El calor de reacción (calor de reacción) es la cantidad de calor Q liberado o absorbido.Si se libera calor durante la reacción, dicha reacción se denomina exotérmica; si se absorbe calor, la reacción se denomina endotérmica.
El calor de reacción se determina con base en la primera ley (comienzo) de la termodinámica, cuya expresión matemática en su forma más simple para reacciones químicas es la ecuación:
Q = ΔU + ðΔV (2.1)
donde Q es el calor de reacción, ΔU es el cambio de energía interna, p es la presión, ΔV es el cambio de volumen.
El cálculo termoquímico consiste en determinar el efecto térmico de la reacción. De acuerdo con la ecuación (2.1), el valor numérico del calor de reacción depende de la forma en que se lleve a cabo. En el proceso isocórico realizado en V = constante, el calor de reacción Q V =Δ U, en proceso isobárico en p = efecto térmico constante Q P =Δ H. Por tanto, el cálculo termoquímico es en determinar la cantidad de cambio o energía interna o entalpía en el curso de la reacción. Dado que la inmensa mayoría de las reacciones se desarrollan en condiciones isobáricas (por ejemplo, todas estas son reacciones en recipientes abiertos que tienen lugar a presión atmosférica), cuando se realizan cálculos termoquímicos, ΔН ... SiΔ H<0, то реакция экзотермическая, если же Δ H> 0, entonces la reacción es endotérmica.
Los cálculos termoquímicos se llevan a cabo utilizando la ley de Hess, según la cual el efecto térmico de un proceso no depende de su trayectoria, sino que está determinado solo por la naturaleza y el estado de las sustancias y productos iniciales del proceso o, con mayor frecuencia, una consecuencia de la ley de Hess: el efecto térmico de una reacción es igual a la suma de los calores (entalpías) de la formación de los productos menos la suma de los calores (entalpías) de la formación de los reactivos.
En los cálculos de acuerdo con la ley de Hess, se utilizan ecuaciones de reacciones auxiliares, cuyos efectos térmicos son conocidos. La esencia de las operaciones en los cálculos de acuerdo con la ley de Hess es que las acciones algebraicas se realizan en las ecuaciones de reacciones auxiliares que conducen a una ecuación de reacción con un efecto térmico desconocido.
Ejemplo 2.1... Determinación del calor de reacción: 2CO + O 2 = 2CO 2 ΔН -?
Usamos las siguientes reacciones como auxiliares: 1) С + О 2 = С0 2;Δ H 1 = -393,51 kJ y 2) 2C + O 2 = 2CO;Δ H 2 = -220,1 kJ, dondeΔ N / uΔ Н 2 - efectos de calor de reacciones auxiliares. Usando las ecuaciones de estas reacciones, es posible obtener la ecuación de la reacción dada si la ecuación auxiliar 1) se multiplica por dos y la ecuación 2) se resta del resultado obtenido. Por lo tanto, el calor desconocido de una reacción dada es igual a:
Δ H = 2Δ H 1 -Δ H2 = 2 (-393,51) - (-220,1) = -566,92 kJ.
Si el cálculo termoquímico usa una consecuencia de la ley de Hess, entonces para la reacción expresada por la ecuación aA + bB = cC + dD, use la relación:
ΔН = (сΔHobr, s + dΔHobr D) - (aΔHobr A + bΔH muestra, c) (2.2)
donde ΔН es el calor de reacción; ΔH o br - calores (entalpía) de formación, respectivamente, de los productos de reacción C y D y los reactivos A y B; с, d, a, b - coeficientes estequiométricos.
El calor (entalpía) de formación de un compuesto es el efecto térmico de la reacción, durante la cual se forma 1 mol de este compuesto a partir de sustancias simples en fases termodinámicamente estables y modificaciones 1 *. Por ejemplo , el calor de formación del agua en estado de vapor es igual a la mitad del calor de reacción, expresado por la ecuación: 2H 2 (g)+ Aproximadamente 2 (g)= 2H _ {2} O (d).La dimensión del calor de formación es kJ / mol.
En los cálculos termoquímicos, los calores de las reacciones generalmente se determinan para condiciones estándar, para lo cual la fórmula (2.2) toma la forma:
ΔН ° 298 = (сΔН ° 298, muestra, С + dΔH ° 298, o 6 p, D) - (аΔН ° 298, muestra A + bΔН ° 298, muestra, c)(2.3)
donde ΔН ° 298 es el calor estándar de reacción en kJ (el valor estándar está indicado por el superíndice "0") a una temperatura de 298K, y ΔН ° 298, obR son los calores estándar (entalpía) de formación también a una temperatura de 298K. Valores de ΔН ° 298 .obR.se definen para todas las conexiones y son datos tabulares. 2 * - consulte la tabla del apéndice.
Ejemplo 2.2. Cálculo del calor estándar p mi acciones expresadas por la ecuación:
4NH 3 (r) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 O (g).
Según el corolario de la ley de Hess, escribimos 3 *:
Δ H 0 298 = (4Δ H 0 298. o b p. No + 6ΔH 0 298. cama H20) - 4ΔH 0 298 arr. NH s. Sustituyendo los valores tabulares de los calores estándar de formación de los compuestos presentados en la ecuación, obtenemos:Δ H ° 298= (4 (90,37) + 6 (-241,84)) - 4 (-46,19) = - 904,8 kJ.
El signo negativo del calor de reacción indica la exotermicidad del proceso.
En termoquímica, los efectos térmicos generalmente se indican en las ecuaciones de reacción. Tal las ecuaciones con el efecto térmico indicado se denominan termoquímicas. Por ejemplo, La ecuación termoquímica de la reacción considerada en el ejemplo 2.2 se escribe:
4NH _ {3} (g) + 50 _ {2} (g) = 4NO (g) + 6H _ {2} O (g);Δ N ° 29 8 = - 904,8 kJ.
Si las condiciones difieren del estándar, en cálculos termoquímicos prácticos permite Xia usando aproximación: Δ H ≈Δ N ° 298 (2.4) La expresión (2.4) refleja la débil dependencia del calor de reacción de las condiciones de su aparición.
Cualquier reacción química va acompañada de la liberación o absorción de energía en forma de calor.
Sobre la base de la liberación o absorción de calor, distinguen exotérmico y endotérmico reacciones.
Exotérmico Las reacciones son reacciones en las que se libera calor (+ Q).
Las reacciones endotérmicas son reacciones durante las cuales se absorbe calor (-Q).
Efecto de calor de la reacción (Q) se llama la cantidad de calor que se libera o absorbe durante la interacción de una cierta cantidad de los reactivos iniciales.
Una ecuación termoquímica es una ecuación en la que se indica el efecto térmico de una reacción química. Entonces, por ejemplo, las ecuaciones son termoquímicas:
Cabe señalar también que las ecuaciones termoquímicas deben incluir necesariamente información sobre los estados agregados de reactivos y productos, ya que de esto depende el valor del efecto térmico.
Cálculos del efecto térmico de la reacción.
Un ejemplo de un problema típico para encontrar el efecto de calor de una reacción:
Cuando 45 g de glucosa interactúan con un exceso de oxígeno de acuerdo con la ecuación
C 6 H 12 O 6 (tv.) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
liberó 700 kJ de calor. Determine el efecto térmico de la reacción. (Escriba el número en números enteros).
Solución:
Calculemos la cantidad de sustancia glucosa:
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
Esos. cuando 0,25 moles de glucosa interactúan con el oxígeno, se liberan 700 kJ de calor. De la ecuación termoquímica presentada en la condición, se deduce que cuando 1 mol de glucosa interactúa con el oxígeno, se forma una cantidad de calor igual a Q (el efecto de calor de la reacción). Entonces la siguiente proporción es correcta:
0,25 mol de glucosa - 700 kJ
1 mol de glucosa - Q
De esta proporción sigue la ecuación correspondiente:
0,25 / 1 = 700 / Q
Resolviendo lo cual, encontramos que:
Por tanto, el efecto térmico de la reacción es de 2800 kJ.
Cálculos por ecuaciones termoquímicas
Con mucha más frecuencia, en las tareas del examen en termoquímica, el valor del efecto térmico ya se conoce, porque la condición da una ecuación termoquímica completa.
En este caso, se requiere calcular la cantidad de calor liberado / absorbido con una cantidad conocida de reactivo o producto o, por el contrario, utilizando un valor conocido de calor, se requiere determinar la masa, volumen o cantidad de un sustancia de cualquier participante en la reacción.
Ejemplo 1
De acuerdo con la ecuación de reacción termoquímica
3Fe 3 O 4 (sólido) + 8Al (sólido) = 9Fe (sólido) + 4Al 2 O 3 (sólido) + 3330 kJ
formó 68 g de óxido de aluminio. ¿Cuánto calor se liberó durante esto? (Escriba el número en números enteros).
Solución
Calculemos la cantidad de sustancia de óxido de aluminio:
n (Al 2 O 3) = m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) = 68 g / 102 g / mol = 0,667 mol
De acuerdo con la ecuación termoquímica de la reacción, se liberan 3330 kJ durante la formación de 4 moles de óxido de aluminio. En nuestro caso, se forman 0,6667 mol de óxido de aluminio. Habiendo denotado la cantidad de calor liberada en este caso, por x kJ compondremos la proporción:
4 mol de Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol de Al 2 O 3 - x kJ
Esta proporción corresponde a la ecuación:
4 / 0,6667 = 3330 / x
Resolviendo cuál, encontramos que x = 555 kJ
Esos. con la formación de 68 g de óxido de aluminio de acuerdo con la ecuación termoquímica, se liberan 555 kJ de calor en la condición.
Ejemplo 2
Como resultado de la reacción, cuya ecuación termoquímica
4FeS 2 (s) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (s) + 3310 kJ
liberó 1655 kJ de calor. Determine el volumen (l) de dióxido de azufre desprendido (n.o.). (Escriba el número en números enteros).
Solución
De acuerdo con la ecuación termoquímica de la reacción, la formación de 8 moles de SO 2 libera 3310 kJ de calor. En nuestro caso, se liberaron 1655 kJ de calor. Sea la cantidad de sustancia SO 2 formada en este caso igual ax mol. Entonces la siguiente proporción es justa:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
De donde se sigue la ecuación:
8 / x = 3310/1655
Resolviendo lo cual, encontramos que:
Por tanto, la cantidad de sustancia SO 2 formada en este caso es de 4 moles. Por tanto, su volumen es igual a:
V (SO 2) = V m ∙ n (SO 2) = 22,4 l / mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(redondee a números enteros, ya que esto es obligatorio en la condición).
Se pueden encontrar problemas más detallados sobre el efecto térmico de una reacción química.
La termoquímica estudia los efectos térmicos de las reacciones químicas. En muchos casos, estas reacciones tienen lugar a volumen constante o presión constante. De la primera ley de la termodinámica se deduce que, en estas condiciones, el calor es función del estado. A volumen constante, el calor es igual al cambio de energía interna:
y a presión constante - el cambio de entalpía:
Estas igualdades aplicadas a las reacciones químicas constituyen la esencia de Ley de Hess:
El efecto térmico de una reacción química que se produce a presión constante o volumen constante no depende de la trayectoria de la reacción, sino que está determinado únicamente por el estado de los reactivos y los productos de reacción.
En otras palabras, el efecto térmico de una reacción química es igual a un cambio en la función de estado.
En termoquímica, a diferencia de otras aplicaciones de la termodinámica, el calor se considera positivo si se libera al medio ambiente, es decir, Si H < 0 или U
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение H(que se llama simplemente "entalpía de reacción") o U reacciones.
Si la reacción transcurre en solución o en fase sólida, donde el cambio de volumen es insignificante, entonces
H = U + (pV) U. (3.3)
Si hay gases ideales involucrados en la reacción, entonces a temperatura constante
H = U + (pV) = U+ n. RT, (3.4)
donde n es el cambio en el número de moles de gases en la reacción.
Para facilitar la comparación de las entalpías de diferentes reacciones, se utiliza el término "estado estándar". El estado estándar es el estado de una sustancia pura a una presión de 1 bar (= 10 5 Pa) y una temperatura determinada. Para los gases, este es un estado hipotético a una presión de 1 bar, que tiene las propiedades de un gas infinitamente enrarecido. Entalpía de reacción entre sustancias en estados estándar a temperatura T, denotar r significa "reacción"). En las ecuaciones termoquímicas no solo se indican las fórmulas de las sustancias, sino también sus estados agregados o modificaciones cristalinas.
De la ley de Hess se derivan importantes consecuencias, que permiten calcular la entalpía de las reacciones químicas.
Corolario 1.
es igual a la diferencia entre las entalpías estándar de formación de productos de reacción y reactivos (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos):
La entalpía estándar (calor) de formación de una sustancia. (F significa "formación") a una temperatura dada se llama la entalpía de la reacción de la formación de un mol de esta sustancia de elementos que se encuentran en el estado estándar más estable. Según esta definición, la entalpía de formación de las sustancias simples más estables en el estado estándar es 0 a cualquier temperatura. Las entalpías estándar de formación de sustancias a una temperatura de 298 K se dan en libros de referencia.
El concepto "entalpía de formación" se usa no solo para sustancias ordinarias, sino también para iones en solución. En este caso, el ion H + se toma como punto de referencia, para el cual se supone que la entalpía estándar de formación en una solución acuosa es cero: 
Corolario 2. Entalpía estándar de una reacción química
es igual a la diferencia entre las entalpías de combustión de los reactivos y los productos de reacción (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos):
(C significa "combustión"). La entalpía estándar (calor) de combustión de una sustancia se denomina entalpía de la reacción de oxidación completa de un mol de sustancia. Esta consecuencia se suele utilizar para calcular los efectos térmicos de las reacciones orgánicas.
Corolario 3. La entalpía de una reacción química es igual a la diferencia entre las energías de los enlaces químicos rotos y formados.
Por la energía de la comunicación A-B es la energía necesaria para romper el enlace y separar las partículas resultantes a una distancia infinita:
AB (g) A (g) + B (g).
La energía de enlace siempre es positiva.
La mayoría de los datos termoquímicos en los libros de referencia se dan a una temperatura de 298 K. Para calcular los efectos térmicos a otras temperaturas, utilice Ecuación de Kirchhoff:
(forma diferencial) (3.7)
(forma integral) (3.8)
donde C p- la diferencia entre las capacidades caloríficas isobáricas de los productos de reacción y las sustancias iniciales. Si la diferencia T 2 - T 1 es pequeño, entonces puedes tomar C p= const. Con una gran diferencia de temperatura, es necesario utilizar la dependencia de la temperatura. C p(T) escribe:
donde los coeficientes a, B, C etc. para sustancias individuales, se toman del libro de referencia y el signo denota la diferencia entre productos y reactivos (teniendo en cuenta los coeficientes).
EJEMPLOS
Ejemplo 3-1. Las entalpías estándar de formación de agua líquida y gaseosa a 298 K son -285,8 y -241,8 kJ / mol, respectivamente. Calcule la entalpía de vaporización del agua a esta temperatura.
Solución... Las entalpías de formación corresponden a las siguientes reacciones:
H 2 (g) + ЅO 2 (g) = H 2 O (g), H 1 0 = -285.8;
H 2 (g) + ЅO 2 (g) = H 2 O (g), H 2 0 = -241.8.
La segunda reacción se puede realizar en dos etapas: primero, se quema hidrógeno para formar agua líquida según la primera reacción, y luego se evapora el agua:
H 2 O (g) = H 2 O (g), H 0 isp =?
Entonces, de acuerdo con la ley de Hess,
H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,
donde H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ / mol.
Respuesta. 44,0 kJ / mol.
Ejemplo 3-2. Calcule la entalpía de reacción
6C (g) + 6H (g) = C 6 H 6 (g)
a) por entalpías de formación; b) por las energías de enlace, asumiendo que los dobles enlaces en la molécula de C 6 H 6 están fijos.
Solución... a) Las entalpías de formación (en kJ / mol) se encuentran en el libro de referencia (por ejemplo, P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5a edición, pp. C9-C15): f H 0 (C 6 H 6 (g)) = 82,93, f H 0 (C (g)) = 716,68, f H 0 (H (g)) = 217,97. La entalpía de reacción es:
Rh 0 = 82,93 - 6 716,68 - 6 217,97 = -5525 kJ / mol.
b) En esta reacción, los enlaces químicos no se rompen, solo se forman. En la aproximación de dobles enlaces fijos, la molécula C 6 H 6 contiene 6 enlaces C-H, 3 enlaces C-C y 3 enlaces C = C. Energías de enlace (en kJ / mol) (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5a edición, p. C7): mi(C- H) = 412, mi(C-C) = 348, mi(C = C) = 612. La entalpía de reacción es:
Rh 0 = - (6 412 + 3 348 + 3 612) = -5352 kJ / mol.
La diferencia con el resultado exacto -5525 kJ / mol se debe al hecho de que en la molécula de benceno no hay enlaces simples C-C y enlaces dobles C = C, pero hay 6 enlaces C C aromáticos.
Respuesta. a) -5525 kJ / mol; b) -5352 kJ / mol.
Ejemplo 3-3. Calcule la entalpía de reacción utilizando los datos de referencia.
3Cu (s) + 8HNO 3 (ac) = 3Cu (NO 3) 2 (ac) + 2NO (g) + 4H 2 O (g)
Solución... La ecuación de reacción iónica abreviada es:
3Cu (s) + 8H + (ac) + 2NO 3 - (ac) = 3Cu 2+ (ac) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).
Según la ley de Hess, la entalpía de reacción es:
Rh 0 = 4f H 0 (H 2 O (g)) + 2 f H 0 (NO (g)) + 3 f H 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 f H 0 (NO 3 - (aq))
(las entalpías de formación del cobre y del ion H + son iguales, por definición, a 0). Sustituyendo los valores de las entalpías de formación (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5a edición, pp. C9-C15), encontramos:
Rh 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ
(basado en tres moles de cobre).
Respuesta. -358,4 kJ.
Ejemplo 3-4. Calcule la entalpía de combustión del metano a 1000 K, dadas las entalpías de formación a 298 K: f H 0 (CH 4) = -17,9 kcal / mol, f H 0 (CO 2) = -94,1 kcal / mol, f H 0 (H2O (g)) = -57,8 kcal / mol. Las capacidades caloríficas de los gases (en cal / (mol. K)) en el rango de 298 a 1000 K son iguales a:
C p (CH 4) = 3,422 + 0,0178. T, C p(O 2) = 6,095 + 0,0033. T,
C p (CO 2) = 6,396 + 0,0102. T, C p(H2O (g)) = 7,188 + 0,0024. T.
Solución... Entalpía de la reacción de combustión del metano
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
a 298 K es igual a:
94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal / mol.
Encontremos la diferencia de capacidades caloríficas en función de la temperatura:
C p = C p(CO 2) + 2 C p(H 2 O (g)) - C p(Canal 4) - 2 C p(O 2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal / (mol. K)).
La entalpía de reacción a 1000 K se calcula utilizando la ecuación de Kirchhoff:
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2-298 2) / 2 = -192500 cal / mol.
Respuesta. -192,5 kcal / mol.
TAREAS
3-1. ¿Cuánto calor se requiere para transferir 500 g de Al (pf 658 о С, H 0 pl = 92.4 cal / g) tomado a temperatura ambiente en un estado fundido si C p(Al tv) = 0,183 + 1,096 10 -4 T cal / (g K)?
3-2. La entalpía estándar de la reacción CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g), procediendo en un recipiente abierto a una temperatura de 1000 K, es 169 kJ / mol. ¿Cuál es el calor de esta reacción procediendo a la misma temperatura, pero en un recipiente cerrado?
3-3. Calcule la energía interna estándar de formación de benceno líquido a 298 K si la entalpía estándar de formación es 49.0 kJ / mol.
3-4. Calcule la entalpía de formación de N 2 O 5 (g) en T= 298 K basado en los siguientes datos:
2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), H 1 0 = -114,2 kJ / mol,
4NO 2 (g) + O 2 (g) = 2N 2 O 5 (g), H 2 0 = -110,2 kJ / mol,
N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g), H 3 0 = 182,6 kJ / mol.
3-5. Las entalpías de combustión de -glucosa, -fructosa y sacarosa a 25 ° C son iguales a -2802,
-2810 y -5644 kJ / mol, respectivamente. Calcule el calor de la hidrólisis de sacarosa.
3-6. Determine la entalpía de formación de diborano B 2 H 6 (g) en T= 298 K de los siguientes datos:
B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) = B 2 O 3 (s) + 3H 2 O (g), H 1 0 = -2035,6 kJ / mol,
2B (tv) + 3/2 O 2 (g) = B 2 O 3 (tv), H 2 0 = -1273,5 kJ / mol,
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 3 0 = -241,8 kJ / mol.
3-7. Calcule el calor de formación de sulfato de zinc a partir de sustancias simples en T= 298 K basado en los siguientes datos.
La tarea 81.
Calcule la cantidad de calor que se liberará durante la reducción de Fe 2 O 3 aluminio metálico, si se obtuvieron 335,1 g de hierro. Respuesta: 2543,1 kJ.
Solución:
Ecuación de reacción:
= (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) = -1669,8 - (- 822,1) = -847,7 kJ
El cálculo de la cantidad de calor que se libera al recibir 335,1 g de hierro se realiza a partir de la proporción:
(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : NS; x = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,
donde 55,85 es la masa atómica del hierro.
Respuesta: 2543,1 kJ.
Efecto de calor de la reacción
Tarea 82.
El alcohol etílico gaseoso C2H5OH se puede obtener mediante la interacción de etileno C 2 H 4 (g) y vapor de agua. Escriba la ecuación termoquímica para esta reacción, después de calcular su efecto térmico. Respuesta: -45,76 kJ.
Solución:
La ecuación de reacción es:
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g); =?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se asumen convencionalmente que son cero. Calculamos el efecto térmico de la reacción usando el corolario de la ley de Hess, obtenemos:
= (C 2 H 5 OH) - [(C 2 H 4) + (H 2 O)] =
= -235,1 - [(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ
Las ecuaciones de reacciones en las que se indican sus estados agregados o modificación cristalina junto a los símbolos de compuestos químicos, así como el valor numérico de los efectos térmicos, se denominan termoquímicas. En las ecuaciones termoquímicas, a menos que se especifique lo contrario, los valores de los efectos del calor a presión constante Q p se indican igual al cambio en la entalpía del sistema. El valor generalmente se da en el lado derecho de la ecuación, separado por una coma o un punto y coma. Se han adoptado las siguientes abreviaturas para el estado agregado de una sustancia: GRAMO- gaseoso, F- líquido, Para
Si se libera calor como resultado de la reacción, entonces< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g); = - 45,76 kJ.
Respuesta:- 45,76 kJ.
Tarea 83.
Calcule el efecto térmico de la reducción de óxido de hierro (II) con hidrógeno con base en las siguientes ecuaciones termoquímicas:
a) EeO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (d) + 1 / 2O 2 (d) = CO 2 (d); = -283,0 kJ;
c) H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) = H 2 O (g); = -241,83 kJ.
Respuesta: +27,99 kJ.
Solución:
La ecuación de reacción para la reducción de óxido de hierro (II) con hidrógeno tiene la forma:
EeO (k) + H 2 (g) = Fe (k) + H 2 O (g); =?
= (H2O) - [(FeO)
El calor de formación del agua está determinado por la ecuación
H2 (g) + 1 / 2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ,
y el calor de formación del óxido de hierro (II) se puede calcular restando la ecuación (a) de la ecuación (b).
= (c) - (b) - (a) = -241,83 - [-283, o - (-13,18)] = +27,99 kJ.
Respuesta:+27,99 kJ.
Tarea 84.
Cuando interactúan el sulfuro de hidrógeno gaseoso y el dióxido de carbono, se forman vapor de agua y disulfuro de carbono CS 2 (g). Escriba la ecuación termoquímica de esta reacción, primero calcule su efecto térmico. Respuesta: +65,43 kJ.
Solución:
GRAMO- gaseoso, F- líquido, Para- cristalino. Estos símbolos se omiten si el estado de agregación de las sustancias es evidente, por ejemplo, O 2, H 2, etc.
La ecuación de reacción es:
2H 2 S (g) + CO 2 (g) = 2H 2 O (g) + CS 2 (g); =?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se asumen convencionalmente que son cero. El calor de reacción se puede calcular usando el corolario e de la ley de Hess:
= (H 2 O) + (CS 2) - [(H 2 S) + (CO 2)];
= 2 (-241,83) + 115,28 - = +65,43 kJ.
2H 2 S (g) + CO 2 (g) = 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = +65,43 kJ.
Respuesta:+65,43 kJ.
Ecuación termoquímica de la reacción.
Tarea 85.
Escriba la ecuación termoquímica de la reacción entre CO (g) e hidrógeno, como resultado de lo cual se forman CH 4 (g) y H 2 O (g). ¿Cuánto calor se liberará durante esta reacción si se obtuvieran 67,2 litros de metano en condiciones normales? Respuesta: 618,48 kJ.
Solución:
Las ecuaciones de reacciones en las que se indican sus estados agregados o modificación cristalina junto a los símbolos de compuestos químicos, así como el valor numérico de los efectos térmicos, se denominan termoquímicas. En las ecuaciones termoquímicas, a menos que se especifique lo contrario, los valores de los efectos del calor a presión constante Q p se indican igual al cambio en la entalpía del sistema. El valor generalmente se da en el lado derecho de la ecuación, separado por una coma o punto y coma. Se han adoptado las siguientes abreviaturas para el estado agregado de una sustancia: GRAMO- gaseoso, F- algo, Para- cristalino. Estos símbolos se omiten si el estado de agregación de las sustancias es evidente, por ejemplo, O 2, H 2, etc.
La ecuación de reacción es:
CO (g) + 3H 2 (g) = CH 4 (g) + H 2 O (g); =?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se asumen convencionalmente que son cero. El calor de reacción se puede calcular usando el corolario e de la ley de Hess:
= (H2O) + (CH4) - (CO)];
= (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) = -206,16 kJ.
La ecuación termoquímica tendrá la forma:
22,4 : -206,16 = 67,2 : NS; x = 67,2 (-206,16) / 22 × 4 = -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.
Respuesta: 618,48 kJ.
El calor de la educación
Tarea 86.
El efecto de calor de la reacción es igual al calor de formación. Calcule el calor de formación de NO utilizando las siguientes ecuaciones termoquímicas:
a) 4NH _ {3} (g) + 5O _ {2} (g) = 4NO (g) + 6H _ {2} O (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH _ {3} (d) + 3O _ {2} (d) = 2N _ {2} (d) + 6H _ {2} O (g); = -1530,28 kJ
Respuesta: 90,37 kJ.
Solución:
El calor de formación estándar es igual al calor de reacción de la formación de 1 mol de esta sustancia a partir de sustancias simples en condiciones estándar (T = 298 K; p = 1.0325.105 Pa). La formación de NO a partir de sustancias simples se puede representar de la siguiente manera:
1 / 2N 2 + 1 / 2O 2 = NO
Dada la reacción (a), en la que se forman 4 moles de NO, y dada la reacción (b), en la que se forman 2 moles de N2. El oxígeno está involucrado en ambas reacciones. Por lo tanto, para determinar el calor estándar de formación de NO, componimos el siguiente ciclo de Hess, es decir, necesitamos extraer la ecuación (a) de la ecuación (b):
Por tanto, 1 / 2N 2 + 1 / 2O 2 = NO; = +90,37 kJ.
Respuesta: 618,48 kJ.
Tarea 87.
El cloruro de amonio cristalino se forma por la interacción de amoníaco gaseoso y cloruro de hidrógeno. Escriba la ecuación termoquímica de esta reacción, habiendo calculado previamente su efecto térmico. ¿Cuánto calor se liberará si se consumieran 10 litros de amoníaco en la reacción en condiciones normales? Respuesta: 78,97 kJ.
Solución:
Las ecuaciones de reacciones en las que se indican sus estados agregados o modificación cristalina junto a los símbolos de compuestos químicos, así como el valor numérico de los efectos térmicos, se denominan termoquímicas. En las ecuaciones termoquímicas, a menos que se especifique lo contrario, los valores de los efectos del calor a presión constante Q p se indican igual al cambio en la entalpía del sistema. El valor generalmente se da en el lado derecho de la ecuación, separado por una coma o un punto y coma. Se adoptan las siguientes: Para- cristalino. Estos símbolos se omiten si el estado de agregación de las sustancias es evidente, por ejemplo, O 2, H 2, etc.
La ecuación de reacción es:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (q). ; =?
Los valores de los calores estándar de formación de sustancias se dan en tablas especiales. Considerando que los calores de formación de sustancias simples se asumen convencionalmente que son cero. El calor de reacción se puede calcular usando el corolario e de la ley de Hess:
= (NH4Cl) - [(NH3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.
La ecuación termoquímica tendrá la forma:
El calor liberado durante la reacción de 10 litros de amoníaco por esta reacción se determina a partir de la proporción:
22,4 : -176,85 = 10 : NS; x = 10 (-176,85) / 22,4 = -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.
Respuesta: 78,97 kJ.
en adelante, los índices I referirse a las sustancias de partida o reactivos, y los índices j- a las sustancias finales o productos de reacción; y - coeficientes estequiométricos en la ecuación de reacción para los materiales de partida y los productos de reacción, respectivamente.
Ejemplo: Calculemos el efecto de calor de la reacción de síntesis de metanol en condiciones estándar.
Solución: Para los cálculos, usaremos los datos de referencia sobre los calores estándar de formación de las sustancias que participan en la reacción (ver Tabla 44 en la página 72 del libro de referencia).
El efecto de calor de la reacción de síntesis de metanol en condiciones estándar de acuerdo con la primera consecuencia de la ley de Hess (ecuación 1.15) es igual a:
Al calcular los efectos térmicos de las reacciones químicas, es necesario tener en cuenta que el efecto térmico depende del estado de agregación de los reactivos y del tipo de registro de la ecuación de la reacción química:
Según el segundo corolario de la ley de Hess, el efecto térmico se puede calcular utilizando los calores de combustión Δ c H, como la diferencia entre las sumas de los calores de combustión de las sustancias iniciales y los productos de reacción (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos):
donde Δ r C p- caracteriza el cambio en la capacidad calorífica isobárica del sistema como resultado de una reacción química y se denomina coeficiente de temperatura del efecto térmico de la reacción.
De la ecuación diferencial de Kirchhoff se deduce que la dependencia del efecto térmico sobre la temperatura está determinada por el signo de Δ r C p, es decir. depende de cuál sea mayor, la capacidad calorífica total de los materiales de partida o la capacidad calorífica total de los productos de reacción. Analicemos la ecuación diferencial de Kirchhoff.
1. Si el coeficiente de temperatura Δ r C p> 0, entonces la derivada 
> 0 y la función 
creciente. En consecuencia, el efecto térmico de la reacción aumenta al aumentar la temperatura.
2. Si el coeficiente de temperatura Δ r C p< 0, то производная 
< 0 и функция 
decreciente. En consecuencia, el efecto térmico de la reacción disminuye al aumentar la temperatura.
3. Si el coeficiente de temperatura Δ r C p= 0, entonces la derivada 
= 0 y 
... En consecuencia, el calor de la reacción es independiente de la temperatura. Este caso no ocurre en la práctica.
Las ecuaciones diferenciales son convenientes para el análisis, pero inconvenientes para los cálculos. Para obtener una ecuación para calcular el efecto térmico de una reacción química, integramos la ecuación diferencial de Kirchhoff dividiendo las variables:
Las capacidades caloríficas de las sustancias dependen de la temperatura, por lo tanto, 
... Sin embargo, en el rango de temperaturas comúnmente utilizado en los procesos de ingeniería química, esta dependencia no es significativa. Para fines prácticos, utilizan las capacidades caloríficas medias de sustancias en el rango de temperatura de 298 K a una temperatura determinada. 
, que se dan en los libros de referencia. Coeficiente de temperatura del efecto térmico calculado utilizando capacidades caloríficas medias:
Ejemplo: Calculemos el efecto de calor de la reacción de síntesis de metanol a una temperatura de 1000 K y presión estándar.
Solución: Para los cálculos, usaremos datos de referencia sobre las capacidades caloríficas promedio de las sustancias que participan en la reacción en el rango de temperatura de 298 K a 1000 K (ver Tabla 40 en la página 56 del libro de referencia):
Cambio en la capacidad calorífica promedio del sistema como resultado de una reacción química:
La segunda ley de la termodinámica.
Una de las tareas más importantes de la termodinámica química es aclarar la posibilidad fundamental (o imposibilidad) de un curso espontáneo de una reacción química en la dirección considerada. En los casos en que quede claro que esta interacción química puede ocurrir, es necesario determinar el grado de conversión de los materiales de partida y el rendimiento de los productos de reacción, es decir, la integridad de la reacción.
La dirección del proceso espontáneo se puede determinar sobre la base de la segunda ley o el comienzo de la termodinámica, formulada, por ejemplo, en la forma del postulado de Clausius:
El calor por sí solo no puede pasar de un cuerpo frío a uno caliente, es decir, tal proceso es imposible, cuyo único resultado sería la transferencia de calor de un cuerpo con una temperatura más baja a un cuerpo con una temperatura más alta.
Se han propuesto muchas formulaciones de la segunda ley de la termodinámica. Formulación de Thomson-Planck:
Imposible es una máquina de movimiento perpetuo del segundo tipo, es decir, una máquina que funciona periódicamente es imposible, lo que permitiría trabajar solo enfriando la fuente de calor.
La formulación matemática de la segunda ley de la termodinámica surgió en el análisis del funcionamiento de los motores térmicos en los trabajos de N. Carnot y R. Clausius.
Clausius introdujo la función de estado S, llamado entropía, el cambio en el cual es igual al calor del proceso reversible referido a la temperatura
Para cualquier proceso
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La expresión resultante es una expresión matemática de la segunda ley de la termodinámica.
