|
Som ett resultat av att studera detta ämne lär du dig:
Som ett resultat av att studera detta ämne kommer du att lära dig att:
Studiefrågor: |
6.1. Energi för kemiska processer
6.1.1. Intern energi och entalpi
I varje process observeras lagen om bevarande av energi:
Q = Δ U + A.
Denna jämlikhet innebär att om värme Q tillförs systemet, används den på att ändra inre energiΔ U och för att utföra arbete A.
Inre energi systemet är dess totala utbud, inklusive energin i translationell och roterande rörelse molekyler, rörelseenergi för elektroner i atomer, energin för interaktion mellan kärnor med elektroner, kärnor med kärnor, etc. alla typer av energi, förutom systemets kinetiska och potentiella energi som helhet.
Arbetet som utförs av systemet under övergången från tillstånd 1, kännetecknat av volym V 1, till tillstånd 2 (volym V 2) vid konstant tryck (expansionsarbete), är lika med:
A = p (V 2 - V 1).
Vid konstant tryck (p = const), med hänsyn till uttrycket för expansionsarbetet, skrivs energibesparingslagen enligt följande:
Q = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Summan av systemets inre energi och produkten av dess volym och tryck kallas entalpi H:
Eftersom det exakt värde systemets inre energi är okänd, och de absoluta värdena för entalpierna kan inte heller erhållas. Vetenskaplig betydelse har och praktisk användning hitta förändringar i entalpier Δ N.
Intern energi U och entalpi H är statliga funktioner system. Statliga funktioner är de egenskaper hos systemet, vars förändringar endast bestäms av systemets slutliga och initiala tillstånd, d.v.s. beror inte på processvägen.
6.1.2. Exo- och endotermiska processer
Förloppet av kemiska reaktioner åtföljs av absorption eller frisättning av värme. Exotermisk kallas reaktionen som går ut med att värme släpps ut i miljön, och endotermisk- med absorption av värme från miljön.
Många processer inom industrin och i laboratoriepraxis fortsätter med konstant tryck och temperatur (T = const, p = const). Energikarakteristiken för dessa processer är förändringen i entalpi:
Q P = -Δ N.
För processer som sker vid konstant volym och temperatur (T = const, V = const) Q V = -Δ U.
För exoterma reaktioner, Δ Н< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Till exempel,
N2 (g) + ЅO2 (g) = N20 (g); ΔH 298 = + 82kJ,
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H20 (g); AH 298 = -802kJ.
Kemiska ekvationer, som dessutom indikerar reaktionens termiska effekt (värdet på processens DH), liksom tillståndet för aggregering av ämnen och temperatur, kallas termokemisk ekvationer.
Notera i termokemiska ekvationer fasläge och allotropa modifieringar av reagenser och resulterande ämnen: g - gasformig, g - vätska, k - kristallin; S (diamant), S (monokel), C (grafit), C (diamant), etc.
6.1.3. Termokemi; Hess lag
Energifenomen som följer med fysiska och kemiska processstudier termokemi... Termokemins grundlag är den lag som formulerats av den ryska forskaren G.I. Hess 1840.
Hess lag: förändringen i processens entalpi beror på typen och tillståndet av de ursprungliga ämnena och reaktionsprodukterna, men beror inte på processens väg.
När man överväger termokemiska effekter används uttrycket "processentalpi" ofta istället för begreppet "förändring i processens entalpi", vilket antyder värdet av ΔH med detta koncept. allmänt fallär inte en statlig funktion. Som anges ovan, endast vid konstant tryck Q P = -Δ H (vid konstant volym Q V = -Δ U).
Således kan bildandet av PCl 5 betraktas som ett resultat av interaktionen mellan enkla ämnen:
P (k, vit) + 5 / 2Cl2 (g) = PCl5 (k); Δ H 1,
eller som ett resultat av en process som sker i flera steg:
P (k, vit) + 3 / 2Cl2 (g) = PCl3 (g); Δ H 2,
PCl3 (g) + Cl2 (g) = PCl5 (q); Δ H3,
eller totalt:
P (k, vit) + 5 / 2Cl2 (g) = PCl5 (k); ΔH1 = ΔH2 + ΔH3.
6.1.4. Enthalpies av ämnesbildning
Bildningens entalpi är entalpin i processen för bildande av ett ämne i ett givet tillstånd av aggregering från enkla ämnen som är i stabila modifieringar. Entalpin för bildning av natriumsulfat, till exempel, är entalpi av reaktion:
2Na (k) + S (romb) + 2O2 (g) = Na2S04 (k).
Entalpin för bildandet av enkla ämnen är noll.
Eftersom reaktionens termiska effekt beror på ämnets tillstånd, temperatur och tryck, kom vi överens om att använda standardbildningsentalpier- entalpi för bildande av ämnen vid en given temperatur i standardskick... Ämnets verkliga tillstånd vid en given temperatur och ett tryck på 101,325 kPa (1 atm) tas som ett standardtillstånd för ämnen i ett kondenserat tillstånd. Referensböcker ger vanligtvis standardentalpier för bildning av ämnen vid en temperatur på 25 o C (298K), hänvisat till 1 mol av ämnet (ΔH f o 298). Standard entalpier bildandet av vissa ämnen vid T = 298K anges i tabellen. 6.1.
Tabell 6.1.
Standardentalpier för bildning (ΔH f o 298) av vissa ämnen
Ämne |
AHf o 298, kJ / mol |
Ämne |
AHf o 298, kJ / mol |
Standardentalpier för bildandet av majoriteten komplexa ämnenär negativa värden. För ett litet antal instabila ämnen Δ H f o 298> 0. Sådana ämnen inkluderar i synnerhet kväveoxid (II) och kväveoxid (IV), tabell 6.1.
6.1.5. Beräkning av de termiska effekterna av kemiska reaktioner
För att beräkna processens entalpier används en konsekvens av Hess -lagen: reaktionens entalpi är lika med summan av bildningens entalpier av reaktionsprodukterna minus summan av entalpierna för bildandet av de ursprungliga substanserna, hänsyn till de stökiometriska koefficienterna.
Låt oss beräkna entalpin för sönderdelning av kalciumkarbonat. Processen beskrivs med följande ekvation:
CaCO3 (k) = CaO (k) + CO2 (g).
Entalpin för denna reaktion kommer att vara lika med summan av entalpierna för bildning av kalciumoxid och koldioxid minus entalpi för bildning av kalciumkarbonat:
Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO3 (c)).
Använda data i tabell 6.1. vi får:
A H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Av de erhållna uppgifterna följer att den övervägda reaktionen är endoterm, d.v.s. fortsätter med värmeupptagning.
CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)
Det åtföljs av frisättning av värme. Dess entalpi kommer att vara lika
A H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Kemisk reaktionshastighet
6.2.1. Reaktion hastighet koncept
Den sektion av kemi som behandlar hastigheten och mekanismerna för kemiska reaktioner kallas kemisk kinetik... En av nyckelbegrepp i kemisk kinetik är hastigheten för en kemisk reaktion.
Hastigheten för en kemisk reaktion bestäms av förändringen i koncentrationen av de reagerande ämnena per tidsenhet med en konstant volym i systemet.
Tänk på följande process:
Låt vid någon tidpunkt t 1 koncentrationen av ämne A vara lika med värdet c 1, och i ögonblicket t 2 - till värdet c 2. Över tidsintervallet från t 1 till t 2 blir förändringen i koncentration Δ s = s 2 - s 1. Den genomsnittliga reaktionshastigheten är:
Minustecknet placeras eftersom när reaktionen pågår (Δ t> 0) minskar koncentrationen av ämnet (Δ med< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Hastigheten för en kemisk reaktion beror på arten av de reagerande ämnena och på förhållandena för reaktionerna: koncentration, temperatur, närvaro av en katalysator, tryck (för gasreaktioner) och några andra faktorer. I synnerhet med en ökning av ämnets kontaktyta ökar reaktionshastigheten. Reaktionshastigheten ökar också med en ökning av reaktanternas blandningshastighet.
Det numeriska värdet av reaktionshastigheten beror också på vilken komponent som används för att beräkna reaktionshastigheten. Så, till exempel, hastigheten på processen
H 2 + I 2 = 2HI,
beräknat från förändringen i HI -koncentrationen är dubbelt så hög reaktionshastighet som beräknats från förändringen i koncentrationen av reagensen H2 eller I2.
6.2.2. Reaktionshastigheten är beroende av koncentration; reaktionens ordning och molekyläritet
Grundlagen kemisk kinetik – lag om massåtgärd- fastställer beroende av reaktionshastigheten på koncentrationen av reaktanter.
Reaktionshastigheten är proportionell mot produkten av koncentrationerna av reaktanterna... För reaktionen registrerad i allmän syn på vilket sätt
aA + bB = cC + dD,
reaktionshastigheten beroende av koncentrationen har formen:
v = k [A] α [B] β.
I denna kinetiska ekvation är k proportionalitetskoefficienten, kallad hastighetskonstant; [A] och [B] är koncentrationerna av ämnen A och B. Reaktionshastighetskonstanten k beror på de reagerande ämnens beskaffenhet och på temperaturen, men beror inte på deras koncentrationer. Koefficienterna α och β hittas från experimentella data.
Summan av exponenterna i de kinetiska ekvationerna kallas general ordnad reaktioner. Skilj också privat order reaktioner i en av komponenterna. Till exempel för reaktionen
H2 + C12 = 2 HC1
Den kinetiska ekvationen ser ut så här:
v = k 1/2,
de där. allmän ordningär 1,5 och reaktionsordningarna med avseende på komponenterna Н 2 och С1 2 är lika med 1 respektive 0,5.
Molekyläritet reaktionen bestäms av antalet partiklar, vars samtidiga kollision är en elementär handling kemisk interaktion. Elementary act (elementary stage)- en enda interaktion eller omvandling av partiklar (molekyler, joner, radikaler) till andra partiklar. För elementära reaktioner är molekyliteten och reaktionsordningen densamma. Om processen är flera steg och därför skrivningen av reaktionsekvationen inte avslöjar processens mekanism, sammanfaller inte reaktionens ordning med dess molekyläritet.
Kemiska reaktioner är indelade i enkla (enstegs) och komplexa, som fortsätter i flera steg.
Monomolekylär reaktionÄr en reaktion där en elementär handling är en kemisk transformation av en molekyl. Till exempel:
CH3CHO (g) = CH4 (g) + CO (g).
Bimolekylär reaktion- en reaktion, en elementär handling där två partiklar kolliderar. Till exempel:
H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g).
Trimolekylär reaktion- en enkel reaktion, vars elementära handling utförs med en samtidig kollision av tre molekyler. Till exempel:
2NO (g) + 02 (g) = 2 NO2 (g).
Det visade sig att samtidig kollision av mer än tre molekyler, vilket leder till bildning av reaktionsprodukter, är praktiskt taget omöjligt.
Lagen för massverkan gäller inte för reaktioner som innefattar fasta ämnen, eftersom deras koncentrationer är konstanta och de bara reagerar på ytan. Hastigheten för sådana reaktioner beror på storleken på kontaktytan mellan de reagerande ämnena.
6.2.3. Reaktionshastigheten är beroende av temperaturen
Hastigheten för kemiska reaktioner ökar med stigande temperatur. Denna ökning orsakas av en ökning av molekylernas kinetiska energi. År 1884 formulerade den nederländska kemisten Van't Hoff en regel: när temperaturen stiger för var 10: e grad ökar graden av kemiska reaktioner med 2-4 gånger.
Van't Hoffs regel är skriven som:
,
där Vt1 och Vt2 är reaktionshastigheterna vid temperaturerna ti och t2; γ - temperaturhastighetskoefficient, lika med 2 - 4.
Van't Hoffs regel används för att approximera temperaturens effekt på reaktionshastigheten. En mer exakt ekvation som beskriver beroende av reaktionshastigheten konstant på temperaturen föreslogs 1889 av den svenska forskaren S. Arrhenius:
.
I Arrhenius -ekvationen är A en konstant, E är aktiveringsenergin (J / mol); T - temperatur, K.
Enligt Arrhenius leder inte alla molekylära kollisioner till kemiska transformationer. Endast molekyler med viss överskottsenergi kan reagera. Detta överskott av energi, som kolliderande partiklar måste ha för att en reaktion ska kunna inträffa mellan dem, kallas aktiverings energi.
6.3. Förstå katalys och katalysatorer
En katalysator är ett ämne som ändrar hastigheten för en kemisk reaktion, men förblir kemiskt oförändrad i slutet av reaktionen.
Vissa katalysatorer påskyndar reaktionen, andra kallade hämmare, sakta ner kursen. Till exempel gör inte tillsats som katalysator ett stort antalМnO 2 till väteperoxid Н2О2 orsakar våldsam sönderdelning:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
I närvaro av små mängder svavelsyra observeras en minskning av nedbrytningshastigheten för Н 2 О 2. I denna reaktion fungerar svavelsyra som en hämmare.
Beroende på om katalysatorn befinner sig i samma fas som reaktanterna eller bildar en oberoende fas skiljer man mellan homogen och heterogen katalys.
Homogen katalys
Vid homogen katalys befinner sig reaktanterna och katalysatorn i samma fas, till exempel gasformig. Katalysatorns verkningsmekanism är baserad på det faktum att den interagerar med reaktanter för att bilda mellanprodukter.
Låt oss överväga verkningsmekanismen för katalysatorn. I frånvaro av en katalysator, reaktionen
Det flyter väldigt långsamt. Katalysatorn bildar en reaktiv mellanprodukt med utgångsmaterialen (till exempel ämne B):
som reagerar kraftigt med ett annat utgångsmaterial för att bilda den slutliga reaktionsprodukten:
VK + A = AB + K.
Homogen katalys sker till exempel under oxidationen av svavel (IV) oxid till svavel (VI) oxid, vilket sker i närvaro av kväveoxider.
Homogen reaktion
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
i avsaknad av en katalysator går det mycket långsamt. Men med införandet av en katalysator (NO) bildas en mellanliggande förening (NO2):
O 2 + 2 NO = 2 NO 2,
som lätt oxiderar SO 2:
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.
Aktiveringsenergin för den senare processen är mycket liten, så reaktionen fortsätter i hög takt. Således reduceras effekten av katalysatorer till en minskning av reaktionens aktiveringsenergi.
Heterogen katalys
Vid heterogen katalys befinner sig katalysatorn och reaktanterna i olika faser. Katalysatorn är vanligtvis fast och reaktanterna är flytande eller gasformiga. Vid heterogen katalys är processens acceleration vanligtvis associerad med katalysatorytans katalytiska verkan.
Katalysatorer kännetecknas av deras selektivitet (selektivitet). Så, till exempel, i närvaro av en aluminiumoxidkatalysator Al203 vid 300 ° C från etanol få vatten och eten:
C2H5OH - (Al203) C2H4 + H2O.
Vid samma temperatur, men i närvaro av koppar -Cu som katalysator, sker dehydrogeneringen av etylalkohol:
C2H5OH - (Cu) CH3CHO + H2.
Små mängder av vissa ämnen minskar eller till och med fullständigt förstör katalysatorernas aktivitet (katalysatorförgiftning). Sådana ämnen kallas katalytiska gifter... Till exempel orsakar syre reversibel förgiftning av järnkatalysatorn vid syntesen av NH3. Katalysatoraktiviteten kan återställas genom att en ny blandning av kväve och väte renas från syre. Svavel orsakar irreversibel förgiftning av katalysatorn under syntesen av NH3. Dess aktivitet kan inte längre återställas genom att passera en ny blandning av N2 + H2.
Ämnen som förstärker reaktionskatalysatorernas verkan kallas promotorer, eller aktivatorer(främjande av platinakatalysatorer görs till exempel genom att tillsätta järn eller aluminium).
Mekanismen för heterogen katalys är mer komplicerad. För att förklara det används adsorptionsteorin om katalys. Katalysatorns yta är heterogen, så det finns så kallade aktiva platser på den. Adsorptionen av reaktanter sker på aktiva platser. Den senare processen får de reagerande molekylerna att komma närmare och öka deras kemiska aktivitet, eftersom bindningen mellan atomerna försvagas i de adsorberade molekylerna, avståndet mellan atomerna ökar.
Å andra sidan tror man att katalysatorns accelererande effekt vid heterogen katalys beror på att reaktanterna bildar mellanliggande föreningar (som i fallet med homogen katalys), vilket leder till en minskning av aktiveringsenergin.
6.4. Kemisk jämvikt
Irreversibla och reversibla reaktioner
Reaktioner som bara går i en riktning och slutar med fullständig omvandling av de ursprungliga ämnena till slutliga ämnen kallas irreversibla.
Oåterkallelig, d.v.s. som går till slutet är reaktioner där
Kemiska reaktioner som kan gå i motsatta riktningar kallas reversibla. Typiska reversibla reaktioner är reaktionerna av ammoniaksyntes och oxidationen av svavel (IV) oxid till svavel (VI) oxid:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3.
När man skriver ekvationerna för reversibla reaktioner, istället för likhetstecknet, sätts två pilar som pekar i motsatta riktningar.
I reversibla reaktioner har hastigheten för framåtreaktionen vid den första tidpunkten maximalt värde, vilket minskar när koncentrationen av utgångsreagensen minskar. Tvärtom har omvänd reaktion initialt en minimihastighet, som ökar när koncentrationen av produkterna ökar. Som ett resultat kommer ett ögonblick när hastigheterna för framåt- och bakåtreaktionerna blir lika med varandra och systemet är inställt kemisk jämvikt.
Kemisk jämvikt
Tillståndet i systemet med reaktanter med vilken hastigheten för den direkta reaktionen blir lika snabb omvänd reaktion kallas kemisk jämvikt.
Kemisk jämvikt kallas också sann jämvikt. Förutom likheten mellan hastigheterna för framåt- och bakåtreaktioner kännetecknas sann (kemisk) jämvikt av följande funktioner:
- systemets tillstånd är detsamma oavsett vilken sida systemet närmar sig jämvikt från - från sidan av de ursprungliga ämnena eller från sidan av reaktionsprodukterna.
oföränderligheten i systemets tillstånd orsakas av flödet av direkta och omvända reaktioner, det vill säga att jämviktsläget är dynamiskt;
systemets tillstånd förblir oförändrat i tid, om systemet inte visas yttre inflytande;
varje yttre påverkan orsakar en förskjutning av systemets jämvikt; men om det yttre inflytandet tas bort, återgår systemet till sitt ursprungliga tillstånd;
Det är nödvändigt att skilja från det sanna uppenbar balans... Så, till exempel, en blandning av syre och väte i ett slutet kärl vid rumstemperatur kan fortsätta på obestämd tid. Dock startade reaktionen ( elektrisk urladdning, ultraviolett strålning, temperaturökning) orsakar en irreversibel reaktion av vattenbildning.
6.5. Le Chateliers princip
Påverkan av förändringar i yttre förhållanden på jämviktsläget bestäms Le Chatel -principen e (Frankrike, 1884): om ett yttre inflytande görs på ett system i ett jämviktsläge, kommer jämvikten i systemet att förskjutas mot att försvaga detta inflytande.
Le Chateliers princip gäller inte bara kemiska processer, men också till fysiska sådana, såsom kokning, kristallisation, upplösning etc.
Låt oss överväga olika faktorers påverkan på kemisk jämvikt med hjälp av exemplet på ammoniaksyntesreaktionen:
N2 + 3 H22 NH3; A H = -91,8 kJ.
Koncentrationseffekt på kemisk jämvikt.
I enlighet med Le Chateliers princip förskjuter en ökning av koncentrationen av utgångsämnen jämvikten mot bildning av reaktionsprodukter. En ökning av koncentrationen av reaktionsprodukterna förskjuter jämvikten mot bildandet av de ursprungliga ämnena.
I processen för ammoniaksyntes som beaktats ovan orsakar införandet av ytterligare mängder N2 eller H2 i jämviktssystemet en förskjutning av jämvikten i den riktning i vilken koncentrationen av dessa ämnen minskar, varför jämvikten förskjuts mot bildning av NH3. En ökning av koncentrationen av ammoniak förskjuter jämvikten mot utgångsmaterialen.
Katalysatorn accelererar därför både framåt- och bakåtreaktioner införandet av katalysatorn påverkar inte den kemiska jämvikten.
Temperaturens inverkan på kemisk jämvikt
När temperaturen stiger skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, och när temperaturen sjunker, mot den exoterma reaktionen.
Graden av jämviktsförskjutning bestäms absolutvärde termisk effekt: ju högre värdet på reaktionens ΔH desto större påverkan av temperaturen.
Vid den övervägda reaktionen av ammoniaksyntes kommer en temperaturökning att flytta jämvikten mot utgångsämnena.
Effekt av tryck på kemisk jämvikt
Förändringen i tryck påverkar den kemiska jämvikten gasformiga ämnen... Enligt Le Chateliers princip förskjuter en ökning av trycket jämvikten mot reaktionen med en minskning av volymen av gasformiga ämnen, och en minskning av trycket förskjuter jämvikten i motsatt riktning. Ammoniaksyntesreaktionen fortsätter med en minskning av systemets volym (det finns fyra volymer på ekvens vänstra sida och två till höger). Därför förskjuter en ökning av trycket jämvikten mot bildandet av ammoniak. En minskning av trycket kommer att flytta jämvikten till baksidan... Om i ekvationen för en reversibel reaktion är antalet molekyler av gasformiga ämnen på höger och vänster sida lika (reaktionen fortsätter utan att ändra gasformiga substansers volym), påverkar inte trycket positionen för jämvikt i detta system.
Precis som en av fysiska egenskaper person är fysisk styrka, väsentlig egenskap någon kemisk bindning är bindningsstyrkan, dvs. hennes energi.
Kom ihåg att energin i en kemisk bindning är den energi som frigörs under bildandet av en kemisk bindning eller den energi som måste användas för att förstöra denna bindning.
En kemisk reaktion i allmänhet är omvandlingen av vissa ämnen till andra. Följaktligen bryts vissa bindningar under en kemisk reaktion och andra bildas, d.v.s. omvandling av energi.
Den fysiska grundlagen säger att energi inte uppstår ur ingenting och inte försvinner spårlöst, utan bara går från en typ till en annan. På grund av dess mångsidighet denna principär uppenbarligen tillämplig på en kemisk reaktion.
Värmeeffekt av kemisk reaktion kallas värmemängden,
frigörs (eller absorberas) under reaktionen och tillskrivs 1 mol av den reagerade (eller bildade) substansen.
Värmeeffekten indikeras med bokstaven Q och mäts vanligtvis i kJ / mol eller kcal / mol.
Om reaktionen inträffar med värmeutsläpp (Q> 0) kallas det exotermiskt, och om det sker med absorption av värme (Q< 0) – эндотермической.
Om vi schematiskt visar reaktionens energiprofil, så är produkterna för endoterma reaktioner högre i energi än reagensen, och för exoterma, tvärtom, är reaktionsprodukterna lägre i energi (stabilare) än reagensen.
Det är klart att ju mer ämnet reagerar, desto mer stor kvantitet energi kommer att frigöras (eller absorberas), dvs. den termiska effekten är direkt proportionell mot mängden ämne. Därför beror tilldelningen av den termiska effekten på 1 mol av ett ämne på vår önskan att jämföra de termiska effekterna av olika reaktioner med varandra.
Föreläsning 6. Termokemi. Termisk effekt av en kemisk reaktion Exempel 1. Vid minskning av 8,0 g koppar (II) oxid med väte bildades metalliskt koppar och vattenånga och 7,9 kJ värme släpptes. Beräkna värmeeffekten av reduktionsreaktionen av koppar (II) oxid.
Lösning. Reaktionsekvation CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2O (g) + Q (*)
Låt oss göra andelen vid minskning av 0,1 mol - 7,9 kJ frigörs; när reducering av 1 mol - x kJ släpps
Varifrån x = + 79 kJ / mol. Ekvation (*) tar formen
CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2O (g) +79 kJ
Termokemisk ekvationÄr ekvationen för en kemisk reaktion, som anger aggregationstillståndet för komponenterna i reaktionsblandningen (reagenser och produkter) och reaktionens värmeeffekt.
Så för att smälta is eller förånga vatten måste du spendera en viss mängd värme, medan när flytande vatten fryser eller kondenserar vattenånga frigörs samma mängd värme. Det är därför vi är kalla när vi lämnar vattnet (avdunstning av vatten från kroppens yta kräver energi), och svettning är biologiskt skyddsmekanism från överhettning av kroppen. Tvärtom fryser frysen vattnet och värmer upp det omgivande området, vilket avger överskottsvärme till det.
På detta exempel de termiska effekterna av förändringar i aggregatets tillstånd visas. Fusionsvärme (vid 0o C) λ = 3,34 × 105 J / kg (fysik), eller Qpl. = - 6,02 kJ / mol (kemi), förångningsvärme (förångning) (vid 100o C) q = 2,26 × 106 J / kg (fysik) eller Qtest. = - 40,68 kJ / mol (kemi).
smältande
avdunstning |
|||||
arr, 298.
Föreläsning 6. Termokemi. Termisk effekt av en kemisk reaktion Naturligtvis är sublimeringsprocesser möjliga när ett fast ämne
går in i gasfasen, kringgår flytande tillstånd och omvända deponeringsprocesser (kristallisation) från gasfasen, för vilka det också är möjligt att beräkna eller mäta den termiska effekten.
Det är klart att det finns i varje ämne kemiska bindningar därför har varje ämne en viss mängd energi. Men alla ämnen kan inte omvandlas till varandra genom en kemisk reaktion. Därför kom vi överens om att införa ett standardtillstånd.
Standardtillstånd för materia- detta är tillståndet för aggregering av materia vid en temperatur av 298 K, ett tryck på 1 atmosfär i den mest stabila allotropa modifieringen under dessa förhållanden.
StandardvillkorÄr en temperatur på 298 K och ett tryck på 1 atmosfär. Standardförhållanden (standardtillstånd) indikeras med index 0.
Standardbildningsvärmen för föreningen den termiska effekten av den kemiska reaktionen av bildandet av en given förening från enkla ämnen som tas i deras standardtillstånd kallas. Värmeformationen av föreningen indikeras med symbolen Q 0 För många föreningar anges standardformationsvärmen i referensböcker om fysikalisk -kemiska mängder.
Standardvärmen för bildning av enkla ämnen är 0. Till exempel Q0 arr, 298 (O2, gas) = 0, Q0 arr, 298 (C, tv., Grafit) = 0.
Till exempel . Skriv ner den termokemiska ekvationen för bildandet av koppar (II) sulfat. Från referensboken Q0 -prov, 298 (CuSO4) = 770 kJ / mol.
Cu (fast) + S (fast) + 2O2 (g) = CuSO4 (fast) + 770 kJ.
Obs: den termokemiska ekvationen kan skrivas för vilket ämne som helst, men det måste förstås att i verkliga livet reaktionen fortskrider på ett helt annat sätt: av de listade reagensen bildas koppar (II) och svavel (IV) oxider under upphettning, men koppar (II) sulfat bildas inte. En viktig takeaway: en termokemisk ekvation är en modell som tillåter beräkningar, den överensstämmer väl med andra termokemiska data, men står inte emot prövningstestet (dvs. den kan inte korrekt förutsäga möjligheten eller omöjligheten för en reaktion).
(B j) - ∑ a i × Q prov 0, 298 i
Föreläsning 6. Termokemi. Värmeeffekten av en kemisk reaktion
Förtydligande. För att inte vilseleda dig ska jag omedelbart lägga till den kemiska termodynamiken kan förutsäga möjligheten / omöjligheten för en reaktion detta kräver dock mer seriösa "verktyg" som går utöver skolkurs kemi. Den termokemiska ekvationen i jämförelse med dessa metoder är det första steget mot bakgrunden av Cheops -pyramiden - man kan inte klara sig utan det, men man kan inte klättra högt.
Exempel 2. Beräkna den termiska effekten av vattenkondens som väger 5,8 g. Lösning. Kondensationsprocessen beskrivs av den termokemiska ekvationen H2O (g) = H2O (l) + Q - kondensation är vanligtvis en exoterm process Värme av kondensering av vatten vid 25o C 37 kJ / mol (referens).
Därför är Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
På 1800 -talet fastställde den ryska kemisten Hess, som studerade reaktionernas termiska effekter, experimentellt lagen om bevarande av energi i förhållande till kemiska reaktioner - Hess lag.
Den termiska effekten av en kemisk reaktion beror inte på processens väg och bestäms endast av skillnaden mellan slut- och initialtillstånden.
När det gäller kemi och matematik denna lag betyder att vi är fria att välja någon "beräkningstrajectory" för att beräkna processen, eftersom resultatet inte beror på det. Av denna anledning, väldigt viktig lag Hessa är otroligt viktig konsekvens av Hess lag.
Värmeeffekten av en kemisk reaktion är lika med summan av bildningsvärmen för reaktionsprodukterna minus summan av bildningshettorna för reaktanterna (med hänsyn till stökiometriska koefficienter).
Från det sunda förnuftets synvinkel motsvarar denna konsekvens ett förfarande där alla reaktanter till en början förvandlades till enkla ämnen, som sedan samlades på ett nytt sätt, så att reaktionsprodukterna erhölls.
I form av en ekvation ser konsekvensen av Hess lag ut så här Reaktionsekvation: a 1 A 1 + a 2 A 2 +… + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 +… b
I detta fall är a i och bj stökiometriska koefficienter, A i är reagenser, Bj är reaktionsprodukter.
Sedan har konsekvensen av Hess lag formen Q = ∑ b j × Q arr 0,298
k Bk + Q
(A i)
Föreläsning 6. Termokemi. Värmeeffekt av en kemisk reaktion Eftersom standardvärmen bildar många ämnen
a) sammanfattas i speciella tabeller eller b) kan bestämmas experimentellt, då blir det möjligt att förutsäga (beräkna) den termiska effekten av ett mycket stort antal reaktioner med tillräckligt hög noggrannhet.
Exempel 3. (Följande av Hess lag). Beräkna den termiska effekten av ångreformering av metan som uppstår i gasfasen under standardförhållanden:
CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Avgör om en given reaktion är exoterm eller endoterm?
Lösning: Konsekvens av Hess lag
Q = 3 Q0 | D) + Q 0 | (CO, г) −Q 0 | D) −Q 0 | O, d) - i allmän form. |
|||||
arr, 298 | arr, 298 | arr, 298 | arr, 298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H2, r) = 0 | En enkel substans i standardtillstånd |
|||||||
Från referensboken hittar vi bildningsvärmen för de återstående komponenterna i blandningen.
O, g) = 241,8 | (CO, g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
arr, 298 | arr, 298 | arr, 298 | |||||||||
Att ersätta värden i ekvationen
Q = 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 = -205,9 kJ / mol, reaktionen är starkt endoterm.
Svar: Q = -205,9 kJ / mol, endotermisk
Exempel 4. (Tillämpning av Hess lag). Reaktionshettorna är kända
C (tv.) + ½ O (g.) = CO (g.) + 110,5 kJ
C (tv.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Hitta den termiska effekten av reaktionen 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Lösning Multiplicera den första och andra ekvationerna på 2
2C (s) + O2 (g) = 2CO (g) + 221 kJ 2C (s) + 2O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ
Subtrahera från den andra ekvationen den första
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Svar: 566 kJ / mol.
Obs: När vi studerar termokemi betraktar vi en kemisk reaktion utifrån (utsidan). Däremot är kemisk termodynamik beteendevetenskapen kemiska system- betraktar systemet inifrån och fungerar med begreppet "entalpi" H som systemets termiska energi. Enthalpy, alltså
Föreläsning 6. Termokemi. Den termiska effekten av en kemisk reaktion har på sätt och vis samma betydelse som värmemängden, men har motsatt tecken: om energi frigörs från systemet, miljö det blir och värms upp, och systemet tappar energi.
Litteratur:
1. lärobok, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko et al., Grade 9 Chemistry, punkt 19,
2. Studiehandledningen"Grundläggande för allmän kemi" Del 1.
Sammanställd av S.G. Baram, I.N. Mironov. - ta med dig! inför nästa seminarium
3. A.V. Manuilov. Grundläggande för kemi. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Termisk effekt av en kemisk reaktion. Grundläggande termokemilagar.
§9.2 ** Termokemi (forts.). Värmen i bildandet av ett ämne från grundämnen.
Standardbildningsentalpi.
Uppmärksamhet!
Vi går vidare med att lösa beräkningsproblem, därför är en kalkylator nu önskvärd för kemiseminarier.
Reaktionsvärmen (reaktionsvärme) är mängden frigjord eller absorberad värme Q. Om värme frigörs under reaktionen kallas en sådan reaktion exoterm; om värme absorberas kallas reaktionen endoterm.
Reaktionsvärmen bestäms baserat på termodynamikens första lag (början), vars matematiska uttryck i sin enklaste form för kemiska reaktioner är ekvationen:
Q = ΔU + рΔV (2.1)
där Q är reaktionsvärmen, ΔU är förändringen i intern energi, p är trycket, ΔV är volymförändringen.
Termokemisk beräkning består i att bestämma reaktionens värmeeffekt. I enlighet med ekvation (2.1) beror det numeriska värdet av reaktionsvärmen på hur det utförs. I den isokoriska processen som utförs vid V = const, reaktionsvärmen Q V =Δ U, i isobarisk process vid p = const termisk effekt Q P =Δ H. Således är den termokemiska beräkningen i bestämma mängden förändring eller intern energi eller entalpi under reaktionens gång. Eftersom den överväldigande majoriteten av reaktionerna fortsätter under isobära förhållanden (till exempel är dessa alla reaktioner i öppna kärl. atmosfärstryck), vid utförande av termokemiska beräkningar, ΔН ... OmΔ H<0, то реакция экзотермическая, если же Δ H> 0, då är reaktionen endoterm.
Termokemiska beräkningar utförs med antingen Hess lag, enligt vilken den termiska effekten av en process inte beror på dess väg, utan endast bestäms av arten och tillståndet av processens initiala ämnen och produkter, eller, oftast, en konsekvens av Hess lag: den termiska effekten av en reaktion är lika med summan av värme (entalpier) bildning av produkter minus summan av värme (entalpier) för bildning av reagenser.
I beräkningar enligt Hess lag används ekvationer av hjälpreaktioner, vars termiska effekter är kända. Kärnan i operationer i beräkningar enligt Hess lag är att algebraiska åtgärder utförs på ekvationerna av hjälpreaktioner som leder till en reaktionsekvation med okänd termisk effekt.
Exempel 2.1... Bestämning av reaktionsvärmen: 2CO + O 2 = 2CO2 ΔН -?
Vi använder följande reaktioner som hjälpreaktioner: 1) С + О 2 = С0 2;Δ Hl = -393,51 kJ och 2) 2C + 02 = 2CO;Δ H2 = -220,1 kJ, varΔ N / uΔ H 2 - värmeeffekter av hjälpreaktioner. Med hjälp av ekvationerna för dessa reaktioner är det möjligt att erhålla ekvationen för en given reaktion om hjälpekvationen 1) multipliceras med två och från det erhållna resultatet, ekvation 2) subtraheras. Därför är den okända värmen för en given reaktion lika med:
Δ H = 2Δ H 1 -Δ H2 = 2 (-393,51) -(-220,1) = -566,92 kJ.
Om den termokemiska beräkningen använder en konsekvens från Hess lag, använder du relationen för reaktionen uttryckt med ekvationen aA + bB = cC + dD:
ΔН = (сΔHobr, s + dΔHobr D) - (аΔHobr A + bΔН -prov, c) (2.2)
där ΔН är reaktionsvärmen; ΔH o br - värmer (entalpi) av bildning av reaktionsprodukterna C och D respektive reagens A och B; с, d, a, b - stökiometriska koefficienter.
Värmen (entalpin) i bildandet av en förening är reaktionens värmeeffekt, under vilken 1 mol av denna förening bildas av enkla ämnen i termodynamiskt stabila faser och modifieringar 1 *. Till exempel , värmeformationen av vatten i ångtillstånd är lika med hälften av reaktionsvärmen, uttryckt genom ekvationen: 2H 2 (g)+ Cirka 2 (g)= 2H20 (d).Dimensionen av bildningsvärmen är kJ / mol.
I termokemiska beräkningar värme av reaktioner bestäms som regel för standardförhållanden, för vilka formel (2.2) har formen:
ΔН ° 298 = (сΔН ° 298, prov, С + dΔH ° 298, o 6 p, D) - (аΔН ° 298, prov A + bΔН ° 298, prov, c)(2.3)
där ΔН ° 298 är standardvärme för reaktion i kJ (standardvärdet indikeras med överskriften "0") vid en temperatur på 298K, och ΔН ° 298, obR är standardvärmen (entalpi) för bildning även vid en temperatur på 298K. Värden på ΔН ° 298 .obR.definieras för alla anslutningar och är tabelldata. 2 * - se bilaga tabellen.
Exempel 2.2. Beräkning av standardvärmen s e aktier uttryckta med ekvationen:
4NH3 (r) + 5O2 (g) = 4NO (g) + 6H20 (g).
Enligt följden från Hess lag skriver vi 3 *:
Δ H 0 298 = (4Δ H 0 298. o b s. Nej + 6ΔH 0 298. säng H20) - 4ΔH 0 298 arr. NH s. Genom att ersätta tabellvärdena för standardvärmen för bildning av föreningarna som presenteras i ekvationen får vi:Δ H ° 298= (4 (90,37) + 6 (-241,84)) - 4 (-46,19) = - 904,8 kJ.
Negativt tecken reaktionsvärmen indikerar processens exotermitet.
Inom termokemi indikeras vanligtvis termiska effekter i reaktionsekvationerna. Sådan ekvationer med den angivna termiska effekten kallas termokemiska. Till exempel, den termokemiska ekvationen för reaktionen som beaktas i exempel 2.2 är skriven:
4NH3 (g) + 502 (g) = 4NO (g) + 6H20 (g);Δ Nr 29 8 = - 904,8 kJ.
Om förhållandena skiljer sig från standarden, tillåter det i praktiska termokemiska beräkningar Xia med approximation: Δ H ≈Δ N ° 298 (2.4) Uttryck (2.4) återspeglar det svaga beroendet av reaktionsvärmen av förhållandena för dess förekomst.
Varje kemisk reaktion åtföljs av utsläpp eller absorption av energi i form av värme.
På grundval av frisläppande eller absorption av värme, skiljer de exotermisk och endotermisk reaktioner.
Exotermisk reaktioner är reaktioner under vilka värme frigörs (+ Q).
Endoterma reaktioner är reaktioner under vilka värme absorberas (-Q).
Värmeeffekt av reaktion (F) kallas mängden värme som frigörs eller absorberas under interaktionen mellan en viss mängd av de initiala reagensen.
En termokemisk ekvation är en ekvation där den termiska effekten av en kemisk reaktion indikeras. Så, till exempel, är ekvationerna termokemiska:
Det bör också noteras att de termokemiska ekvationerna i obligatorisk bör innehålla information om aggregeringstillståndet för reagenser och produkter, eftersom värmeeffekten beror på detta.
Beräkningar av reaktionens värmeeffekt
Ett exempel på ett typiskt problem för att hitta värmeeffekten av en reaktion:
När 45 g glukos interagerar med ett överskott av syre i enlighet med ekvationen
C 6 H 12 O 6 (TV) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
släppte ut 700 kJ värme. Bestäm reaktionens termiska effekt. (Skriv ner numret till hela heltal.)
Lösning:
Låt oss beräkna mängden glukosämne:
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
De där. när 0,25 mol glukos interagerar med syre, frigörs 700 kJ värme. Av den termokemiska ekvationen som presenteras i tillståndet följer att när 1 mol glukos interagerar med syre, bildas en mängd värme lika med Q (värmeeffekten av reaktionen). Då är följande andel korrekt:
0,25 mol glukos - 700 kJ
1 mol glukos - Q
Från denna andel följer motsvarande ekvation:
0,25 / 1 = 700 / Q
När vi löser detta finner vi att:
Således är reaktionens termiska effekt 2800 kJ.
Beräkningar med termokemiska ekvationer
Mycket oftare i ANVÄND uppdrag från termokemi är värdet av den termiska effekten redan känt sedan dess villkoret ger en fullständig termokemisk ekvation.
I detta fall är det nödvändigt att beräkna antingen mängden värme som släpps / absorberas med en känd mängd reagens eller produkt, eller omvänt genom känt värde värme, är det nödvändigt att bestämma massan, volymen eller mängden av ett ämne hos en deltagare i reaktionen.
Exempel 1
I enlighet med den termokemiska reaktionsekvationen
3Fe 3 O 4 (TV) + 8Al (TV) = 9Fe (TV) + 4Al 2 O 3 (TV) + 3330 kJ
bildade 68 g aluminiumoxid. Hur mycket värme släpptes under detta? (Skriv ner numret till hela heltal.)
Lösning
Låt oss beräkna mängden aluminiumoxidämne:
n (Al203) = m (Al203) / M (Al203) = 68 g / 102 g / mol = 0,667 mol
I enlighet med reaktionens termokemiska ekvation frigörs 3330 kJ under bildandet av 4 mol aluminiumoxid. I vårt fall bildas 0,6667 mol aluminiumoxid. Efter att ha angett mängden värme som släpps ut i detta fall kommer vi genom x kJ att komponera andelen:
4 mol Al203 - 3330 kJ
0,667 mol Al203 - x kJ
Denna andel motsvarar ekvationen:
4 / 0,6667 = 3330 / x
När vi löser det, finner vi att x = 555 kJ
De där. med bildandet av 68 g aluminiumoxid i enlighet med den termokemiska ekvationen frigörs 555 kJ värme under villkoret.
Exempel 2
Som ett resultat av reaktionen, vars termokemiska ekvation
4FeS 2 (s) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (s) + 3310 kJ
släppte 1655 kJ värme. Bestäm volymen (l) av utvecklad svaveldioxid (n.o.). (Skriv ner numret till hela heltal.)
Lösning
I enlighet med reaktionens termokemiska ekvation frigör bildningen av 8 mol S02 3310 kJ värme. I vårt fall släpptes 1655 kJ värme. Låt mängden substans SO 2 som bildas i detta fall vara lika med x mol. Då är följande andel rättvis:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Från vilken ekvationen följer:
8 / x = 3310/1655
När vi löser detta finner vi att:
Sålunda är mängden substans S02 som bildas i detta fall 4 mol. Därför är dess volym:
V (SO 2) = V m ∙ n (SO 2) = 22,4 l / mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(runda upp till heltal, eftersom detta krävs i villkoret.)
Mer detaljerade problem om den termiska effekten av en kemisk reaktion kan hittas.
I termokemi, mängden värme F, som frigörs eller absorberas till följd av en kemisk reaktion, kallas termisk effekt. Reaktioner med värmeutsläpp kallas exotermisk (Q> 0), och med värmeabsorption - endotermisk (F<0 ).
Inom termodynamik kallas de processer där värme släpps ut exotermisk, och de processer där värme absorberas - endotermisk.
Enligt följden från termodynamikens första lag för isokorisk-isotermiska processer är den termiska effekten lika med förändringen i systemets inre energi .
Eftersom termokemi använder det motsatta tecknet i förhållande till termodynamik, då.
För isobar-isotermiska processer är den termiska effekten lika med förändringen i systemets entalpi .
Om D H> 0- processen fortsätter med absorptionen av värme och är endotermisk.
Om D H< 0 - processen åtföljs av frisättning av värme och är exotermisk.
Från termodynamikens första lag följer Hess lag:
den termiska effekten av kemiska reaktioner beror endast på typen och tillståndet av de ursprungliga ämnena och slutprodukterna, men beror inte på övergångsvägen från det ursprungliga tillståndet till det slutliga.
En konsekvens av denna lag är regeln att med termokemiska ekvationer kan du utföra de vanliga algebraiska operationerna.
Som ett exempel, överväga oxidationsreaktionen av kol till CO2.
Övergången från de ursprungliga ämnena till den slutliga kan genomföras genom att direkt bränna kol till CO 2:
C (t) + 02 (g) = CO2 (g).
Värmeeffekten av denna reaktion Δ H 1.
Denna process kan utföras i två steg (fig. 4). I det första steget brinner kol till CO genom reaktionen
C (t) + O 2 (g) = CO (g),
på den andra CO brinner ut till CO 2
CO (t) + 02 (g) = CO2 (g).
Värmeeffekterna av dessa reaktioner, respektive A H 2 och A H 3.
Ris. 4. Diagram över förbränningsprocessen för kol till СО 2
Alla tre processerna används i stor utsträckning i praktiken. Hess lag tillåter dig att relatera de termiska effekterna av dessa tre processer genom ekvationen:
Δ H 1=Δ H 2 + Δ H 3.
Värmeeffekterna av de första och tredje processerna kan mätas relativt enkelt, men förbränning av kol till kolmonoxid vid höga temperaturer svår. Dess termiska effekt kan beräknas:
Δ H 2=Δ H 1 - Δ H 3.
Värdena för Δ H 1 och A H 2 beroende på vilken typ av kol som används. Mängden Δ H 3 inte relaterat till detta. När en mol CO bränns vid konstant tryck vid 298K är värmemängden Δ H 3= -283.395 kJ / mol. Δ H 1= -393,86 kJ / mol vid 298K. Sedan vid 298K Δ H 2= -393.86 + 283.395 = -110.465 kJ / mol.
Hess lag gör det möjligt att beräkna de termiska effekterna av processer för vilka det inte finns experimentella data eller för vilka de inte kan mätas under de nödvändiga förhållandena. Detta gäller även kemiska reaktioner och processer för upplösning, avdunstning, kristallisation, adsorption etc.
Vid tillämpning av Hess lag bör följande villkor strikt följas:
I båda processerna måste det verkligen finnas samma initialtillstånd och verkligen samma slutliga tillstånd;
Ska vara densamma inte bara kemiska kompositioner produkter, men också villkoren för deras existens (temperatur, tryck, etc.) och aggregationstillstånd, och för kristallina ämnen och kristallmodifiering.
Vid beräkning av de termiska effekterna av kemiska reaktioner utifrån Hess lag används vanligtvis två typer av termiska effekter - förbränningsvärmen och bildningsvärmen.
Genom utbildningens värme kallas värmeeffekten av reaktionen av bildandet av en given förening från enkla ämnen.
Förbränningsvärme kallas den termiska effekten av oxidationsreaktionen av en given förening med syre för att bildas högre oxider motsvarande element eller föreningar av dessa oxider.
Referensvärdena för värme och andra mängder hänvisas vanligtvis till materiens standardtillstånd.
Som standardtillstånd enskilda flytande och fasta ämnen tar sitt tillstånd vid en given temperatur och vid ett tryck lika med en atmosfär, och för enskilda gaser - deras tillstånd, när de vid en given temperatur och ett tryck lika med 1,01 10 5 Pa (1 atm.) har egenskaper hos en ideal gas. För att underlätta beräkningar hänvisas till referensdata standardtemperatur 298 K.
Om något element kan existera i flera modifikationer, tas en sådan modifiering som standard, som är stabil vid 298 K och atmosfärstryck lika med 1,01 · 10 5 Pa (1 atm.)
Alla värden relaterade till ämnets standardtillstånd är markerade med en överskrift i form av en cirkel: 
... I metallurgiska processer bildas de flesta föreningar med värmeutsläpp, så för dem ökar entalpin. För artiklar i standardskick, värdet.
Med hjälp av referensdata för standardvärmen för bildning av de ämnen som deltar i reaktionen kan man enkelt beräkna reaktionens värmeeffekt.
Det följer av Hess lag:reaktionens termiska effekt är lika med skillnaden mellan bildningsvärmen för alla ämnen som anges på ekvationens högra sida(slutämnen eller reaktionsprodukter) och bildningshettorna för alla ämnen som anges på ekvatorns vänstra sida(utgångsmaterial) , taget med koefficienter lika med koefficienterna framför formlerna för dessa ämnen i reaktionsekvationen:
var n- antalet mol av ämnet som är involverat i reaktionen.
Exempel. Låt oss beräkna den termiska effekten av reaktionen Fe 3 O 4 + CO = 3 Fe O + CO 2. Värmorna för bildning av de ämnen som deltar i reaktionen är: för Fe 3 O 4, för CO, för FeO, för CO 2.
Reaktionens värmeeffekt:
Eftersom reaktionen vid 298K är endoterm, d.v.s. kommer med värmeabsorbering.
