|
В резултат на изучаването на тази тема ще научите:
В резултат на изучаването на тази тема ще научите:
Учебни въпроси: |
6.1. Енергия на химичните процеси
6.1.1. Вътрешна енергия и енталпия
При всеки процес се спазва законът за запазване на енергията:
Q = Δ U + A.
Това равенство означава, че ако топлината Q се подава към системата, тя се изразходва за промяна вътрешна енергияΔ U и за извършване на работа А.
Вътрешна енергиясистемата е нейното общо снабдяване, включително енергията на транслационния и въртеливо движениемолекули, енергията на движение на електрони в атомите, енергията на взаимодействие на ядра с електрони, ядра с ядра и др. всички видове енергия, с изключение на кинетичната и потенциалната енергия на системата като цяло.
Работата, извършена от системата по време на прехода от състояние 1, характеризиращо се с обем V 1, в състояние 2 (обем V 2) при постоянно налягане (работа по разширяване), е равна на:
A = p (V 2 - V 1).
При постоянно налягане (p = const), като се вземе предвид изразът за работата по разширяване, законът за запазване на енергията се записва, както следва:
Q = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Сумата от вътрешната енергия на системата и произведението на нейния обем и налягане се нарича енталпия H:
Дотолкова доколкото точна стойноствътрешната енергия на системата е неизвестна, а абсолютните стойности на енталпиите също не могат да бъдат получени. Научно значениеимат и практическа употребанамерете промени в енталпиите Δ N.
Вътрешната енергия U и енталпията H са държавни функциисистеми. Функциите на състоянието са тези характеристики на системата, чиито промени се определят само от крайното и началното състояние на системата, т.е. не зависят от пътя на процеса.
6.1.2. Екзо- и ендотермични процеси
Ходът на химичните реакции е придружен от поглъщане или отделяне на топлина. Екзотермиченсе нарича реакция, протичаща с отделянето на топлина в околната среда, и ендотермичен- с поглъщане на топлина от околната среда.
Много процеси в промишлеността и в лабораторната практика протичат при постоянно налягане и температура (T = const, p = const). Енергийната характеристика на тези процеси е промяната в енталпията:
Q P = -Δ N.
За процеси, протичащи при постоянен обем и температура (T = const, V = const) Q V = -Δ U.
За екзотермични реакции Δ Н< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Например,
N 2 (g) + ЅO 2 (g) = N 2 O (g); ΔH 298 = + 82kJ,
CH4 (g) + 202 (g) = CO2 (g) + 2H20 (g); ΔH 298 = -802kJ.
Химически уравнения, които допълнително показват термичния ефект на реакцията (стойността на DH на процеса), както и състоянието на агрегация на веществата и температурата, се наричат термохимиченуравнения.
В термохимичните уравнения, бел фазово състояниеи алотропни модификации на реагентите и получените вещества: g - газообразни, g - течни, k - кристални; S (диамант), S (монокъл), С (графит), С (диамант) и др.
6.1.3. Термохимия; Законът на Хес
Енергийни явления, съпътстващи изучаването на физични и химични процеси термохимия... Основният закон на термохимията е законът, формулиран от руския учен Г.И. Хес през 1840 г.
Законът на Хес: промяната в енталпията на процеса зависи от вида и състоянието на изходните вещества и продуктите на реакцията, но не зависи от пътя на процеса.
При разглеждане на термохимичните ефекти често се използва изразът „процесна енталпия“ вместо понятието „промяна в енталпията на процеса“, което предполага стойността на ΔH от тази концепция. общ случайне е функция на държавата. Както е посочено по -горе, само при постоянно налягане Q P = -Δ H (при постоянен обем Q V = -Δ U).
По този начин образуването на PCl 5 може да се разглежда в резултат на взаимодействието на прости вещества:
P (k, бяло) + 5 / 2Cl2 (g) = PCl 5 (k); Δ H 1,
или в резултат на процес, който протича на няколко етапа:
P (j, бял) + 3 / 2Cl2 (g) = PCl3 (g); Δ H 2,
PCl 3 (g) + Cl2 (g) = PCl 5 (q); Δ H 3,
или общо:
P (k, бяло) + 5 / 2Cl2 (g) = PCl 5 (k); Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Енталпии за образуване на вещества
Енталпията на образуването е енталпията на процеса на образуване на вещество в дадено агрегатно състояние от прости вещества, които са в стабилни модификации. Енталпията на образуване на натриев сулфат например е енталпията на реакцията:
2Na (k) + S (ромб) + 2O2 (g) = Na 2 SO 4 (k).
Енталпията на образуване на прости вещества е нула.
Тъй като топлинният ефект на реакцията зависи от състоянието на веществата, температурата и налягането, се съгласихме да използваме стандартни енталпии на образуване- енталпия на образуване на вещества при дадена температура в стандартно състояние... Реалното състояние на веществото при дадена температура и налягане 101,325 kPa (1 atm) се приема като стандартно състояние за вещества в кондензирано състояние. Справочниците обикновено дават стандартни енталпии за образуване на вещества при температура 25 o C (298 K), отнасящи се за 1 mol от веществото (Δ H f o 298). Стандартни енталпииобразуването на някои вещества при Т = 298К са дадени в табл. 6.1.
Таблица 6.1.
Стандартни енталпии на образуване (Δ H f o 298) на някои вещества
Вещество |
Δ H f o 298, kJ / mol |
Вещество |
Δ H f o 298, kJ / mol |
Стандартни енталпии за формиране на мнозинството сложни веществаса отрицателни стойности. За малък брой нестабилни вещества Δ H f o 298> 0. Такива вещества, по -специално, включват азотен оксид (II) и азотен оксид (IV), таблица 6.1.
6.1.5. Изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции
За изчисляване на енталпиите на процесите се използва следствие от закона на Хес: енталпията на реакцията е равна на сумата от енталпиите на образуване на продуктите на реакцията минус сумата от енталпиите на образуване на изходните вещества, като се приема отчита стехиометричните коефициенти.
Нека изчислим енталпията на разлагане на калциев карбонат. Процесът е описан със следното уравнение:
CaCO 3 (k) = CaO (k) + CO 2 (g).
Енталпията на тази реакция ще бъде равна на сумата от енталпиите на образуване на калциев оксид и въглероден двуокисминус енталпията на образуване на калциев карбонат:
Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).
Използване на данните в таблица 6.1. получаваме:
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
От получените данни следва, че разглежданата реакция е ендотермична, т.е. протича с абсорбция на топлина.
CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)
Той е придружен от отделяне на топлина. Енталпията му ще бъде равна
Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Скорост на химичната реакция
6.2.1. Концепция за скорост на реакция
Разделът по химия, който се занимава със скоростта и механизмите на химичните реакции, се нарича химическа кинетика... Един от ключови понятияв химическата кинетика е скоростта на химичната реакция.
Скоростта на химичната реакция се определя от промяната в концентрацията на реагиращите вещества за единица време при постоянен обем на системата.
Помислете за следния процес:
Нека в даден момент от време t 1 концентрацията на вещество А е равна на стойността c 1, а в момента t 2 - на стойността c 2. През интервала от време от t 1 до t 2, промяната в концентрацията ще бъде Δ s = s 2 - s 1. Средната скорост на реакция е:
Знакът минус се поставя, тъй като с течение на реакцията (Δ t> 0) концентрацията на веществото намалява (Δ с< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Скоростта на химичната реакция зависи от естеството на реагиращите вещества и от условията на реакциите: концентрация, температура, наличие на катализатор, налягане (за газови реакции) и някои други фактори. По -специално, с увеличаване на контактната площ на веществата, скоростта на реакцията се увеличава. Скоростта на реакцията също се увеличава с увеличаване на скоростта на смесване на реагентите.
Числената стойност на скоростта на реакцията също зависи от това кой компонент се използва за изчисляване на скоростта на реакцията. Така например, скоростта на процеса
H 2 + I 2 = 2 HI,
изчислено от промяната в концентрацията на HI е двойно по -висока от скоростта на реакцията, изчислена от промяната в концентрацията на реагентите H 2 или I 2.
6.2.2. Зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията; ред и молекулярност на реакцията
Основният закон химическа кинетика – закон за масово действие- установява зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на реагиращите вещества.
Скоростта на реакцията е пропорционална на продукта от концентрациите на реагентите... За реакцията, записана в общ изгледкак
aA + bB = cC + dD,
зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията има формата:
v = k [A] α [B] β.
В това кинетично уравнение k е коефициентът на пропорционалност, наречен скорост константа; [A] и [B] са концентрациите на вещества A и B. Константата на скоростта на реакцията k зависи от естеството на реагиращите вещества и от температурата, но не зависи от техните концентрации. Коефициентите α и β се намират от експериментални данни.
Сумата от показателите в кинетичните уравнения се нарича обща подреденреакции. Разграничете също частна поръчкареакции в един от компонентите. Например, за реакцията
Н2 + С1 2 = 2 НС1
Кинетичното уравнение изглежда така:
v = k 1/2,
тези. общ реде 1,5 и редът на реакция по отношение на компонентите Н 2 и С1 2 е равен съответно на 1 и 0,5.
Молекулярностреакцията се определя от броя на частиците, чието едновременно сблъскване е елементарен акт химическо взаимодействие. Елементарен акт (начален етап)- единичен акт на взаимодействие или трансформация на частици (молекули, йони, радикали) в други частици. За елементарни реакции молекулата и редът на реакцията са еднакви. Ако процесът е многостепенен и следователно изписването на уравнението на реакцията не разкрива механизма на процеса, редът на реакцията не съвпада с нейната молекулярност.
Химичните реакции са разделени на прости (едноетапни) и сложни, протичащи на няколко етапа.
Мономолекулна реакцияТова е реакция, при която елементарен акт е химическа трансформация на една молекула. Например:
CH 3 CHO (g) = CH 4 (g) + CO (g).
Бимолекулна реакция- реакция, елементарен акт, при който възниква при сблъсък на две частици. Например:
H 2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).
Тримолекулна реакция- проста реакция, чийто елементарен акт се осъществява с едновременен сблъсък на три молекули. Например:
2NO (g) + O2 (g) = 2 NO 2 (g).
Установено е, че едновременният сблъсък на повече от три молекули, водещ до образуването на продукти на реакцията, е практически невъзможен.
Законът за действие на масата не се прилага за реакции, включващи твърди вещества, тъй като техните концентрации са постоянни и те реагират само на повърхността. Скоростта на тези реакции зависи от размера на контактната повърхност между реагиращите вещества.
6.2.3. Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата
Скоростта на химичните реакции се увеличава с повишаване на температурата. Това увеличение се причинява от увеличаване на кинетичната енергия на молекулите. През 1884 г. холандският химик Вант Хоф формулира правило: когато температурата се повишава на всеки 10 градуса, скоростта на химичните реакции се увеличава 2-4 пъти.
Правилото на Вант Хоф е написано така:
,
където V t 1 и V t 2 са скоростите на реакцията при температури t 1 и t 2; γ - температурен коефициент на скорост, равен на 2 - 4.
Правилото на Вант Хоф се използва за приближаване на ефекта на температурата върху скоростта на реакцията. По -точно уравнение, описващо зависимостта на константата на скоростта на реакцията от температурата, е предложено през 1889 г. от шведския учен С. Арениус:
.
В уравнението на Арениус А е константа, Е е енергията на активиране (J / mol); Т - температура, К.
Според Арениус не всички молекулярни сблъсъци водят до химични трансформации. Само молекули с известна излишна енергия могат да реагират. Това излишната енергия, който трябва да имат сблъскващите се частици, за да възникне реакция между тях, се нарича енергия за активиране.
6.3. Разбиране на катализата и катализаторите
Катализаторът е вещество, което променя скоростта на химичната реакция, но остава химически непроменено в края на реакцията.
Някои катализатори ускоряват реакцията, други наричат инхибитори, забавете хода му. Например добавянето като катализатор не прави Голям бройМnO 2 до водороден пероксид Н2О2 причинява насилствено разлагане:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
При наличие на малки количества сярна киселина се наблюдава намаляване на скоростта на разлагане на Н 2 О 2. В тази реакция сярната киселина действа като инхибитор.
В зависимост от това дали катализаторът е в същата фаза с реагентите или образува независима фаза, се прави разлика между хомогеннаи хетерогенна катализа.
Хомогенна катализа
В случай на хомогенна катализа, реагентите и катализаторът са в една и съща фаза, например газообразна. Механизмът на действие на катализатора се основава на факта, че той взаимодейства с реагентите, за да образува междинни съединения.
Нека разгледаме механизма на действие на катализатора. При липса на катализатор, реакцията
Тече много бавно. Катализаторът образува реактивен междинен продукт с изходните материали (например вещество В):
който реагира енергично с друг изходен материал за образуване на крайния продукт на реакцията:
VK + A = AB + K.
Хомогенна катализа възниква например по време на окисляването на серен (IV) оксид до серен (VI) оксид, което се случва в присъствието на азотни оксиди.
Хомогенна реакция
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
при липса на катализатор, той върви много бавно. Но с въвеждането на катализатор (NO) се образува междинно съединение (NO2):
O 2 + 2 NO = 2 NO 2,
който лесно окислява SO 2:
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.
Енергията на активиране на последния процес е много малка, така че реакцията протича с висока скорост. По този начин ефектът на катализаторите се намалява до намаляване на енергията на активиране на реакцията.
Хетерогенна катализа
При хетерогенна катализа катализаторът и реагентите са в различни фази. Катализаторът обикновено е твърд и реагентите са течни или газообразни. При хетерогенна катализа ускорението на процеса обикновено се свързва с каталитичното действие на повърхността на катализатора.
Катализаторите се отличават със своята селективност (селективност) на действие. Така например, в присъствието на катализатор от алуминиев оксид Al 2 O 3 при 300 o C от етилов алкохолвземете вода и етилен:
C 2 H 5 OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
При същата температура, но в присъствието на мед Cu като катализатор, настъпва дехидрогенирането на етилов алкохол:
C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2.
Малки количества от някои вещества намаляват или дори напълно унищожават активността на катализаторите (отравяне с катализатор). Такива вещества се наричат каталитични отрови... Например, кислородът предизвиква обратимо отравяне на железния катализатор при синтеза на NH 3. Катализаторната активност може да бъде възстановена чрез преминаване на свежа смес от азот и водород, пречистена от кислород. Сярата причинява необратимо отравяне на катализатора по време на синтеза на NH 3. Неговата активност вече не може да бъде възстановена чрез преминаване на свежа смес от N 2 + H 2.
Вещества, които засилват действието на реакционните катализатори, се наричат промоутъри, или активатори(популяризирането на платинени катализатори например се извършва чрез добавяне на желязо или алуминий).
Механизмът на хетерогенната катализа е по -сложен. За да го обясни, се използва адсорбционната теория на катализата. Повърхността на катализатора е хетерогенна, така че върху него има така наречени активни места. Адсорбцията на реагентите се извършва на активни места. Последният процес кара реагиращите молекули да се сближат и да повишат химическата си активност, тъй като връзката между атомите се отслабва в адсорбираните молекули и разстоянието между атомите се увеличава.
От друга страна, се смята, че ускоряващият ефект на катализатора при хетерогенна катализа се дължи на факта, че реагентите образуват междинни съединения (както в случая на хомогенна катализа), което води до намаляване на енергията на активиране.
6.4. Химическо равновесие
Необратими и обратими реакции
Реакциите, протичащи само в една посока и завършващи с пълното превръщане на първоначалните вещества в крайни вещества, се наричат необратими.
Необратими, т.е. продължавайки до края са реакции, при които
Химичните реакции, които могат да протичат в противоположни посоки, се наричат обратими.Типични обратими реакции са реакциите на синтез на амоняк и окисляване на серен (IV) оксид до серен (VI) оксид:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3.
При писане на уравненията на обратими реакции вместо знак за равенство се поставят две стрелки, сочещи в противоположни посоки.
При обратими реакции скоростта на пряката реакция в началния момент от време е максимална стойност, който намалява с намаляване на концентрацията на изходните реактиви. Напротив, обратната реакция първоначално има минимална скорост, нарастваща с увеличаване на концентрацията на продуктите. В резултат на това настъпва момент, когато скоростите на реакцията напред и назад стават равни една на друга и системата е настроена химическо равновесие.
Химическо равновесие
Състоянието на системата от реагенти, при което става скоростта на директната реакция еднаква скоростобратната реакция се нарича химическо равновесие.
Химическото равновесие се нарича още истинско равновесие. В допълнение към равенството на скоростите на пряка и обратна реакция, истинското (химическо) равновесие се характеризира със следните характеристики:
- състоянието на системата е едно и също, независимо от коя страна системата се доближава до равновесието - от страната на изходните вещества или от страната на продуктите на реакцията.
неизменността на състоянието на системата се причинява от потока от директни и обратни реакции, тоест равновесното състояние е динамично;
състоянието на системата остава непроменено във времето, ако системата не се появи външно влияние;
всяко външно влияние предизвиква промяна в равновесието на системата; ако обаче се отстрани външното влияние, системата се връща в първоначалното си състояние;
Необходимо е да се прави разлика от истината привиден баланс... Така например, смес от кислород и водород в затворен съд при стайна температураможе да продължи безкрайно. Инициирането на реакцията ( електрически разряд, ултравиолетово облъчване, повишаване на температурата) причинява необратима реакция на образуване на вода.
6.5. Принципът на Льо Шателие
Определя се влиянието на промените във външните условия върху равновесното положение Принципът на Le Chatelд (Франция, 1884 г.): ако на система в състояние на равновесие се окаже външно влияние, тогава равновесието в системата ще се измести към отслабване на това влияние.
Принципът на Льо Шателие важи не само за химични процеси, но и на физически, като кипене, кристализация, разтваряне и т.н.
Нека разгледаме влиянието на различни фактори върху химичното равновесие, като използваме примера на реакцията на синтез на амоняк:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3; Δ H = -91,8 kJ.
Ефект на концентрацията върху химичното равновесие.
В съответствие с принципа на Le Chatelier, увеличаването на концентрацията на изходните вещества измества равновесието към образуването на продукти на реакцията. Увеличаването на концентрацията на реакционните продукти измества равновесието към образуването на изходните вещества.
В процеса на синтез на амоняк, разгледан по -горе, въвеждането на допълнителни количества N 2 или H 2 в равновесната система причинява изместване на равновесието в посоката, в която концентрацията на тези вещества намалява, следователно, равновесието се измества към образуването от NH3. Увеличаването на концентрацията на амоняк измества равновесието към изходните материали.
Следователно катализаторът ускорява еднакво както напред, така и обратно въвеждането на катализатора не влияе на химичното равновесие.
Влияние на температурата върху химичното равновесие
С повишаването на температурата равновесието се измества към ендотермичната реакция и с понижаване на температурата към екзотермичната реакция.
Определя се степента на равновесно изместване абсолютна стойносттоплинен ефект: колкото по -голяма е стойността на Δ H на реакцията, толкова по -голямо е влиянието на температурата.
В разглежданата реакция на синтез на амоняк повишаването на температурата ще измести равновесието към изходните вещества.
Влияние на налягането върху химичното равновесие
Промяната в налягането влияе върху химическото равновесие газообразни вещества... Според принципа на Le Chatelier, увеличаването на налягането измества равновесието към реакцията, протичаща с намаляване на обема на газообразните вещества, а намаляването на налягането измества равновесието в обратна посока. Реакцията на синтез на амоняк протича с намаляване на обема на системата (от лявата страна на уравнението има четири обема, отдясно - два). Следователно увеличаването на налягането измества равновесието към образуването на амоняк. Намаляването на налягането ще измести равновесието на обратната страна... Ако в уравнението на обратима реакция броят молекули на газообразни вещества в дясната и лявата страна са равни (реакцията протича без промяна на обема на газообразните вещества), тогава налягането не влияе върху положението на равновесието в тази система.
Точно като един от физически характеристикичовек е физическа сила, съществена характеристикавсяка химическа връзка е силата на връзката, т.е. нейната енергия.
Припомнете си, че енергията на химическата връзка е тази енергия, която се освобождава по време на образуването на химическа връзка или тази енергия, която трябва да се изразходва, за да се разруши тази връзка.
Химична реакция в общия случай е превръщането на някои вещества в други. Следователно, в хода на химическа реакция, някои връзки се разрушават, а други се образуват, т.е. трансформация на енергия.
Основният закон на физиката казва, че енергията не възниква от нищото и не изчезва без следа, а само преминава от един тип в друг. Поради своята универсалност този принципочевидно е приложимо за химическа реакция.
Топлинен ефект от химична реакция наречено количество топлина,
освободени (или абсорбирани) по време на реакцията и приписани на 1 mol от реагиралото (или образуваното) вещество.
Топлинният ефект се обозначава с буквата Q и обикновено се измерва в kJ / mol или kcal / mol.
Ако реакцията протича с отделяне на топлина (Q> 0), тя се нарича екзотермична, а ако с абсорбция на топлина (Q< 0) – эндотермической.
Ако схематично изобразим енергийния профил на реакцията, тогава за ендотермичните реакции продуктите са с по -висока енергия от реагентите, а за екзотермичните, напротив, продуктите на реакцията са разположени с по -ниска енергия (по -стабилни) от реагентите.
Ясно е, че колкото повече веществото реагира, голямо количествоенергията ще бъде освободена (или абсорбирана), т.е. топлинният ефект е правопропорционален на количеството вещество. Следователно приписването на топлинния ефект на 1 mol от вещество се дължи на желанието ни да сравняваме топлинните ефекти на различни реакции помежду си.
Лекция 6. Термохимия. Топлинният ефект на химична реакция Пример 1. При редуциране на 8,0 g меден (II) оксид с водород се образуват метална мед и водни пари и се отделя 7,9 kJ топлина. Изчислете топлинния ефект от реакцията на редукция на меден (II) оксид.
Решение . Уравнение на реакцията CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2 O (g) + Q (*)
Нека съставим пропорцията при намаляване на 0,1 mol - освобождава се 7,9 kJ; при намаляване на 1 mol - x kJ се освобождава
Откъдето x = + 79 kJ / mol. Уравнението (*) приема формата
CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2O (g) +79 kJ
Термохимично уравнениеТова е уравнението на химична реакция, което показва агрегатното състояние на компонентите на реакционната смес (реагенти и продукти) и топлинния ефект на реакцията.
Така че, за да се стопи лед или да се изпари вода, трябва да се изразходва определено количество топлина, докато когато течната вода замръзне или водната пара се кондензира, се отделя същото количество топлина. Ето защо ни е студено, когато напускаме водата (изпарението на водата от повърхността на тялото изисква енергия), а изпотяването е биологично. защитен механизъмот прегряване на тялото. Напротив, фризерът замразява водата и загрява околността, отделяйки й излишна топлина.
На този примерса показани топлинните ефекти от промените в агрегатното състояние на водата. Топлина на топене (при 0o C) λ = 3,34 × 105 J / kg (физика) или Qpl. = - 6,02 kJ / mol (химия), топлина на изпаряване (изпаряване) (при 100o C) q = 2,26 × 106 J / kg (физика) или Qtest. = - 40,68 kJ / mol (химия).
топене
изпаряване |
|||||
обр., 298.
Лекция 6. Термохимия. Термичен ефект от химична реакция Разбира се, когато са твърди, са възможни сублимационни процеси
навлиза в газовата фаза, заобикаляйки течно състояниеи обратни процеси на отлагане (кристализация) от газовата фаза, за които също е възможно да се изчисли или измери топлинния ефект.
Ясно е, че във всяко вещество има химически връзкиследователно всяко вещество има определено количество енергия. Не всички вещества обаче могат да се превръщат едно в друго чрез една химична реакция. Затова се съгласихме да въведем стандартно състояние.
Стандартно състояние на материята- това е състоянието на агрегация на веществото при температура 298 K, налягане от 1 атмосфера в най -стабилната алотропна модификация при тези условия.
Стандартни условияЕ температура 298 K и налягане 1 атмосфера. Стандартните условия (стандартни условия) са обозначени с индекс 0.
Стандартната топлина на образуване на съединението се нарича топлинният ефект на химичната реакция от образуването на дадено съединение от прости вещества, взети в стандартното им състояние. Топлината на образуване на съединението е обозначена със символа Q 0 За много съединения стандартните топлини на образуване са дадени в справочници за физико -химични количества.
Стандартните топлини на образуване на прости вещества са 0. Например Q0 arr, 298 (O2, газ) = 0, Q0 arr, 298 (C, tv., Graphite) = 0.
Например . Запишете термохимичното уравнение за образуване на меден (II) сулфат. От референтната книга Q0 проба, 298 (CuSO4) = 770 kJ / mol.
Cu (твърдо вещество) + S (твърдо вещество) + 2O2 (g) = CuSO4 (твърдо вещество) + 770 kJ.
Забележка: термохимичното уравнение може да бъде записано за всяко вещество, но трябва да се разбере, че в Истински животреакцията протича по съвсем различен начин: от изброените реактиви при нагряване се образуват медни (II) и серни (IV) оксиди, но не се образува меден (II) сулфат. Важно изваждане: термохимично уравнение - модел, който позволява изчисления, той е в добро съгласие с други термохимични данни, но не издържа на изпитанието на практиката (т.е. не е в състояние да предвиди правилно възможността или невъзможността на реакция).
(B j) - ∑ a i × Q проба 0, 298 i
Лекция 6. Термохимия. Топлинният ефект на химична реакция
Изясняване. За да не ви заблуждавам, веднага ще добавя химическата термодинамика може да предвиди възможността / невъзможността за реакцияобаче това изисква по -сериозни "инструменти", които надхвърлят училищен курсхимия. Термохимичното уравнение в сравнение с тези методи е първата стъпка на фона на пирамидата на Хеопс - не може без него, но и не може да се изкачи високо.
Пример 2. Изчислете топлинния ефект от кондензацията на вода с тегло 5,8 г. Разтвор. Процесът на кондензация се описва с термохимичното уравнение H2 O (g) = H2 O (l) + Q - кондензацията обикновено е екзотермичен процес Топлина на кондензация на вода при 25o C 37 kJ / mol (справка).
Следователно Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
През 19 век руският химик Хес, който изучава топлинните ефекти на реакциите, експериментално установява закона за запазване на енергията във връзка с химичните реакции - закона на Хес.
Топлинният ефект на химическата реакция не зависи от пътя на процеса и се определя само от разликата между крайното и началното състояние.
По отношение на химията и математиката този законозначава, че ние сме свободни да изберем всяка "изчислителна траектория" за изчисляване на процеса, тъй като резултатът не зависи от него. По тази причина много важен законХеса е изключително важна следствие от закона на Хес.
Топлинният ефект на химическата реакция е равен на сумата от топлините на образуване на реакционните продукти минус сумата от топлините на образуване на реагентите (като се вземат предвид стехиометричните коефициенти).
От гледна точка на здравия разум, това последствие съответства на процес, при който първоначално всички реагенти се превръщат в прости вещества, които след това се събират по нов начин, така че се получават продуктите на реакцията.
Под формата на уравнение последицата от закона на Хес изглежда така: Уравнение на реакцията: a 1 A 1 + a 2 A 2 +… + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 +… b
В този случай a i и b j са стехиометрични коефициенти, A i са реагенти, B j са продукти на реакцията.
Тогава следствието от закона на Хес има формата Q = ∑ b j × Q arr 0.298
k Bk + Q
(A i)
Лекция 6. Термохимия. Термичен ефект на химична реакция Тъй като стандартните топлини образуват много вещества
а) са обобщени в специални таблици или б) могат да бъдат определени експериментално, тогава става възможно да се предскаже (изчисли) топлинният ефект на много голям брой реакции с достатъчно висока точност.
Пример 3. (Следствие от закона на Хес). Изчислете топлинния ефект от парен риформинг на метан, протичащ в газовата фаза при стандартни условия:
CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Определете дали дадена реакция е екзотермична или ендотермична?
Решение: Последица от закона на Хес
Q = 3 Q0 | D) + Q 0 | (CO, г) −Q 0 | D) −Q 0 | О, г) - в общ вид. |
|||||
обр., 298 | обр., 298 | обр., 298 | обр., 298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H 2, r) = 0 | Просто вещество в стандартно състояние |
|||||||
От справочника откриваме топлините на образуване на останалите компоненти на сместа.
O, g) = 241.8 | (CO, g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
обр., 298 | обр., 298 | обр., 298 | |||||||||
Заместване на стойности в уравнението
Q = 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 = -205,9 kJ / mol, реакцията е силно ендотермична.
Отговор: Q = -205.9 kJ / mol, ендотермичен
Пример 4. (Прилагане на закона на Хес). Жегата на реакциите е известна
C (tv.) + ½ O (g) = CO (g) + 110,5 kJ
С (tv.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Намерете топлинния ефект от реакцията 2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g.) Решение Умножете първия и второ уравнение на 2
2C (s) + O2 (g) = 2CO (g) + 221 kJ 2C (s) + 2O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ
Извадете от второто уравнение първото
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Отговор: 566 kJ / mol.
Забележка: Когато изучаваме термохимия, ние разглеждаме химична реакция отвън (отвън). Обратно, химическата термодинамика е наука за поведението химични системи- разглежда системата отвътре и работи с концепцията за "енталпия" H като топлинна енергия на системата. Енталпия, значи
Лекция 6. Термохимия. Топлинният ефект на химическата реакция по някакъв начин има същото значение като количеството топлина, но има обратния знак: ако енергията се освободи от системата, заобикаляща средаполучава и загрява, а системата губи енергия.
Литература:
1. учебник, В.В. Еремин, Н.Е. Kuzmenko et al., Химия 9 клас, параграф 19,
2. Учебно ръководство„Основи на общата химия“, част 1.
Съставено от С.Г. Барам, И.Н. Миронов. - вземете със себе си! за следващия семинар
3. А.В. Мануилов. Основи на химията. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Термичен ефект от химична реакция. Основни закони на термохимията.
§9.2 ** Термохимия (продължение). Топлината на образуване на вещество от елементи.
Стандартна енталпия на образуването.
Внимание!
Продължаваме към решаването на изчислителни задачи, затова калкулатор вече е желателен за семинарите по химия.
Топлината на реакцията (топлината на реакцията) е количеството освободена или погълната топлина Q. Ако по време на реакцията се отделя топлина, такава реакция се нарича екзотермична, ако топлината се абсорбира, реакцията се нарича ендотермична.
Топлината на реакцията се определя въз основа на първия закон (началото) на термодинамиката,чийто математически израз в най -простата си форма за химични реакции е уравнението:
Q = ΔU + рΔV (2.1)
където Q е топлината на реакцията, ΔU е промяната на вътрешната енергия, p е налягането, ΔV е промяната в обема.
Термохимичното изчисление се състои в определяне на топлинния ефект на реакцията.В съответствие с уравнение (2.1) числената стойност на топлината на реакцията зависи от начина, по който се провежда. В изохорния процес, проведен при V = const, топлината на реакцията Q V =Δ U, в изобарен процес при p = const топлинен ефект Q P =Δ Х.По този начин термохимичното изчисление е vопределяне на количеството промяна или вътрешна енергия, или енталпия в хода на реакцията. Тъй като по -голямата част от реакциите протичат при изобарни условия (например, това са реакции в отворени съдове. атмосферно налягане), при изчисляване на термохимични изчисления, ΔН ... АкоΔ З<0, то реакция экзотермическая, если же Δ Н> 0, тогава реакцията е ендотермична.
Термохимичните изчисления се извършват по закона на Хес, според който топлинният ефект на даден процес не зависи от неговия път, а се определя само от естеството и състоянието на изходните вещества и продукти от процеса, или най -често следствие от закона на Хес: топлинният ефект на реакцията е равен на сумата от топлините (енталпиите) образуването на продукти минус сумата от топлините (енталпиите) на образуването на реагентите.
При изчисления съгласно закона на Хес се използват уравнения на спомагателни реакции, чиито топлинни ефекти са известни. Същността на операциите при изчисления според закона на Хес е, че алгебричните действия се извършват върху уравненията на спомагателни реакции, които водят до уравнение на реакцията с неизвестен топлинен ефект.
Пример 2.1... Определяне на топлината на реакцията: 2CO + O 2 = 2CO 2 ΔН -?
Използваме следните реакции като спомагателни: 1) С + О 2 = С0 2;Δ H 1 = -393,51 kJ и 2) 2C + O 2 = 2CO;Δ H 2 = -220,1 kJ, къдетоΔ Н / уΔ H 2 - топлинни ефекти на спомагателни реакции. Използвайки уравненията на тези реакции, е възможно да се получи уравнението на дадената реакция, ако спомагателното уравнение 1) се умножи по две и уравнението 2) се извади от получения резултат. Следователно неизвестната топлина на дадена реакция е:
Δ Н = 2Δ H 1 -Δ H 2 = 2 (-393,51) -(-220,1) = -566,92 kJ.
Ако термохимичното изчисление използва следствие от закона на Хес, тогава за реакцията, изразена с уравнението aA + bB = cC + dD, използвайте съотношението:
ΔН = (сΔHobr, s + dΔHobr D) - (aΔHobr A + bΔH проба, в) (2.2)
където ΔН е топлината на реакцията; ΔH o br - топлина (енталпия) на образуване, съответно, на реакционните продукти С и D и реагентите А и В; с, d, a, b - стехиометрични коефициенти.
Топлината (енталпията) на образуването на съединение е топлинният ефект на реакцията, по време на която 1 mol от това съединение се образува от прости вещества в термодинамично стабилни фази и модификации 1 *. Например , топлината на образуване на вода в състояние на пара е равна на половината от топлината на реакцията, изразена с уравнението: 2H 2 (g)+ Около 2 (g)= 2H20 (d).Размерът на топлината на образуване е kJ / mol.
V термохимични изчислениятоплините на реакции, като правило, се определят за стандартни условия, за които формулата (2.2) приема формата:
ΔН ° 298 = (сΔН ° 298, проба, С + dΔH ° 298, o 6 p, D) - (аΔН ° 298, проба А + bΔН ° 298, проба, в)(2.3)
където ΔN ° 298 е стандартната топлина на реакцията в kJ (стандартната стойност е обозначена с горен индекс "0") при температура 298K, а ΔN ° 298, obR са стандартните топлини (енталпия) на образуване също при температура от 298K. Стойности на ΔН ° 298 .obR.са дефинирани за всички връзки и са таблични данни. 2 * - вижте таблицата с приложения.
Пример 2.2. Изчисляване на стандартната топлина pд акции, изразени в уравнението:
4NH3 (r) + 502 (g) = 4NO (g) + 6H20 (g).
Според следствието от закона на Хес, ние пишем 3 *:
Δ H 0 298 = (4Δ H 0 298. o b p. Не + 6ΔH 0 298. легло Н20) - 4ΔH 0 298 обр. NH s. Замествайки табличните стойности на стандартните топлини на образуване на съединенията, представени в уравнението, получаваме:Δ З ° 298= (4 (90.37) + 6 (-241.84)) - 4 (-46.19) = - 904.8 kJ.
Отрицателен знактоплината на реакцията показва екзотермичността на процеса.
В термохимията топлинните ефекти обикновено са посочени в реакционните уравнения. Такива уравнения с посочения термичен ефект се наричат термохимични.Например, термохимичното уравнение на реакцията, разгледано в пример 2.2, е записано:
4NH3 (g) + 502 (g) = 4NO (g) + 6H20 (g);Δ N ° 29 8 = - 904,8 kJ.
Ако условията се различават от стандартните, в практически термохимични изчисления това позволява Xiaизползвайки приближение: Δ H ≈Δ № 298 (2.4)Изразът (2.4) отразява слабата зависимост на топлината на реакцията от условията на нейното протичане.
Всяка химическа реакция е придружена от освобождаване или абсорбиране на енергия под формата на топлина.
Въз основа на отделянето или поглъщането на топлина те правят разлика екзотермичени ендотермиченреакции.
Екзотермиченреакциите са реакции, при които се отделя топлина (+ Q).
Ендотермичните реакции са реакции, при които се абсорбира топлина (-Q).
Топлинният ефект на реакцията (В) се нарича количеството топлина, което се отделя или абсорбира при взаимодействието на определено количество от първоначалните реактиви.
Термохимично уравнение е уравнение, в което е посочен топлинният ефект на химична реакция. Така например уравненията са термохимични:
Трябва също така да се отбележи, че термохимичните уравнения в задължителентрябва да включва информация за състоянието на агрегация на реагенти и продукти, тъй като стойността на топлинния ефект зависи от това.
Изчисления на топлинния ефект на реакцията
Пример за типичен проблем за намиране на топлинния ефект на реакцията:
Когато 45 g глюкоза взаимодейства с излишък от кислород в съответствие с уравнението
C 6 H 12 O 6 (телевизор) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
отделя 700 kJ топлина. Определете топлинния ефект на реакцията. (Запишете числото до цели числа.)
Решение:
Нека изчислим количеството глюкозно вещество:
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 = 0,25 mol
Тези. когато 0,25 mol глюкоза взаимодейства с кислород, се отделя 700 kJ топлина. От термохимичното уравнение, представено в условието, следва, че когато 1 mol глюкоза взаимодейства с кислорода, се образува количество топлина, равно на Q (топлинен ефект на реакцията). Тогава следната пропорция е правилна:
0,25 mol глюкоза - 700 kJ
1 mol глюкоза - Q
От тази пропорция следва съответното уравнение:
0,25 / 1 = 700 / Q
Решавайки това, откриваме, че:
Така топлинният ефект на реакцията е 2800 kJ.
Изчисления по термохимични уравнения
Много по -често в ИЗПОЛЗВАЙТЕ заданияот термохимията, стойността на термичния ефект вече е известна, тъй като условието дава пълно термохимично уравнение.
В този случай е необходимо да се изчисли или количеството топлина, освободено / погълнато с известно количество реагент или продукт, или, обратно, чрез известна стойносттоплина, е необходимо да се определи масата, обема или количеството на веществото на всеки участник в реакцията.
Пример 1
В съответствие с уравнението на термохимичната реакция
3Fe 3 O 4 (телевизор) + 8Al (телевизор) = 9Fe (телевизор) + 4Al 2 O 3 (телевизор) + 3330 kJ
се образуват 68 g алуминиев оксид. Колко топлина се отделя по време на това? (Запишете числото до цели числа.)
Решение
Нека изчислим количеството на веществото от алуминиев оксид:
n (Al 2 O 3) = m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) = 68 g / 102 g / mol = 0,667 mol
В съответствие с термохимичното уравнение на реакцията, 3330 kJ се отделя при образуването на 4 mol алуминиев оксид. В нашия случай се образува 0,6667 mol алуминиев оксид. След като обозначим количеството отделена топлина в този случай, чрез x kJ ще съставим пропорцията:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ
Тази пропорция съответства на уравнението:
4 / 0,6667 = 3330 / х
Решавайки това, откриваме, че x = 555 kJ
Тези. с образуването на 68 g алуминиев оксид в съответствие с термохимичното уравнение се отделя 555 kJ топлина при условие.
Пример 2
В резултат на реакцията, чието термохимично уравнение
4FeS 2 (s) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (s) + 3310 kJ
отдели 1655 kJ топлина. Определете обема (l) отделен серен диоксид (n.o.). (Запишете числото до цели числа.)
Решение
В съответствие с термохимичното уравнение на реакцията, образуването на 8 mol SO 2 отделя 3310 kJ топлина. В нашия случай се отделя 1655 kJ топлина. Нека количеството образувано вещество SO 2 в този случай е равно на x mol. Следващата пропорция е справедлива:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
От което следва уравнението:
8 / х = 3310/1655
Решавайки това, откриваме, че:
По този начин количеството образувано вещество SO 2 в този случай е 4 mol. Следователно обемът му е равен на:
V (SO 2) = V m ∙ n (SO 2) = 22,4 l / mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(закръглете до цели числа, тъй като това се изисква в условието.)
Могат да се намерят по -подробни проблеми относно термичния ефект на химична реакция.
В термохимията количеството топлина В, който се освобождава или абсорбира в резултат на химична реакция, се нарича топлинен ефект.Наричат се реакции с отделяне на топлина екзотермичен (Q> 0) и с абсорбция на топлина - ендотермичен (В<0 ).
В термодинамиката съответно се наричат процесите, при които се отделя топлина екзотермичени процесите, при които топлината се абсорбира - ендотермичен.
Според следствието от първия закон на термодинамиката за изохорно-изотермични процеси топлинният ефект е равен на промяната на вътрешната енергия на системата .
Тъй като термохимията използва обратния знак по отношение на термодинамиката, тогава.
За изобарно-изотермични процеси топлинният ефект е равен на промяната в енталпията на системата .
Ако D. H> 0- процесът протича с абсорбцията на топлина и е ендотермичен.
Ако D. З< 0 - процесът е придружен от отделянето на топлина и е екзотермичен.
От първия закон на термодинамиката следваЗаконът на Хес:
топлинният ефект на химичните реакции зависи само от вида и състоянието на изходните вещества и крайните продукти, но не зависи от пътя на преминаване от изходното състояние към крайното.
Последица от този закон е правилото, че с термохимични уравнения можете да извършвате обичайните алгебрични операции.
Като пример, помислете за окислителната реакция на въглищата до CO 2.
Преходът от изходните вещества към крайните може да се извърши чрез директно изгаряне на въглища към CO 2:
C (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Топлинният ефект на тази реакция Δ H 1.
Този процес може да се извърши на два етапа (фиг. 4). В първия етап въглеродът изгаря до CO чрез реакцията
C (t) + O 2 (g) = CO (g),
на втория CO изгаря до CO 2
CO (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Топлинните ефекти на тези реакции, съответно Δ H 2и Δ H 3.
Ориз. 4. Диаграма на процеса на горене на въглища до СО 2
И трите процеса се използват широко в практиката. Законът на Хес ви позволява да свържете топлинните ефекти на тези три процеса чрез уравнението:
Δ H 1=Δ H 2 + Δ H 3.
Топлинните ефекти на първия и третия процес могат да бъдат измерени сравнително лесно, но изгарянето на въглища до въглероден окис при високи температуритрудно. Неговият топлинен ефект може да бъде изчислен:
Δ H 2=Δ H 1 - Δ H 3.
Стойностите на Δ H 1и Δ H 2зависи от вида на използваните въглища. Количеството Δ H 3няма връзка с това. Когато един мол CO се изгаря при постоянно налягане при 298K, количеството топлина е Δ H 3= -283.395 kJ / mol. Δ H 1= -393,86 kJ / mol при 298K. След това при 298K Δ H 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ / mol.
Законът на Хес дава възможност да се изчислят топлинните ефекти на процеси, за които няма експериментални данни или за които те не могат да бъдат измерени при необходимите условия. Това важи и за химичните реакции, както и за процесите на разтваряне, изпаряване, кристализация, адсорбция и др.
При прилагането на закона на Хес трябва стриктно да се спазват следните условия:
И в двата процеса трябва да има наистина едни и същи начални състояния и наистина същите крайни състояния;
Не само трябва да е същото химически съставипродукти, но и условията на тяхното съществуване (температура, налягане и т.н.) и агрегатното състояние, и за кристални веществаи кристална модификация.
При изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции въз основа на закона на Хес обикновено се използват два вида топлинни ефекти - топлината на горене и топлината на образуване.
Чрез топлината на образованиетосе нарича топлинен ефект на реакцията на образуване на дадено съединение от прости вещества.
Топлина на горенесе нарича термичен ефект от окислителната реакция на дадено съединение с образуване на кислород по -високи оксидисъответните елементи или съединения на тези оксиди.
Референтните стойности за топлини и други количества обикновено се отнасят до стандартното състояние на веществото.
Като стандартно състояниеотделните течни и твърди вещества приемат състоянието си при дадена температура и при налягане, равно на една атмосфера, а за отделните газове - тяхното състояние, когато при дадена температура и налягане, равни на 1,01 10 5 Pa (1 атм.), те притежават свойства на идеален газ. За да се улеснят изчисленията, се използват справочни данни стандартна температура 298 К.
Ако някой елемент може да съществува в няколко модификации, тогава такава модификация се приема за стандарт, която е стабилна при 298 K и атмосферно налягане, равно на 1,01 · 10 5 Pa (1 атм.)
Всички стойности, свързани със стандартното състояние на веществата, са маркирани с горен индекс под формата на кръг: 
... В металургичните процеси повечето съединения се образуват с отделянето на топлина, така че за тях прирастването на енталпията. За артикули в стандартно състояние стойността.
Използвайки референтните данни за стандартните топлини на образуване на веществата, участващи в реакцията, лесно може да се изчисли топлинният ефект на реакцията.
От закона на Хес следва:топлинният ефект на реакцията е равен на разликата между топлините на образуване на всички вещества, посочени от дясната страна на уравнението(крайни вещества или продукти на реакцията) , и топлините на образуване на всички вещества, посочени в лявата част на уравнението(изходни материали) , взети с коефициенти, равни на коефициентите пред формулите на тези вещества в уравнението на реакцията:
където н- броя молове на веществото, участващо в реакцията.
Пример. Нека изчислим топлинния ефект на реакцията Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2. Топлините на образуване на веществата, участващи в реакцията, са: за Fe 3 O 4, за CO, за FeO, за CO 2.
Топлинният ефект на реакцията:
Тъй като реакцията при 298K е ендотермична, т.е. идва с абсорбция на топлина.
