Тепловой эффект химической реакции. Энтальпия
Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты.
По признаку выделения или поглощения теплоты различают экзотермические и эндотермические реакции.
Экзотермические реакции – такие реакции, в ходе которых тепло выделяется (+Q).
Эндотермические реакции – реакции, при протекании которых тепло поглощается (-Q).
Тепловым эффектом реакции (Q ) называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при взаимодействии определенного количества исходных реагентов.
Термохимическим уравнением называют уравнение, в котором указан тепловой эффект химической реакции. Так, например, термохимическими являются уравнения:
Также следует отметить, что термохимические уравнения в обязательном порядке должны включать информацию об агрегатных состояниях реагентов и продуктов, поскольку от этого зависит значение теплового эффекта.
Расчеты теплового эффекта реакции
Пример типовой задачи на нахождение теплового эффекта реакции:
При взаимодействии 45 г глюкозы с избытком кислорода в соответствии с уравнением
C 6 H 12 O 6(тв.) + 6O 2(г) = 6CO 2(г) + 6H 2 O(г) + Q
выделилось 700 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции. (Запишите число с точностью до целых.)
Решение:
Рассчитаем количество вещества глюкозы:
n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 г / 180 г/моль = 0,25 моль
Т.е. при взаимодействии 0,25 моль глюкозы с кислородом выделяется 700 кДж теплоты. Из представленного в условии термохимического уравнения следует, что при взаимодействии 1 моль глюкозы с кислородом образуется количество теплоты, равное Q (тепловой эффект реакции). Тогда верна следующая пропорция:
0,25 моль глюкозы - 700 кДж
1 моль глюкозы - Q
Из этой пропорции следует соответствующее ей уравнение:
0,25 / 1 = 700 / Q
Решая которое, находим, что:
Таким образом, тепловой эффект реакции составляет 2800 кДж.
Расчёты по термохимическим уравнениям
Намного чаще в заданиях ЕГЭ по термохимии значение теплового эффекта уже известно, т.к. в условии дается полное термохимическое уравнение.
Рассчитать в таком случае требуется либо количество теплоты, выделяющееся/поглощающееся при известном количестве реагента или продукта, либо же, наоборот, по известному значению теплоты требуется определить массу, объем или количество вещества какого-либо фигуранта реакции.
Пример 1
В соответствии с термохимическим уравнением реакции
3Fe 3 O 4(тв.) + 8Al (тв.) = 9Fe (тв.) + 4Al 2 O 3(тв.) + 3330 кДж
образовалось 68 г оксида алюминия. Какое количество теплоты при этом выделилось? (Запишите число с точностью до целых.)
Решение
Рассчитаем количество вещества оксида алюминия:
n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 г / 102 г/моль = 0,667 моль
В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 4 моль оксида алюминия выделяется 3330 кДж. В нашем же случае образуется 0,6667 моль оксида алюминия. Обозначив количество теплоты, выделившейся при этом, через x кДж составим пропорцию:
4 моль Al 2 O 3 - 3330 кДж
0,667 моль Al 2 O 3 - x кДж
Данной пропорции соответствует уравнение:
4 / 0,6667 = 3330 / x
Решая которое, находим, что x = 555 кДж
Т.е. при образовании 68 г оксида алюминия в соответствии с термохимическим уравнением в условии выделяется 555 кДж теплоты.
Пример 2
В результате реакции, термохимическое уравнение которой
4FeS 2 (тв.) + 11O 2 (г) = 8SO 2(г) + 2Fe 2 O 3(тв.) + 3310 кДж
выделилось 1655 кДж теплоты. Определите объем (л) выделившегося диоксида серы (н.у.). (Запишите число с точностью до целых.)
Решение
В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 8 моль SO 2 выделяется 3310 кДж теплоты. В нашем же случае выделилось 1655 кДж теплоты. Пусть количество вещества SO 2 , образовавшегося при этом, равняется x моль. Тогда справедливой является следующая пропорция:
8 моль SO 2 - 3310 кДж
x моль SO 2 - 1655 кДж
Из которой следует уравнение:
8 / х = 3310 / 1655
Решая которое, находим, что:
Таким образом, количество вещества SO 2 , образовавшееся при этом, составляет 4 моль. Следовательно, его объем равен:
V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 л/моль ∙ 4 моль = 89,6 л ≈ 90 л (округляем до целых, т.к. это требуется в условии.)
Больше разобранных задач на тепловой эффект химической реакции можно найти .
Любые химические процессы, а также ряд физических превращений веществ (испарение, конденсация, плавление, полиморфные превращения и др.) всегда сопровождаются изменением запаса внутренней энергии систем. Термохимия – это раздел химии, который занимается изучением изменения количества теплоты в ходе протекания процесса. Одним из основоположников термохимии является русский ученый Г. И. Гесс.
Тепловым эффектом химической реакции называется теплота, которая выделяется или поглощается в ходе химической реакции. Стандартным тепловым эффектом химической реакции называется теплота, которая выделяется или поглощается в ходе химической реакции при стандартных условиях. Все химические процессы можно разделить на две группы: экзотермические и эндотермические.
Экзотермические – это реакции, при которых происходит выделение теплоты в окружающую среду. При этом запас внутренней энергии исходных веществ (U 1) больше, чем образующихся продуктов (U 2). Следовательно, ∆U< 0, а это приводит к образованию термодинамически устойчивых веществ.
Эндотермические это реакции, при которых происходит поглощение теплоты из окружающей среды. При этом запас внутренней энергии исходных веществ (U 1) меньше, чем образующихся продуктов (U 2). Следовательно, ∆U > 0, а это приводит к образованию термодинамически неустойчивых веществ. В отличие от термодинамики, в термохимии выделяемую теплоту считают положительной, а поглощаемую – отрицательной. Теплота в термохимии обозначается Q. Единица измерения теплоты – Дж/моль или кДж/моль. В зависимости от условий протекания процесса, различают изохорный и изобарный тепловые эффекты.
Изохорным (Q V) тепловым эффектом называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе данного процесса при постоянном объеме (V = const) и равенстве температур конечного и начального состояния (Т 1 = Т 2).
Изобарным (Q р) тепловым эффектом называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе данного процесса при постоянном давлении (р = const) и равенстве температур конечного и начального состояния (Т 1 = Т 2).
Для жидких и твердых систем изменение объема мало и можно принять, что Q р » Q V . Для газообразных систем
Q р = Q V – ∆nRТ, (4.3)
где ∆n – изменение числа молей газообразных участников реакции
∆n = ån прод. реакции – ån исх. веществ. (4.4)
Во всех случаях преобразование части внутренней (химической) энергии в тепловую (или другие виды) и наоборот, тепловой в химическую происходит в строгом соответствии с законом сохранения энергии и первым законом термодинамики.
В термохимии принято использовать термохимические уравнения это уравнения химических реакций, в которых в левой части равенства приведены исходные вещества, а в правой – продукты реакции плюс (или минус), тепловой эффект, а также показано агрегатное состояние веществ и их кристаллические формы. Например,
С графит + О 2 = СО 2 (г) + 393,77 кДж
Н 2 + 1/2О 2 = Н 2 О (ж) + 289,95 кДж
С (алмаз) + 2S (ромб) = CS 2 (г) – 87,9 кДж
С термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия: складывать, вычитать, умножать, переносить члены и т.д.
Тепловые эффекты многих химических и физических процессов определяют опытным путем (калориметрия) или рассчитывают теоретически, используя величины теплот образования (разложения) и теплот сгорания тех или иных химических соединений.
Теплотой образования данного соединения называется количество выделяющейся или поглотившейся теплоты при образовании 1 моля его из простых веществ в кДж. Теплоты образования простых веществ, находящихся при стандартных условиях в устойчивом состоянии, принимают за нуль. В реакциях
К (тв) + 1/2Сl (г) = КС1 (тв) + 442,13 кДж
С (тв) + 1/2Н 2(г) + 1/2N (г) = HCN (г) – 125,60 кДж
тепловые эффекты 442,13 кДж и -125,60 кДж представляют собой теплоты образования соответственно КСl и HCN. Теплоты разложения указанных соединений на простые вещества, согласно закону сохранения энергии, равны по абсолютной величине, но противоположны по знаку, т. е. для КСl теплота разложения равна -442,13 кДж, а для HCN она составляет +125,60 кДж.
Чем больше выделяется теплоты при образовании соединения, тем, следовательно, больше теплоты необходимо затратить на разложение его, и тем прочнее данное соединение при обычных условиях. Химически устойчивыми и прочными веществами являются: SiO 2 , А1 2 О 3 , Р 2 О 5 , КСl, NaCl и др. Вещества же, образующиеся с поглощением тепла, малоустойчивы (например, NO, CS 2 , С 2 Н 2 , HCN и все взрывчатые вещества). Теплоты образования органических соединений невозможно определить на опыте. Их рассчитывают теоретически по величинам теплот сгорания данных соединений, найденным опытным путем.
Теплотой сгорания называется теплота, выделяющаяся при полном сгорании 1 моля вещества в токе кислорода. Теплоты сгорания определяют на калориметрической установке, основными частями которой являются: баллон с кислородом, калориметрическая бомба, калориметр с отвешенным количеством воды и мешалкой и зажигающее электрическое устройство.
Величины тепловых эффектов химических реакций зависят от многих факторов: от природы реагирующих веществ, агрегатного состояния начальных и конечных веществ, условий проведения реакции (температуры, давления, объема систем, концентрации).
Тепловой эффект (энтальпия) химической реакции
Цель работы: на основании термодинамических представлений научиться делать заключение о принципиальной возможности и направленности химических процессов.
Краткое теоретическое введение.
Химическая термодинамика, как и общая термодинамика, основана, главным образом, на двух законах.
Согласно первому закону термодинамики, для замкнутых систем, имеющих возможность обмениваться энергией, сообщенное им тепло Q расходуется на приращение внутренней энергии и на совершение работы A против внешних сил:
Q принимает положительные значения, если система поглощает энергию.
Внутренняя энергия – функция состояния системы, определяемого параметрами давления p
, объема V
, температуры T
и т.д., определяется разностью
, и не зависит от пути процесса.
Теплота и работа характеризуют не состояние, а процесс, и поэтому их нельзя считать видами энергии (это способ передачи энергии), они зависят от пути изменения состояния.
Работа совершается системой при изменении объема V 1 до V 2 , равна:
A
=
.
Если реакция протекает при постоянном объеме (изохорный процесс), то работа расширения системы (А =
p
*
) равна нулю. Если при этом не совершаются и другие виды работы (например, электрическая), то
=,
где - количество поглощенной системой теплоты при постоянном объеме.
Химические реакции чаще всего осуществляются не при постоянном объеме, а при постоянном давлении p
(
= 0, изобарный процесс). Для этих условий из уравнения первого закона термодинамики ни одной функции исключить нельзя:
= + p* = +p(V 1 - V 2).
Раскрыв скобки можно записать уравнение так:
= (U 2 +pV 2) – (U 1 +pV 1).
Функцию U + pV = H назовем энтальпией или энергосодержанием. Энтальпия – функция состояния, характеризует полную энергию системы в условиях постоянного давления и температуры и представляет сумму внутренней энергии и работы против внешних сих.
Таким образом, сообщенное системе тепло при постоянном давлении идет на приращение ее энтальпии.
=
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния, и абсолютное значение ее определить невозможно.
В термодинамике тепловой эффект рассматривается относительно самой реакционной системы («эгоистическая» система знаков). Тепловому эффекту экзотермических реакций приписывают знак «-» (система отдает тепло), а тепловому эффекту эндотермической реакции – знак»+» (система получает тепло).
Для многих практических целей важно знать тепловой эффект реакции при постоянном давлении, чаще всего при атмосферном. В дальнейшем будем оперировать только тепловым эффектом при постоянном давлении (изменение энтальпии).
= const = + p*=; =.
По закону Гесса тепловой эффект реакции ( ) равен разности сумм теплот (энтальпий) образования ( обр ) ее конечных и начальных продуктов.
При этом следует учитывать стехиометрические коэффициенты уравнения реакций:
где n k и n H – число молей каждого из конечных и начальных продуктов,
обр – соответственно – их теплоты (энтальпии) образования, - общий тепловой эффект (энтальпия).
Тепловой эффект, соответствующий образованию 1 моля соединения из элементарных веществ, устойчивых в стандартных условиях, называется стандартной тепловой (энтальпией) образования данного соединения. Теплоты образования элементарных веществ (H 2 , O 2 , N 2 , C (графит), Cl 2 и т.д.) в стандартных условиях (Р = 1013 Па, Т = 298 К) условно принимают равной нулю. Стандартные теплоты (энтальпии) образования приводятся в справочниках.
Согласно закону сохранения массы и энергии Ломоносова при образовании химического соединения поглощается или выделяется такое количество теплоты, какое выделяется или поглощается при его разложении на первоначальные составные части.
Законами термохимии пользуются для вычисления тепловых эффектов реакций или теплот образования соединений, которые не могут быть определены опытным путем.
В термохимических уравнениях указывается агрегатное состояние и модификация вещества, если оно и то же вещество может существовать в нескольких различных кристаллических модификациях.
Движущая сила и направление химических реакций. На основе изучения тепловых эффектов химических реакций был сформулирован принцип Бертло (1867г.), утверждающий, что мерой химического сродства служит тепловой эффект химических реакций, что самопроизвольно протекают лишь такие процессы, которые сопровождаются выделением теплоты (), т.е. экзотермические процессы.
Этот принцип соблюдается часто, но далеко не всегда; возможны случаи самопроизвольно протекающих эндотермических реакций. Это объясняется тем, что кроме принципа минимума энергии (
0
) действует принцип максимума беспорядка (
>0). S – энтропия, характеризующая возможные состояния вещества и их непрерывные изменения. Чем больше число отдельных непрерывно изменяющихся микросостояний, тем больше неупорядоченность его общего состояния.
S газа > S жидкости > S твердого тела
Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц. Напротив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц) сопровождается уменьшением энтропии. Энтропия выражается в единицах, отнесенных к произведению температуры и количества вещества (Дж/моль К).
Энтропия, как и энтальпия, есть функция состояния системы. Для получения сравнимых данных сопоставляют стандартные измерения энтропии
.
Изменение энтропии системы () в результате химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом числа молей, участвующих в реакции:
=
.
В отличи от энтальпии образования энтропия простого вещества, даже находящегося в кристаллическом состоянии, не равна нулю.
В изолированной системе самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения энтропии>0. Если
Таким образом в химических (или физических) системах одновременно действуют две конкурирующие тенденции: принцип минимума энергии (принцип Бертло) и принцип максимума беспорядка (максимума энтропии).
Химическое средство, или движущая сила реакции определяется свободной энергией, т.е. той частью общего теплосодержания, которая может быть использована для совершения максимальной работы. Ее определяют при постоянных значениях Р
и Т
и называют энергией Гиббса, а в стандартных условиях – стандартной энергией Гиббса, обозначая
и
, точнее и з м е н и н и е м энергии Гиббса. Термины-синонимы: изобарно-изотермический (изобарный) потенциал, свободная энтальпия.
Энергия Гиббса связана с энтропией соотношением G = H – T*, Где Т – абсолютная температура. Для изобарно-изотермического процессов изменение энергии Гиббса равно:
= -Т* .
Значение зависит не только от природы реагирующих веществ, но и от агрегатного состояния и условий. Для получения сравнимых данных, характеризующих различные реакции, сопоставляют стандартные изменения энергии Гиббса:
Энергию Гиббса образования относят к 1 моль вещества, выражают в кДж/моль; при этом образования простого вещества принимают равной нулю.
Изменение энергии Гиббса может быть также записано следующим образом:
Первый член этого выражения представляет энтальпийный фактор, а второй – энтропийный. Первый отражает тенденцию системы к образованию связей в результате взаимного притяжения частиц – молекул или атомов, что приводит к их усложнению, а второй – тенденцию к усилению процесса диссоциации сложных частиц на более простые и их менее упорядоченному состоянию. Оба фактора действуют в противоположных направлениях, и общее направление реакции определяется влиянием преобладающего фактора.
При постоянных значениях Р
и Т
самопроизвольно протекают лишь такие реакции, изобарные потенциалы которых отрицательны реакции, тем больше ее движущая сила. В ходе реакции увеличивается и при = 0 в системе устанавливается равновесие. Если > 0, то реакция не может идти без затраты энергии извне, и такое неравенство свидетельствует о принципиальной возможность реакции при данных условиях (Р
и Т
), а при неравенстве
реакция неосуществима в любых условиях.
Таким образом, - движущая сила процесса, она является истинным критерием возможности протекания процесса.
Если реакции протекают при низких температурах и без участия газообразных веществ, то Т*
и
, т.е. критерием реакции может служить изменение энтальпии (действует принцип Бертло). В остальных случаях необходимо рассчитывать изменение энергии Гиббса.
Выполнение работы.
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
Сравнить измеренное значение с теоретическим и вычислить относительную ошибку измерения, написать термодинамическое уравнение реакции нейтрализации.
Лабораторное оборудование.
Калориметр включает в себя внутренний стакан, в котором проводится реакция, внешний стакан, теплоизоляционную прокладку, крышку, в которой имеются отверстия для термометра и воронки. Для измерения массы реагирующих веществ используют лабораторные весы, для измерения объемов – мерные цилиндры. Для перемешивания растворов используют магнитную мешалку.
Материалы и реактивы: растворы HCl и NaOH.
Ход работы.
Взвесить внутренний стакан калориметра (m 1), опустить в него мешалку и взвесить внутренний стакан с мешалкой (m 2). Налить в стакан 45 мл щелочи соответствующей концентрации (1н или 2 н). Взвесить стакан с объемом щелочи (m 3). Собрать калориметрическую установку. Включить магнитную мешалку. Провести предварительный период реакции, регистрируя изменение температуры через 1 минуту в течение 5 минут. Ввести через воронку 40 мл раствора кислоты той же концентрации, что и щелочь. Регистрировать температуру в течение главного периода реакции. Продолжать регистрацию температуры еще в течение 5 минут заключительного периода реакции.
Результаты эксперимента представить в виде двух таблиц.
Таблица 2.1 Результаты измерения масс
Таблица 2.2.Результаты измерения температуры в ходе реакции
Время от начала опыта | Предварительный период | Главный период | Заключительный период |
|||||||||||
0,0 | 1,0 | 2,0 | 3,0 | 4,0 | 4,25 | 4,5 | 4,75 | 5,0 | 6,0 | 7,0 | 8,0 | 9,0 | 10 |
|
Темпе-ратура, о С | 19,6 | 19,75 | 19,8 | 19,81 | 19,83 | 23,6 | 26,8 | 28,8 | 31,6 | 31,4 | 31,1 | 31 | 30,8 | 30,6 |
Практическое решение
С к = С стакана + С раствора + С термометра + С мешалки.
Теплоемкостью термометра пренебречь, а теплоемкости остальных частей определить по формулам:
С стакана = С стекла m 1 = 0,2 кал/г о С * 48,80 г = 9,76 кал/ о С = 9,76 10 -3 ккал/ о С,
где С стекла = 0,2 кал/г о С;
С раствора = С раствора m p = 1,0 кал/г о С * 92,29 г = 92,29 кал/ о С = 92,29 10 -3 ккал/ о С,
где С раствора = 1,0 кал/г о С;, не искаженное теплообменом, происходящим в течение главного периода, нужно продолжить AB и CD до пересечения их с вертикальной прямой Е. Для этого точки v и n, соответствующие начальной и конечной температурам главного периода, нанести на ось ординат. Через середину отрезка mn провести линию KP. Пересечение этой линии с кривой BC дает точку l, определяющую положение прямой Е. Отрезок Е и будет равен ккал/моль ,
где С к – температура всех частей калориметрической системы, кал/ о С,
- изменение температуры в ходе реакции, о С,
С к - количество выделившегося при реакции тепла, кал,
K – число молей эквивалентов кислоты в заданном объеме.
5. Расчет погрешности эксперимента.
Относительная ошибка определяется по формуле:
Е =
=
= 22,6 %
,
где
- экспериментально определенное значение энтальпии реакции,
- теоретическое значение энтальпии реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием. Нейтрализация моля эквивалентов любой сильной кислоты любим сильным основанием в разбавленных растворах всегда сопровождается одним и тем же экзотермическим эффектом, равным 13,70 ккал/моль. Этот факт теория электролитической диссоциации тем, что реакция нейтрализации сводится к образованию моля воды:
Т.е.
.
Главным фактором, определяющим точность результата, будет погрешность определения , т.к. ошибки взвешивания не превышают сотых долей процентов.
Вывод
Подобно тому, как одной из физических характеристик человека является физическая сила, важнейшей характеристикой любой химической связи является сила связи, т.е. её энергия.
Напомним, что энергия химической связи – эта та энергия, которая выделяется при образовании химической связи или та энергия, которую нужно истратить, чтобы эту связь разрушить.
Химическая реакция в общем случае – это превращение одних веществ в другие. Следовательно, в ходе химической реакции происходит разрыв одних связей и образование других, т.е. превращения энергии.
Фундаментальный закон физики гласит, что энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а лишь переходит из одного вида в другой. В силу своей универсальности данный принцип, очевидно, применим и к химической реакции.
Тепловым эффектом химической реакции называется количество теплоты,
выделившееся (или поглотившееся) в ходе реакции и относимое к 1 моль прореагировавшего (или образовавшегося) вещества.
Тепловой эффект обозначается буквой Q и, как правило, измеряется в кДж/моль или в ккал/моль.
Если реакция происходит с выделением тепла (Q > 0), она называется экзотермической, а если с поглощением тепла (Q < 0) – эндотермической.
Если схематично изобразить энергетический профиль реакции, то для эндотермических реакций продукты находятся выше по энергии, чем реагенты, а для экзотермических – наоборот, продукты реакции располагаются ниже по энергии (более стабильны), чем реагенты.
Ясно, что чем больше вещества прореагирует, тем большее количество энергии выделится (или поглотится), т.е. тепловой эффект прямо пропорционален количеству вещества. Поэтому отнесение теплового эффекта к 1 моль вещества обусловлено нашим стремлением сравнивать между собой тепловые эффекты различных реакций.
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Пример 1 . При восстановлении 8,0 г оксида меди(II) водородом образовалась металлическая медь и пары воды и выделилось 7,9 кДж теплоты. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида меди(II).
Решение . Уравнение реакции CuO (тв.) + H2 (г.) = Cu (тв.) + H2 O (г.) +Q (*)
Составим пропорцию при восстановлении 0,1 моль – выделяется 7,9 кДж при восстановлении 1 моль – выделяется x кДж
Откуда x = + 79 кДж/моль. Уравнение (*) принимает вид
CuO (тв.) + H2 (г.) = Cu (тв.) + H2 O (г.) +79 кДж
Термохимическое уравнение – это уравнение химической реакции, в котором указаны агрегатное состояние компонентов реакционной смеси (реагентов и продуктов) и тепловой эффект реакции.
Так, чтобы расплавить лед или испарить воду, требуется затратить определенные количества теплоты, тогда как при замерзании жидкой воды или конденсации водяного пара такие же количества теплоты выделяются. Именно поэтому нам холодно, когда мы выходим из воды (испарение воды с поверхности тела требует затрат энергии), а потоотделение является биологическим защитным механизмом от перегрева организма. Напротив, морозильник замораживает воду и нагревает окружающее помещение, отдавая ему избыточное тепло.
На данном примере показаны тепловые эффекты изменения агрегатного состояния воды. Теплота плавления (при 0o C) λ = 3,34×105 Дж/кг (физика), или Qпл. = - 6,02 кДж/моль (химия), теплота испарения (парообразования) (при 100o C) q = 2,26×106 Дж/кг (физика) или Qисп. = - 40,68 кДж/моль (химия).
плавление
испарение |
|||||
обр ,298.
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Разумеется, возможны процессы сублимации, когда твердое вещество
переходит в газовую фазу, минуя жидкое состояние и обратные процессы осаждения (кристаллизации) из газовой фазы, для них также возможно рассчитать или измерить тепловой эффект.
Ясно, что в каждом веществе есть химические связи, следовательно, каждое вещество обладает некоторым запасом энергии. Однако далеко не все вещества можно превратить друг в друга одной химической реакцией. Поэтому договорились о введении стандартного состояния.
Стандартное состояние вещества – это агрегатное состояние вещества при температуре 298 К, давлении 1 атмосфера в наиболее устойчивой в этих условиях аллотропной модицикации.
Стандартные условия – это температура 298 К и давление 1 атмосфера. Стандартные условия (стандартное состояние) обозначается индексом0 .
Стандартной теплотой образования соединения называется тепловой эффект химической реакции образования данного соединения из простых веществ, взятых в их стандартном состоянии. Теплота образования соединения обозначается символом Q 0 Для множества соединений стандартные теплоты образования приведены в справочниках физикохимических величин.
Стандартные теплоты образования простых веществ равны 0. Например, Q0 обр,298 (O2 , газ) = 0, Q0 обр,298 (C, тв., графит) = 0.
Например . Запишите термохимическое уравнение образования сульфата меди(II). Из справочника Q0 обр,298 (CuSO4 ) = 770 кДж/моль.
Cu (тв.) + S (тв.) + 2O2 (г.) = CuSO4 (тв.) + 770 кДж.
Замечание : термохимическое уравнение можно записать для любого вещества, однако надо понимать, что в настоящей жизни реакция происходит совершенно по-другому: из перечисленных реагентов образуются при нагревании оксиды меди(II) и серы(IV), но сульфат меди(II) не образуется. Важный вывод: термохимическое уравнение – модель, которая позволяет производить расчеты, она хорошо согласуется с другими термохимическими данными, но не выдерживает проверки практикой (т.е. неспособна правильно предсказать возможность или невозможность реакции).
(B j ) - ∑ a i × Q обр 0 ,298 i
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции
Уточнение . Для того, чтобы не вводить Вас в заблуждение, сразу добавлю, что химическая термодинамикаможет предсказывать возможность / невозможность реакции , однако для этого требуются более серьезные «инструменты», которые выходят за рамки школьного курса химии. Термохимическое уравнение по сравнению с этими приемами – первая ступенька на фоне пирамиды Хеопса – без него не обойтись, но высоко не подняться.
Пример 2 . Вычислите тепловой эффект конденсации воды массой 5,8г.Решение . Процесс конденсации описывается термохимическим уравнением H2 O (г.) = H2 O (ж.) + Q – конденсация обычно экзотермический процесс Теплота конденсации воды при 25o C 37 кДж/моль (справочник).
Следовательно, Q = 37 × 0,32 = 11,84 кДж.
В 19 веке русским химиком Гессом, изучавшим тепловые эффекты реакций, был экспериментально установлен закон сохранения энергии применительно к химическим реакциям – закон Гесса .
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса и определяется только разностью конечного и начального состояний.
С точки зрения химии и математики данный закон означает, что мы вольны для расчета процесса выбрать любую «траекторию расчета», ведь результат от нее не зависит. По этой причине очень важный закон Гесса имеет невероятно важное следствие закона Гесса .
Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов).
С точки зрения здравого смысла данное следствие соответствует процессу, в котором сначала все реагенты превратились в простые вещества, которые затем собрались по-новому, так что получились продукты реакции.
В форме уравнения следствие закона Гесса выглядит так Уравнение реакции: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b
При этом a i иb j – стехиометрические коэффициенты,A i – реагенты,B j – продукты реакции.
Тогда следствие закона Гесса имеет вид Q = ∑ b j × Q обр 0 ,298
k Bk + Q
(A i )
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Поскольку стандартные теплоты образования многих веществ
а) сведены в специальные таблицы или б) могут быть определены экспериментально, то становится возможным предсказать (рассчитать) тепловой эффект очень большого количества реакций с достаточно высокой точностью.
Пример 3 . (Следствие закона Гесса). Рассчитайте тепловой эффект паровой конверсии метана, происходящей в газовой фазе при стандартных условиях:
CH4 (г.) + H2 O (г.) = CO (г.) + 3 H2 (г.)
Определите, является ли данная реакция экзотермической или эндотермической?
Решение: Следствие закона Гесса
Q = 3 Q0 | Г ) +Q 0 | (CO ,г ) −Q 0 | Г ) −Q 0 | O , г ) - в общем виде. |
|||||
обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | ||||||
Q обр0 | 298 (H 2 ,г ) = 0 | Простое вещество в стандартном состоянии |
Из справочника находим теплоты образования остальных компонентов смеси.
O ,г ) = 241,8 | (СO ,г ) = 110,5 | Г ) = 74,6 | |||||||||
обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | |||||||||
Подставляем значения в уравнение
Q = 0 + 110,5 – 74,6 – 241,8 = -205,9 кДж/моль, реакция сильно эндотермична.
Ответ: Q = -205,9 кДж/моль, эндотермическая
Пример 4. (Применение закона Гесса). Известны теплоты реакций
C (тв.) + ½ O (г.)= CO (г.) + 110,5 кДж
С (тв.) + O2 (г.) = CO2 (г.) + 393,5 кДж Найти тепловой эффект реакции 2CO (г.) + O2 (г.) = 2CO2 (г.).Решение Умножим первое и второе уравнение на 2
2C (тв.) + O2 (г.)= 2CO (г.) + 221 кДж 2С (тв.) + 2O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 787 кДж
Вычтем из второго уравнения первое
O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 787 кДж – 2CO (г.) – 221 кДж,
2CO (г.) + O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 566 кДж Ответ: 566 кДж/моль.
Замечание: При изучении термохимии мы рассматриваем химическую реакцию извне (снаружи). Напротив, химическая термодинамика – наука о поведении химических систем – рассматривает систему изнутри и оперирует понятием «энтальпии»H как тепловой энергии системы. Энтальпия, таким
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции образом, имеет тот же смысл, что и количество теплоты, но имеет противоположный знак: если энергия выделяется из системы, окружающая среда её получает и греется, а система энергию теряет.
Литература :
1. учебник, В.В. Еремин, Н.Е. Кузьменко и др., Химия 9 класс, параграф 19,
2. Учебно-методическое пособие «Основы общей химии» Часть 1.
Составители – С.Г. Барам, И.Н. Миронова. – взять с собой! на следующее семинарское занятие
3. А.В. Мануйлов. Основы химии. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Тепловой эффект химической реакции. Основные законы термохимии.
§9.2** Термохимия (продолжение). Теплота образования вещества из элементов.
Стандартная энтальпия образования.
Внимание!
Мы переходим к решению расчетных задач, поэтому на семинары по химии отныне и впредь желателен калькулятор.
Тепловой эффект химической реакции
При протекании химической реакции происходит перестройка химических связей в молекулах, переход из одного агрегатного состояния в другое и т.д. Все это приводит к изменению внутренней энергии системы. При этом система может совершать работу и обмениваться энергией с окружающей средой. Поскольку все виды энергии можно свести к эквивалентному количеству теплоты, то в химической термодинамике говорят о тепловом эффекте химической реакции.
Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе реакции при выполнении следующих условий:
Процесс протекает необратимо при постоянном объеме или давлении;
В системе не совершается никаких работ, кроме работы расширения;
Продукты реакции имеют ту же температуру, что и исходные вещества.
Согласно первому началу термодинамики тепловой эффект реакции равен: DQ =DU + p× DV. Поскольку теплота не является функцией состояния, то величина теплового эффекта химической реакции зависит от условий осуществления (пути) процесса. Различают тепловой эффект химической реакции, проведенной в изохорных условиях (DQ V =DU V ) и в изобарных (DQ p =DU p + p× DV =DН ).
Очевидно, что DQ p –DQ V = p× DV . Для реакций, протекающих в конденсированной фазе (жидкости, твердые вещества), DV »0, а DQ p » DQ V .
Чаще всего химические реакции проводят при постоянном давлении, поэтому при проведении термодинамических расчетов обычно используют тепловой эффект при постоянном давлении DQ p . В этом случае он соответствует изменению энтальпии системы в ходе реакции DQ p =D r Н (индекс r указывает на изменение термодинамической функции, в данном случае энтальпии, в ходе химической реакции).
Реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, называются экзотермическими , а реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды, – эндотермическими . Так как тепловой эффект реакции соответствует изменению энтальпии системы, то очевидно, что для экзотермических процессов D r Н <0, а для эндотермических D r Н >0.
Поскольку для химических реакций, протекающих в изобарных или изохорных условиях, теплота приобретает свойства функции состояния , то можно утверждать, что тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути превращения одних веществ в другие (промежуточных стадий). Это утверждение можно рассматривать как приложение первого начала термодинамики к химическим реакциям. Оно называется законом Гесса и является основным законом термохимии.
Г.И. Гесс (СПб Академия наук) опытным путем установил, что «если из одних исходных веществ можно получить некоторые другие вещества несколькими способами, то суммарное количество тепла, выделившееся при образовании этих веществ, будет всегда одним и тем же, независимо от способа получения».
Пример. Рассмотрим реакцию взаимодействия одного моля углерода (графит) и кислорода с образованием диоксида углерода при температуре Т =298 К.
Данный процесс можно осуществить двумя путями:
1) C(графит) + O 2 = CO 2 ; D r Н 1 = –393,51 кДж;
2) C(графит) + 0,5O 2 = CO; D r Н 2 = –110,53 кДж;
CO + 0,5O 2 = CO 2 ; D r Н 3 = –282,98 кДж.
Рис. 5‑3 Диаграмма изменения энтальпии системы при взаимодействии одного моля углерода с кислородом с образованием диоксида углерода
Диаграмма изменения энтальпии системы приведена на рис.5.3. Из нее видно, что D r Н 1 =D r Н 2 + D r Н 3 . Если неизвестен тепловой эффект одной из реакций, то его можно вычислить, зная остальные. Например, если известны D r Н 1 и D r Н 3 , то D r Н 2 =D r Н 1 –D r Н 3 .
Таким образом, используя закон Гесса, можно рассчитывать тепловые эффекты химических реакций в тех случаях, когда их экспериментальное определение невозможно или затруднено. Более того, на основе имеющихся экспериментальных данных для относительно небольшого числа химических реакций можно проводить термодинамические расчеты как реально протекающих, так и гипотетических процессов.
Тепловой эффект реакции в общем случае учитывает переход определенного числа молей исходного вещества в определенное число молей конечного вещества, согласно уравнению реакции. В этом случае численное значение теплового эффекта относится к уравнению конкретной химической реакции и его размерность [кДж]. Уравнение химической реакции, включающее в себя ее тепловой эффект, называется термохимическим уравнением .
Часто тепловой эффект реакции относят к превращениям одного моля какого-либо вещества. Стехиометрический коэффициент в уравнении реакции у данного вещества равен единице, а коэффициенты у других веществ могут быть как целыми, так и дробными. В этом случае размерность теплового эффекта [кДж/моль]. Принято тепловые эффекты реакций образования одного моля вещества обозначать D f Н , а тепловые эффекты реакций сгорания одного моля вещества – D c Н .