravnoteža se još naziva i prava ravnoteža. Pored jednakosti brzina prednjih i reverznih reakcija, pravu (hemijsku) ravnotežu karakterišu sljedeće karakteristike:
- stanje sistema je isto bez obzira sa koje strane sistem prilazi ravnoteži - sa strane polaznih supstanci ili sa strane produkta reakcije.
nepromjenjivost stanja sistema uzrokovana je tokom direktnih i reverznih reakcija, odnosno ravnotežno stanje je dinamičko;
stanje sistema ostaje nepromenjeno u vremenu ako nema spoljašnjeg uticaja na sistem;
svaki vanjski utjecaj uzrokuje promjenu ravnoteže sistema; međutim, ako se vanjski utjecaj ukloni, sistem se ponovo vraća u prvobitno stanje;
mora se razlikovati od stvarnog prividna ravnoteža. Tako, na primjer, mješavina kisika i vodika u zatvorenoj posudi na sobnoj temperaturi može se čuvati proizvoljno dugo. Međutim, pokretanje reakcije (električno pražnjenje, ultraljubičasto zračenje, povećanje temperature) uzrokuje ireverzibilnu reakciju stvaranja vode.
6.5. Le Chatelierov princip
Uticaj promena spoljašnjih uslova na položaj ravnoteže određen je Le Chatel princip e (Francuska, 1884): ako se na sistem u ravnoteži stvori bilo kakav vanjski utjecaj, ravnoteža u sistemu će se pomjeriti u smjeru slabljenja ovog utjecaja.
Le Chatelierov princip se ne odnosi samo na hemijske procese, već i na one fizičke, kao što su ključanje, kristalizacija, otapanje itd.
Razmotrite utjecaj različitih faktora na kemijsku ravnotežu koristeći reakciju sinteze amonijaka kao primjer:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3; ΔH = -91,8 kJ.
Utjecaj koncentracije na hemijsku ravnotežu.
U skladu sa Le Chatelierovim principom, povećanje koncentracije početnih supstanci pomiče ravnotežu prema stvaranju produkta reakcije. Povećanje koncentracije produkta reakcije pomiče ravnotežu prema stvaranju početnih supstanci.
U gore razmatranom procesu sinteze amonijaka, uvođenje dodatnih količina N 2 ili H 2 u ravnotežni sistem uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru smanjenja koncentracije ovih supstanci, pa se ravnoteža pomiče prema formiranju od NH3. Povećanje koncentracije amonijaka pomiče ravnotežu prema polaznim materijalima.
Katalizator podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju, dakle uvođenje katalizatora ne utiče na hemijsku ravnotežu.
Utjecaj temperature na hemijsku ravnotežu
Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, a kako temperatura opada, pomiče se prema egzotermnoj reakciji.
Stepen pomaka ravnoteže određen je apsolutnom vrijednošću termičkog efekta: što je veća vrijednost ΔH reakcije, veći je utjecaj temperature.
U reakciji sinteze amonijaka koja se razmatra, povećanje temperature će pomjeriti ravnotežu prema polaznim materijalima.
Utjecaj pritiska na hemijsku ravnotežu
Promjena pritiska utiče na hemijsku ravnotežu uz učešće gasovitih materija. Prema Le Chatelierovom principu, povećanje tlaka pomiče ravnotežu u smjeru reakcije koja se odvija sa smanjenjem volumena plinovitih tvari, a smanjenje tlaka pomiče ravnotežu u suprotnom smjeru. Reakcija sinteze amonijaka teče smanjenjem zapremine sistema (na levoj strani jednačine su četiri zapremine, a na desnoj dve zapremine). Dakle, povećanje pritiska pomera ravnotežu prema stvaranju amonijaka. Smanjenje pritiska će pomeriti ravnotežu u suprotnom smeru. Ako je u jednadžbi reverzibilne reakcije broj molekula gasovitih supstanci u desnom i levom delu jednak (reakcija se odvija bez promene zapremine gasovitih supstanci), tada pritisak ne utiče na položaj ravnoteže u ovom sistemu.
Sve metode za proračun toplotnih efekata zasnovane su na Kirchhoff-ovoj jednačini u integralnom obliku.
Najčešće se kao prva temperatura koristi standard 298,15K.
Sve metode za proračun toplinskih efekata svode se na metode uzimanja integrala desne strane jednačine.
Metode za uzimanje integrala:
I. Prema prosječnim toplinskim kapacitetima. Ova metoda je najjednostavnija i najmanje tačna. U ovom slučaju, izraz pod predznakom integrala se zamjenjuje promjenom prosječnog toplotnog kapaciteta, koji ne zavisi od temperature u odabranom opsegu.
Prosječni toplinski kapaciteti su tablični i mjereni za većinu reakcija. Lako ih je izračunati iz referentnih podataka.
II. Prema stvarnim toplinskim kapacitetima. (koristeći temperaturne serije)
U ovoj metodi, integrand toplotnog kapaciteta zapisuje se kao temperaturni niz:
III. Prema visokotemperaturnim komponentama entalpije. Ova metoda je postala široko rasprostranjena razvojem raketne tehnologije u proračunu toplotnih efekata hemijskih reakcija na visokim temperaturama. Zasniva se na definiciji izobarnog toplotnog kapaciteta:
Visokotemperaturna komponenta entalpije. Pokazuje koliko će se promijeniti entalpija pojedine tvari kada se zagrije za određeni broj stupnjeva.
Za hemijsku reakciju pišemo:
ovako:
Predavanje broj 3.
Plan predavanja:
1. II zakon termodinamike, definicija, matematička notacija.
2. Analiza drugog zakona termodinamike
3. Proračun promjene entropije u nekim procesima