Tepelný účinek (entalpie) chemické reakce. Termochemie

PRO V - konst a p = konst

Tepelný účinek chemické reakce probíhající při konstantním objemu se nazývá izochorický tepelný účinek a označuje se Q V.

Dosazení do rovnice (43) Q V s přihlédnutím k tomu V = konst, dostaneme

V důsledku toho se izochorický tepelný účinek reakce (probíhající v izochoricko-izotermickém procesu) rovná změně vnitřní energie systému.

Tepelný účinek reakce probíhající při konstantním tlaku se nazývá izobarický tepelný účinek Q p. Dosazením hodnoty do rovnice (43). Q p, dostaneme

(45)

Nahrazení výrazu U 2 + pV 2 na H 2, A U 1 + pV 1 na H 1, dostaneme

Q p = ΔН = Н 2 -Н 1. (46)

V důsledku toho se izobarický tepelný účinek reakce (probíhající v izobaricko-izotermickém procesu) rovná změně entalpie systému.

Izobarické a izochorické tepelné účinky se tedy rovnají změnám stavových funkcí (44) a (46). V důsledku toho nejsou závislé na přechodové cestě, ale jsou určeny počátečním a konečným stavem systému. Obecně platí, že reakční teplo závisí na povaze procesu.

§ 5. ZÁVISLOST MEZI TEPELNÝMI VLIVY Q v A Q Str

K odvození rovnice závislosti mezi Q v A Q p použijme vztah

Q p = ΔН = ΔU p + Δ (pV),

kde ΔU p je změna vnitřní energie termodynamického systému během izobarického procesu. V obecném případě se tato změna liší od změny vnitřní energie v izochorickém procesu, tzn. ΔUP ≠ ΔU V, protože

V≠konst. Proto, . Proto při výměně ΔU V za Q V rovnici (45) lze přepsat takto:

.

V kondenzovaných systémech rozdíl mezi Q p A Q v je bezvýznamné a lze s tím souhlasit Q p = Q v. Pokud se však v systému vyskytují plynné látky, je rozdíl značný.

Pokud předpokládáme ideální plyny, lze rovnici (45) zapsat ve tvaru

QP = Qv + pAV= QV + pV2 - pV1.

Nahrazení v tomto výrazu pV 2 na n 2 RT A pV 1 na n 1 RT, Kde n 1 A n 2- počet kilomolů plynných látek před a po reakci, z rovnice (3) získáme

Qp = Qv + A nRT(47)

Qv = Qp -Δ nRT,(48)

Kde Δn- změna počtu kilomolů plynných reakčních produktů. Na Δn > 0

Q V< Q P .

Příkladem takové reakce je tvorba oxidu uhelnatého

2C + 02 = 2CO, kde Δn= 2 - 1 = 1 a Qv = Qp - RT, tj. Qv< Q p . V tomto případě termodynamický systém provádí expanzní práci snížením vnitřní energie systému.

Na Δn<0 Q V >Q p. Příkladem takové reakce mohou být následující reakce: CO + 0,502 = C02 nebo H2 + 0,502 = H20, ve kterém An = 1 - 1,5 = -0,5, tj. Δn< 0 . Pak Qv = Qp + 0,5RT, tj. Q v > Q p.

V tomto případě na termodynamickém systému pracuje vnější prostředí a systém přijímá dodatečné teplo.

Když Δn = 0, tepelné efekty Q v = Q p. Příkladem takové reakce může být reakce CO + H20 = CO2 + H2, ve kterém An = 2 - 2 = 0. Proto Qv = Qp.

HESSŮV ZÁKON

Nezávislost tepelného účinku reakce na mezistupních chemických procesů stanovil ruský vědec akademik G. I. Hess v roce 1840 na základě experimentálních dat. To platí pro reakce probíhající při V, T = konst nebo p, T = konst. Toto tvrzení je v podstatě zákonem zachování energie aplikovaným na chemické reakce. Je třeba poznamenat, že Hessův zákon, základní zákon chemické termodynamiky, byl objeven ještě dříve, než byl formulován první zákon termodynamiky. Hessův zákon říká, že tepelný účinek chemické reakce nezávisí na dráze přechodu systému z jednoho stavu do druhého, ale je určen pouze jeho počátečním a konečným stavem.

Tedy dříve odvozené vztahy

QV=U2-U1 a Qp=H2-H1

jsou algebraické výrazy Hessova zákona.

Výpočty tepelných účinků chemických reakcí jsou popsány v pracích M. V. Lomonosova, Lavoisiera a Laplacea. Významný experimentální materiál získali G. I. Hess, N. N. Beketov, Berthelot, Thomson, I. A. Kablukov a další vědci. Rozsáhlý výzkum k určení tepelných účinků chemických reakcí provedl V. F. Luginin a jeho studenti.

Pro stanovení tepelných účinků chemických reakcí se používají speciální přístroje - kalorimetry.

Hessův zákon má velký praktický význam, protože jej lze použít k výpočtu tepelných účinků chemických reakcí, jejichž experimentální stanovení je obtížné nebo prakticky nemožné. Pojďme si to vysvětlit na příkladu

Předpokládejme, že látka A promění ve hmotu V třemi způsoby: přímo z látky A do podstaty V s tepelným efektem Q 1; přes etapy C, D s tepelnými účinky Q 2, Q 3, Q 4, přes etapy E, N, M s tepelnými účinky Q 5, Q 6, Q 7 A Q 8. Podle Hessova zákona jsou tedy celkové tepelné účinky stejné

Q1=Q2+Q3+Q4;

Q 1 = Q 5 + Q 6 + Q 7 + Q 8.

Q2+Q3+Q4=Q5+Q6+Q7+Q8.

Pomocí těchto vztahů je snadné vypočítat tepelný účinek jakékoli chemické reakce, který nelze získat experimentálně. Například tepelný efekt

Q8=Qi-Q5-Q6-Q7.

Zpravidla je experimentální stanovení tepelných účinků ve všech fázích prováděno s velkou pečlivostí, jsou dodrženy všechny předpoklady vyplývající z Hessova zákona (podmínky, na které se redukují počáteční a konečné produkty spalování, stejné chemické složení výchozích produktů, atd.) a jsou na minimum omezeny chyby a nepřesnosti spojené s podmínkami výměny tepla mezi experimentálním zařízením a okolím, způsoby měření teplot apod., tedy nevratné ztráty spojené s přeměnou mechanické energie přímo na energii tepelnou. prakticky chybí.

Pomocí Hessova zákona je možné provádět výpočty pomocí tzv. termochemických rovnic, což jsou stechiometrické rovnice chemických reakcí, ve kterých spolu s chemickými vzorci látek účastnících se reakce dochází k tepelným účinkům (označovaným za stejné podmínky). ) jsou zapsány. S těmito rovnicemi můžete provádět algebraické operace stejným způsobem jako s jinými algebraickými rovnicemi.

Stechiometrické rovnice nebo poměry jsou číselné vztahy mezi množstvími reagujících látek, které odpovídají zákonům stechiometrie, jejichž hlavní ustanovení vyplývají ze zákonů Avogadro, Gay-Lussac, stálosti složení, vícenásobných poměrů atd.

Ze stechiometrického poměru např.

2H2+02 = 2H20

z toho vyplývá, že při vzniku vody připadá na dvě molekuly vodíku jedna molekula kyslíku, nebo obecně řečeno

x a A+x b B=x a D, během vzdělávání xD molekuly hmoty D na x a molekuly hmoty A Požadované x b molekuly hmoty V. Kurzy x a, x b A xD- počet molekul výchozích látek a molekul získaných reakcí se nazývá stechiometrické koeficienty.

Počet kilomol výchozích a výsledných látek v chemické reakci je úměrný stechiometrickým koeficientům. Při reakcích plynů jsou objemy a parciální tlaky reaktantů a reakčních produktů také úměrné stechiometrickým koeficientům.

Protože tepelné účinky závisí na fyzikálním stavu reagujících látek a podmínkách, za kterých k reakci dochází, pak pro provedení termochemických výpočtů musí být tepelné účinky zavedené do termochemických rovnic vztaženy k nějakým shodným podmínkám, jinak jsou nesrovnatelné. Za takové podmínky se považují podmínky, za kterých dochází k reakci mezi látkami v určitých standardních stavech.

Za standardní stavy jednotlivých kapalných a pevných látek se považuje jejich stabilní stav při dané teplotě a tlaku p = 1 atm = 760 mmHg čl., popř 1,013- 10 5 Pa, a pro jednotlivé plyny - to je jejich stav při tlaku p = 760 mmHg Umění. a při dané teplotě se řídí stavovou rovnicí ideálního plynu.

Tepelné účinky široce citované v referenčních knihách jsou obvykle připisovány tlaku p = 1 fyzická atmosféra ( 1,013 10 5 Pa) a teplotu t = 25 °C(298,15 K) a označují Q 0 V 298 A Q 0 P 298

nebo ΔQ 0 298 A AH 0 298.

Z Hessova zákona vyplývají důsledky velkého praktického významu.

1. Tepelný účinek rozkladné reakce Q pa z chemické sloučeniny má stejnou velikost a opačné znaménko jako tepelný efekt vzniku Q o 6p této sloučeniny z produktů rozkladu:

Q rozdíl =- Q arr.

2. Pokud se stejné konečné produkty tvoří ze dvou chemických systémů dvěma různými způsoby, pak se rozdíl mezi hodnotami tepelných účinků chemických reakcí rovná tepelnému účinku přeměny jednoho chemického systému na jiný. Tedy například pro reakci vzniku látky B z látek A A S(obr. 7), podle Hessova zákona,

Q1 = Q2 + Q3,

odkud pochází tepelný efekt látkové přeměny? A PROTI S

Q 3 = Q 1 - Q 2

3. Pokud se systémy stejného chemického složení převádějí dvěma způsoby na různé konečné produkty, pak se rozdíl mezi hodnotami tepelných účinků rovná teplu získanému přeměnou jednoho konečného produktu chemické reakce na jiný. Tedy, když se tvoří z látky A látek V A S(obr. 8), podle Hessova zákona, Q1 = Q2 + Q3, odkud pochází tepelný efekt přechodu hmoty S do podstaty V

Q 3 = Q 1 - Q 2.

V termochemických výpočtech mají zvláštní význam dva typy tepelných účinků chemických reakcí: teplo tvorby sloučenin a teplo spalování.

Vznikové teplo se obvykle nazývá tepelný účinek reakce vzniku dané sloučeniny z odpovídajících jednoduchých látek za standardních podmínek.

Za standardní stav jednoduchých látek se považuje jejich stabilní stav při tlaku rovném jedné fyzikální atmosféře (760 mm Hg, neboli 1,013-10 5 Pa) a teplotě 298,15 K.

Příkladem je reakce vzniku benzenu: z látek ve standardních stavech - „■ pevný uhlík a plynný vodík se získává kapalný benzen

6S TV + ZN 2 = S 6 N 6zh.

Indexy „g“ a „tv“ se týkají kapalné a pevné fáze. Index „g“ odkazuje na plynnou látku, ale ve výpočtových rovnicích se obvykle vynechává.

Tvořivé teplo odpovídající standardním podmínkám se nazývá standardní. Údaje o teplu vzniku spolu s dalšími fyzikálně-chemickými veličinami jsou uvedeny v referenčních knihách.

Protože v termodynamických výpočtech se neurčují absolutní hodnoty vnitřní energie a entalpie, ale jejich změna, lze při určování tepla tvorby jakékoli sloučeniny zvolit výchozí bod pro vnitřní energii nebo entalpii libovolně. Takže například v referenčních knihách pro různé jednoduché látky za standardních podmínek se předpokládá, že entalpie je nulová. Mezi takové látky patří C, H2, O2, Cl2(g), F2(g) atd.

Ukazuje se tedy, že tepelný účinek tvorby sloučenin z těchto látek, například Qp, se za požadovaných podmínek rovná entalpii sloučeniny.

Teplo vzniku může být aplikováno na jakékoli množství látky. V referenčních knihách se zpravidla uvádí jako 1 kmol nebo 1 kg sloučeniny.

V tabulce Tabulka 1 ukazuje teplo tvorby látek pro některé běžné chemické sloučeniny.

Spalné teplo. Spalování je složitá, rychle se vyskytující chemická přeměna, doprovázená uvolňováním značného množství tepla a zpravidla jasnou září.

Tabulka 1. Tepelné účinky vzniku sloučenin z jednoduchých látek za standardních podmínek

Rýže. 9. Schéma kalorimetrické „bomby“:

1 – válec; 2 – kryt; 3 – kalich; 4 - spirála

Tepelný účinek spalovací reakce, nazývaný spalné teplo, se obvykle měří kalorimetricky.

Spalné teplo sloučeniny je tepelný účinek oxidační reakce dané sloučeniny s kyslíkem za vzniku limitujících vyšších oxidů odpovídajících prvků. Takže například v organických sloučeninách, které jsou hlavním palivem v tepelných motorech, se uhlík oxiduje na oxid uhličitý, vodík na vodní páru a další látky obsažené ve sloučenině v malých množstvích na jejich konečné oxidační produkty.

Spalné teplo je výrazně ovlivněno teplotou a tlakem. Aby bylo možné využít spalné teplo v termochemických poměrech, musí být uvedeno do standardních podmínek. Spalné teplo se v tomto případě nazývá standardní. Výhřevnost zjištěná z referenční knihy se používá ke stanovení tepelných účinků reakcí.

Na Obr. Obrázek 9 ukazuje schéma kalorimetrické bomby, ve které je experimentálně stanoveno spalné teplo. Kalorimetrická bomba je silnostěnný ocelový válec 1, zevnitř potažený platinou. Na válec je našroubován kryt 2. Uvnitř válce je miska 3 pro vážení zkoušené látky. Kyslík je čerpán do válce pod vysokým tlakem. Pomocí drátu 4 zahřátého elektrickým proudem se zkoumaná látka zapálí. Bomba se umístí do kalorimetru, jehož prostřednictvím se zjišťuje spalné teplo zkoumané látky. Teplota spalin je „přivedena“ na teplotu v bombě před zapálením.

Spalné teplo organických sloučenin, často nazývané spalné teplo paliva, je výchozí hodnotou pro výpočet provozních procesů tepelných motorů. Je definováno jako množství tepla (v J nebo kcal) uvolněného při úplném spálení 1 kg hmoty, 1 m 3 objemu nebo 1 kmol paliva.

Spalné teplo paliva, pokud je určeno výše popsaným způsobem, v kalorimetrické bombě bude spalné teplo pro proces při V = konst, tj. bude to tepelný efekt Q V.

Palivo má vyšší a nižší výhřevnost.

Vyšší výhřevnost paliva Q B je celkové množství tepla uvolněného při spalování hořlavých částí paliva za podmínky kondenzace vodní páry.

Nižší výhřevnost spalování paliva Q H je rozdíl mezi celkovým množstvím uvolněného tepla a latentním výparným teplem vody, obojí přítomných v palivu jako nečistota a vznikající spalováním vodíku.

Nejvyšší Q B a nejnižší Q H spalné teplo paliva spolu souvisí vztahem

-Qh = -QB +rb (9H + W) = -Qb + 2,512 106 (9H+W), Jfkg, (49)

kde rb je latentní výparné teplo (pro technické výpočty se bere r b ≈ 2,512· 10 6 Jfkg); 9H - množství vodní páry vzniklé při spalování H (kg) vodíku obsažené v 1 kg paliva; W je množství vlhkosti obsažené v 1 kg paliva, kg.

Při výpočtech provozních procesů spalovacího motoru se jako výhřevnost bere nižší výhřevnost, protože zplodiny hoření odváděné z motoru výfukovým systémem mají obvykle teplotu přesahující kondenzační teplotu vodní páry v nich obsažené.

V tabulce V tabulce 2 jsou uvedeny hodnoty spodní výhřevnosti paliv.

Na základě Hessova zákona a jeho důsledků lze sestavit termochemickou rovnici pro určení tepelného účinku reakce prostřednictvím tepelných účinků tvorby reaktantů.

Pokud tedy například reakce proběhne bB + dD = eE + gG kde B, D, E, G, b, d, e, g - výchozí materiály a reakční produkty

tabulka 2

Nižší výhřevnost paliv

a jejich stechiometrické koeficienty, v tomto pořadí, pak tepelný účinek této reakce

Q p =(eQ arr +gQ arrG) – (bQ arrB +dQ arrD)

Proto rovnice v obecném tvaru

(50)

kde QarrB, QarrD, QarrE a Qo 6pG jsou teplo tvorby výchozích materiálů a reakčních produktů, v daném pořadí; n i - počty kilomolů (od 1 do t), úměrné stechiometrickým koeficientům reagujících látek.

V důsledku toho se tepelný účinek reakce rovná rozdílu mezi teplem tvorby reakčních produktů a teplem tvorby výchozích látek, uvažováno s odpovídajícími stechiometrickými koeficienty.

Pomocí Hessova zákona a jeho důsledků je také možné sestavit termochemickou rovnici pro výpočet tepelného účinku, je-li známo spalné teplo látek účastnících se reakce.

Obecně

tj. tepelný účinek reakce je roven rozdílu mezi spalným teplem výchozích látek a spalným teplem reakčních produktů (při zohlednění jejich stechiometrických koeficientů).

Lze to ilustrovat na příkladu spalování metylalkoholu CH 3 OH (obr. 10). Spalné teplo 1 kmol metylalkoholu

Q2sг = - 726,49·106 J/kmol;

spalná tepla C v CO 2 a H 2 v H 2 O F jsou v tomto pořadí stejná

Q" 1 c g = -393,51-106 J/kmol;

Q" 1 c g = -285,84-106 J/kmol;

Q lc g = -965,19.106 J/kmol.

Rýže. 10. Schéma stanovení tepla účinek při spalování metylalkoholu

Zapišme si termochemické rovnice spalovacích reakcí:

C + 02 = C02 + Q" 1 c g;

2H2+02 = 2H20F + 2Q" 1 c g;

CH30H F + 1,502 = C02 + 2H20 + Q2.

Chcete-li určit skupenské teplo vzniku metylalkoholu z rovnice C + 2H 2 + 0,5O 2 = CH 3 OH + Q 3, sečtěte dvě výše napsané rovnice a odečtěte třetí. Po několika transformacích dostaneme

C + 2H2 + 0,502 = CH30H+ (Qlcr - Q2cr),

Porovnáním posledních dvou rovnic dojdeme k závěru, že požadované teplo vzniku 1 kmol kapalného metylalkoholu je

Q 3rev = -238,7·106 Jfkmol.

Související informace.

Tepelný účinek (entalpie) chemické reakce

Cíl práce: na základě termodynamických pojmů se naučit vyvozovat závěry o zásadní možnosti a směru chemických procesů.

1. 
   Stručný teoretický úvod.

Chemická termodynamika je stejně jako obecná termodynamika založena hlavně na dvou zákonech.

Podle prvního termodynamického zákona platí pro uzavřené systémy, které mají schopnost vyměňovat energii, teplo, které jim bylo předáno. Q se vynakládá na zvyšování vnitřní energie a vykonávání práce A proti vnějším silám:

Q nabývá kladných hodnot, pokud systém absorbuje energii.

Vnitřní energie je funkcí stavu systému, určená tlakovými parametry p, hlasitost PROTI, teplota T atd., je určen rozdílem
a nezávisí na cestě procesu.

Teplo a práce charakterizují nikoli stav, ale proces, a proto je nelze považovat za druhy energie (jde o způsob přenosu energie), závisí na dráze změny stavu.

Při změně hlasitosti systém pracuje PROTI 1 před PROTI 2 , je rovný:

A =
.

Pokud reakce probíhá při konstantním objemu (izochorický děj), pak práce expanze systému ( A =p*
) se rovná nule. Pokud se jiné typy prací (například elektrické) neprovádějí, pak

=,

kde je množství tepla absorbovaného systémem při konstantním objemu.

Chemické reakce probíhají nejčastěji ne za konstantního objemu, ale za konstantního tlaku p (
= 0, izobarický proces). Za těchto podmínek nelze z rovnice prvního termodynamického zákona vyloučit ani jednu funkci:

= + p* = +p(Vi - V2).

Otevřením závorek můžete napsat rovnici takto:

= (U 2 +pV 2) – (U 1 +pV 1).

Funkce U + pV = HŘíkejme tomu entalpie nebo energetický obsah. Entalpie je stavová funkce, která charakterizuje celkovou energii systému za podmínek konstantního tlaku a teploty a představuje součet vnitřní energie a práce proti vnějším silám.

Teplo přenášené do systému při konstantním tlaku tedy zvyšuje jeho entalpii.

=

Entalpie, stejně jako vnitřní energie, je funkcí stavu a její absolutní hodnotu nelze určit.

V termodynamice je tepelný efekt uvažován ve vztahu k samotnému reakčnímu systému („egoistický“ systém znaků). Tepelnému účinku exotermických reakcí je přiřazeno znaménko „-“ (systém vydává teplo) a tepelnému účinku endotermické reakce je přiřazeno znaménko „+“ (systém přijímá teplo).

Pro mnohé praktické účely je důležité znát tepelný efekt reakce za konstantního tlaku, nejčastěji za atmosférického tlaku. V budoucnu budeme pracovat pouze s tepelným efektem při konstantním tlaku (změna entalpie).

= const = + p*=; =.

Podle Hessova zákona tepelný účinek reakce ( ) se rovná rozdílu mezi součty tepel (entalpií) vzniku ( arr.) jeho konečné a počáteční produkty.

V tomto případě je třeba vzít v úvahu stechiometrické koeficienty reakční rovnice:

Kde n k A n H– počet molů každého z konečných a počátečních produktů,

arr. – v souladu s tím je jejich teplo (entalpie) tvorby celkovým tepelným účinkem (entalpie).

Tepelný efekt odpovídající vzniku 1 molu sloučeniny z elementárních látek, které jsou za standardních podmínek stabilní, se nazývá standardní tepelná (entalpie) vzniku této sloučeniny. Tvorební tepla elementárních látek (H 2, O 2, N 2, C (grafit), Cl 2, atd.) za standardních podmínek (P = 1013 Pa, T = 298 K) se běžně považují za nulové. Standardní tepla (entalpie) tvorby jsou uvedeny v referenčních knihách.

Podle Lomonosova zákona zachování hmoty a energie se při vzniku chemické sloučeniny pohltí nebo uvolní stejné množství tepla, jaké se uvolní nebo pohltí při jejím rozkladu na původní složky.

Zákony termochemie se používají k výpočtu tepelných účinků reakcí nebo tepl tvorby sloučenin, které nelze experimentálně určit.

Termochemické rovnice udávají stav agregace a modifikace látky, pokud tato a tatáž látka může existovat v několika různých krystalických modifikacích.

Hnací síla a směr chemických reakcí. Na základě studia tepelných účinků chemických reakcí byl formulován Berthelotův princip (1867), který říká, že mírou chemické afinity je tepelný účinek chemických reakcí, že samovolně probíhají pouze procesy, které jsou doprovázeny uvolňováním tepla ( ), tj. exotermické procesy.

Tento princip je často dodržován, ale ne vždy; jsou možné případy spontánně se vyskytujících endotermických reakcí. To je vysvětleno skutečností, že kromě principu minimální energie ( 0) platí zásada maximální neuspořádanosti (
>0). S – entropie, charakterizující možné stavy hmoty a jejich plynulé změny. Čím větší je počet jednotlivých kontinuálně se měnících mikrostavů, tím větší je porucha jeho celkového stavu.

S plyn > S kapalina > S pevná látka

Entropie se zvyšuje při přechodu látky z krystalického do kapalného a z kapalného do plynného skupenství, při expanzi plynů a při chemických interakcích vedoucích ke zvýšení počtu částic. Naopak všechny procesy, v jejichž důsledku se zvyšuje řád systému (kondenzace, polymerace, komprese, snížení počtu částic), jsou doprovázeny poklesem entropie. Entropie se vyjadřuje v jednotkách dělených součinem teploty a látkového množství (J/mol K).

Entropie, stejně jako entalpie, je funkcí stavu systému. Standardní měření entropie se porovnávají, aby se získala srovnatelná data.
.

Změna entropie systému () v důsledku chemické reakce se rovná součtu entropií reakčních produktů mínus součtu entropií výchozích látek, přičemž se bere v úvahu počet molů účastnících se reakce:

=
.

Na rozdíl od entalpie utváření není entropie jednoduché látky, byť v krystalickém stavu, nulová.

V izolovaném systému probíhají spontánní procesy ve směru rostoucí entropie>0. Li

V chemických (nebo fyzikálních) systémech tedy působí dvě konkurenční tendence současně: princip minimální energie (Berthelotův princip) a princip maximální neuspořádanosti (maximální entropie).

Chemické činidlo neboli hnací síla reakce je určena volnou energií, tzn. ta část celkového obsahu tepla, kterou lze využít k výkonu maximální práce. Stanovuje se při konstantních hodnotách R A T a nazývá se Gibbsova energie a ve standardních podmínkách - standardní Gibbsova energie, označující
A
, přesněji řečeno změnou Gibbsovy energie. Synonymní pojmy: izobaricko-izotermický (izobarický) potenciál, volná entalpie.

Gibbsova energie souvisí s entropií vztahem G = H – T*, kde T je absolutní teplota. Pro izobaricko-izotermické procesy se změna Gibbsovy energie rovná:

= -T*.

Hodnota závisí nejen na povaze reagujících látek, ale také na stavu agregace a podmínkách. Pro získání srovnatelných dat charakterizujících různé reakce jsou porovnány standardní změny Gibbsovy energie:

Gibbsova energie tvorby se vztahuje na 1 mol látky a vyjadřuje se v kJ/mol; v tomto případě je vznik jednoduché látky považován za rovný nule.

Změnu Gibbsovy energie lze také zapsat takto:

První člen tohoto výrazu představuje faktor entalpie a druhý představuje faktor entropie. První odráží tendenci systému vytvářet vazby v důsledku vzájemného přitahování částic - molekul nebo atomů, což vede k jejich komplikaci, a druhé odráží tendenci zintenzivňovat proces disociace složitých částic na jednodušší a jejich méně uspořádaný stav. Oba faktory působí v opačných směrech a celkový směr reakce je určen vlivem převažujícího faktoru.

Při konstantních hodnotách R A T Spontánně probíhají pouze takové reakce, jejichž izobarické potenciály jsou pro reakci negativní, čím větší je její hnací síla. Během reakce se zvyšuje a při = 0 je v systému ustavena rovnováha. Je-li > 0, pak reakce nemůže probíhat bez vynaložení energie zvenčí a taková nerovnost ukazuje na základní možnost reakce za těchto podmínek ( R A T) a pro nerovnost
reakce není proveditelná za žádných podmínek.

Je tedy hnací silou procesu, je skutečným kritériem pro možnost, že proces nastane.

Pokud k reakcím dochází při nízkých teplotách a bez účasti plynných látek, pak T*
A , tj. reakčním kritériem může být změna entalpie (platí Berthelotův princip). V ostatních případech je nutné vypočítat změnu Gibbsovy energie.

1. 
   Dokončení práce.

HCl + NaOH = NaCl + H20

Porovnejte naměřenou hodnotu s teoretickou a vypočítat relativní chybu měření, napsat termodynamickou rovnici neutralizační reakce.

Laboratorní vybavení.

Kalorimetr obsahuje vnitřní kádinku, ve které probíhá reakce, vnější kádinku, tepelně izolační těsnění, víko s otvory pro teploměr a nálevku. K měření hmotnosti reagujících látek se používají laboratorní váhy, k měření objemů odměrné válce. K míchání roztoků se používá magnetické míchadlo.

Materiály a činidla: roztoky HCl a NaOH.

Pokrok.

Zváží se vnitřní kádinka kalorimetru (m 1), spustí se do ní míchadlo a zváží se vnitřní kádinka s míchadlem (m 2). Do sklenice nalijte 45 ml alkálie o vhodné koncentraci (1 N nebo 2 N). Zvažte sklenici s objemem alkálie (m 3). Sestavte kalorimetrické zařízení. Zapněte magnetické míchadlo. Proveďte předběžnou reakční dobu a zaznamenejte změnu teploty po 1 minutě po dobu 5 minut. Nálevkou se přidá 40 ml roztoku kyseliny o stejné koncentraci jako zásada. Zaznamenejte teplotu během hlavní reakční doby. Pokračujte v zaznamenávání teplot dalších 5 minut konečné reakční doby.

Výsledky experimentu jsou prezentovány ve formě dvou tabulek.

Tabulka 2.1 Výsledky měření hmotnosti

Tabulka 2.2 Výsledky měření teploty během reakce

1. 
   Praktické řešení

C až = C kádinka + C roztok + C teploměr + C míchadlo.

Tepelnou kapacitu teploměru zanedbejte a tepelnou kapacitu zbývajících částí určete pomocí vzorců:

Ze skla = Ze skla m 1 = 0,2 cal/g Ó S* 48,80 g = 9,76 CAL/ Ó S= 9,76 10 -3 kcal/o C,

kde C sklo = 0,2 cal/g o C;

C roztok = C roztok m p = 1,0 cal/g Ó S* 92,29 g = 92,29 CAL/ Ó S= 92,29 10 -3 kcal/o C,

kde roztok C = 1,0 cal/g o C;, nezkreslený výměnou tepla probíhající během hlavní periody, je nutné pokračovat AB a CD, dokud se neprotnou se svislou přímkou ​​E. K tomu slouží body v a n, odpovídající k počáteční a koncové teplotě hlavní periody, zakreslete ji na osu y. Protáhněte čáru KP středem segmentu mn. Průsečík této přímky s křivkou BC dává bod l, který určuje polohu přímky E. Úsečka E bude rovna kcal/mol,

kde C k je teplota všech částí kalorimetrického systému, cal/o C,

- změna teploty během reakce, o C,

C k - množství tepla uvolněného během reakce, cal,

K je počet molů ekvivalentů kyseliny v daném objemu.

5. Výpočet experimentální chyby.

Relativní chyba je určena vzorcem:

E =
=
= 22,6 % ,

Kde
- experimentálně stanovená hodnota reakční entalpie,
- teoretická hodnota entalpie reakce neutralizace silné kyseliny silnou zásadou. Neutralizace molárních ekvivalentů jakékoli silné kyseliny silnou bází ve zředěných roztocích je vždy doprovázena stejným exotermickým účinkem, který se rovná 13,70 kcal/mol. Tato skutečnost je teorií elektrolytické disociace v tom, že neutralizační reakce je redukována na tvorbu molu vody:

Tito.
.

Hlavním faktorem určujícím přesnost výsledku bude chyba určení, protože chyby vážení nepřesahují setiny procenta.

1. 
   Závěr

Tepelný účinek chemické reakce nebo změna entalpie systému v důsledku výskytu chemické reakce je množství tepla připisovaného změně chemické proměnné přijaté systémem, ve kterém k chemické reakci a reakci došlo. produkty převzaly teplotu reaktantů.

Aby tepelný efekt byl veličinou, která závisí pouze na povaze probíhající chemické reakce, musí být splněny následující podmínky:

· Reakce musí probíhat buď při konstantním objemu Q v (izochorický děj) nebo při konstantním tlaku Q p (izobarický děj).

· V systému se neprovádějí žádné práce, kromě dilatačních prací, které jsou možné při P = konst.

Pokud se reakce provádí za standardních podmínek při T = 298,15 K = 25 ˚C a P = 1 atm = 101325 Pa, tepelný účinek se nazývá standardní tepelný účinek reakce nebo standardní entalpie reakce ΔH r O. V termochemii se standardní reakční teplo vypočítává pomocí standardních entalpií tvorby.

Standardní entalpie tvorby (standardní teplo tvorby)

Standardním skupenským teplem se rozumí tepelný efekt reakce vzniku jednoho molu látky z jednoduchých látek a jejich složek, které jsou ve stabilních standardních stavech.

Například standardní entalpie tvorby 1 molu metanu z uhlíku a vodíku se rovná tepelnému účinku reakce:

C(tv) + 2H2 (g) = CH4 (g) + 76 kJ/mol.

Standardní entalpie tvorby se označuje ΔHfO. Zde index f znamená formaci a přeškrtnutý kruh, připomínající plimsolový disk, znamená, že hodnota se vztahuje ke standardnímu stavu hmoty. V literatuře se často vyskytuje jiné označení pro standardní entalpii - ΔH 298,15 0, kde 0 znamená rovnost tlaku na jednu atmosféru (nebo přesněji standardní podmínky) a 298,15 - teplotu. Někdy se pro veličiny vztahující se k čisté látce používá index 0, který stanoví, že jej lze použít k označení standardních termodynamických veličin pouze tehdy, když je jako standardní stav zvolena čistá látka. Jako standard lze například akceptovat i skupenství látky v extrémně zředěném roztoku. „Plimsoll disk“ v tomto případě znamená skutečný standardní stav hmoty, bez ohledu na jeho volbu.

Tvorba entalpie jednoduchých látek se bere rovna nule a nulová hodnota tvorby entalpie se vztahuje ke stavu agregace, stabilní při T = 298 K. Například pro jód v krystalickém stavu ΔH I2(s) 0 = 0 kJ/mol a pro kapalný jód AH I2 (g) 0 = 22 kJ/mol. Jejich hlavní energetickou charakteristikou jsou entalpie tvorby jednoduchých látek za standardních podmínek.

Tepelný účinek jakékoli reakce se zjistí jako rozdíl mezi součtem tepl tvorby všech produktů a součtem tepl tvorby všech reaktantů v dané reakci (důsledek Hessova zákona):

ΔH reakce O = ΣΔH f O (produkty) - ΣΔH f O (činidla)

Termochemické efekty lze začlenit do chemických reakcí. Chemické rovnice, které udávají množství uvolněného nebo absorbovaného tepla, se nazývají termochemické rovnice. Reakce doprovázené uvolňováním tepla do prostředí mají negativní tepelný účinek a nazývají se exotermické. Reakce doprovázené absorpcí tepla mají pozitivní tepelný účinek a nazývají se endotermické. Tepelný účinek se obvykle vztahuje na jeden mol zreagovaného výchozího materiálu, jehož stechiometrický koeficient je maximální.

Teplotní závislost tepelného účinku (entalpie) reakce

Pro výpočet teplotní závislosti entalpie reakce je nutné znát molární tepelné kapacity látek účastnících se reakce. Změna entalpie reakce s rostoucí teplotou z T 1 na T 2 se vypočítá podle Kirchhoffova zákona (předpokládá se, že v tomto teplotním rozsahu molární tepelné kapacity nezávisí na teplotě a nedochází k fázové přeměně):

Pokud v daném teplotním rozsahu nastanou fázové přeměny, pak je při výpočtu nutné vzít v úvahu tepla odpovídajících přeměn a také změnu teplotní závislosti tepelné kapacity látek, které prošly takovými přeměnami:

kde ACp (Ti,Tf) je změna tepelné kapacity v teplotním rozsahu od Ti do teploty fázového přechodu; ACp (Tf,T2) je změna tepelné kapacity v teplotním rozsahu od teploty fázového přechodu ke konečné teplotě a Tf je teplota fázového přechodu.

Standardní entalpie spalování je ΔH horo, tepelný účinek spalovací reakce jednoho molu látky v kyslíku na vznik oxidů v nejvyšším oxidačním stavu. Předpokládá se, že spalné teplo nehořlavých látek je nulové.

Standardní entalpie roztoku je ΔH roztok, tepelný efekt procesu rozpouštění 1 molu látky v nekonečně velkém množství rozpouštědla. Skládá se z destrukčního tepla krystalové mřížky a hydratačního tepla (nebo solvatačního tepla pro nevodné roztoky), které se uvolňuje v důsledku interakce molekul rozpouštědla s molekulami nebo ionty rozpuštěné látky za vzniku sloučenin různého složení - hydrátů (solvátů). Destrukce krystalové mřížky je zpravidla endotermický proces - ΔH resh > 0 a hydratace iontů je exotermická, ΔH hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH roztokKOH o = ΔH řešit o + ΔH hydrK +o + ΔH hydroOH −o = −59 KJ/mol

Entalpie hydratace - ΔH hydr, označuje teplo, které se uvolní, když 1 mol iontů přejde z vakua do roztoku.

Standardní entalpie neutralizace - ΔH neutronová entalpie reakce silných kyselin a zásad za vzniku 1 molu vody za standardních podmínek:

HCl + NaOH = NaCl + H20

H + + OH − = H 2 O, ΔH neutr ° = −55,9 kJ/mol

Standardní neutralizační entalpie pro koncentrované roztoky silných elektrolytů závisí na koncentraci iontů v důsledku změny hodnoty ΔH hydratace ° iontů při zředění

Entalpie je vlastnost látky, která udává množství energie, kterou lze přeměnit na teplo.

Entalpie je termodynamická vlastnost látky, která udává úroveň energie uložené v její molekulární struktuře. To znamená, že i když látka může mít energii založenou na teplotě a tlaku, ne všechny ji lze přeměnit na teplo. Část vnitřní energie vždy zůstává v látce a udržuje její molekulární strukturu. Část kinetické energie látky je nedostupná, když se její teplota blíží teplotě okolí. Entalpie je tedy množství energie, které je k dispozici pro přeměnu na teplo při určité teplotě a tlaku. Jednotky entalpie jsou britské tepelné jednotky nebo joule pro energii a Btu/lbm nebo J/kg pro specifickou energii.

Množství entalpie

Množství entalpie látky je založeno na její dané teplotě. Tato teplota je hodnota, kterou vědci a inženýři volí jako základ pro výpočty. Je to teplota, při které je entalpie látky nulová J. Jinými slovy, látka nemá žádnou dostupnou energii, kterou by bylo možné přeměnit na teplo. Tato teplota je pro různé látky různá. Například tato teplota vody je trojný bod (0 °C), dusík -150 °C a chladiva na bázi metanu a ethanu -40 °C.

Pokud je teplota látky vyšší než její daná teplota nebo se při dané teplotě změní skupenství na plynné, vyjadřuje se entalpie jako kladné číslo. Naopak při teplotě nižší než tato je entalpie látky vyjádřena jako záporné číslo. Entalpie se používá ve výpočtech k určení rozdílu energetických hladin mezi dvěma stavy. To je nezbytné pro nastavení zařízení a stanovení účinnosti procesu.

Entalpie je často definována jako celková energie látky, protože se rovná součtu její vnitřní energie (u) v daném stavu spolu s její schopností konat práci (pv). Ale ve skutečnosti entalpie neudává celkovou energii látky při dané teplotě nad absolutní nulou (-273°C). Proto, spíše než definování entalpie jako celkové teplo látky, je přesněji definováno jako celkové množství dostupné energie látky, kterou lze přeměnit na teplo.
H = U + pV

HESSŮV ZÁKON: tepelný účinek chemie. r-tion závisí pouze na počátečním a konečném stavu systému a nezávisí na jeho intervalech. státy. G. z. je vyjádřením zákona zachování energie pro systémy, ve kterých dochází k chemickým reakcím. r-tion, a důsledek prvního zákona termodynamického však byl formulován dříve než zákon první. Platí pro procesy s konstantním objemem nebo konstantním tlakem; u prvního se tepelný účinek rovná změně vnitřní energie systému v důsledku chemické r-tion, za druhé - změna entalpie. Pro výpočet tepelných účinků okrsků vč. prakticky nemožné, tvoří termochemický systém. rovnic, které představují rovnice okrsků, zaznamenané spolu s odpovídajícími tepelnými účinky při dané teplotě. V tomto případě je důležité uvést stav agregace reagujících látek, protože Na tom závisí velikost tepelného účinku okrsku.

Termochemický systém Rovnici lze vyřešit operací se vzorci v identických stavech, jako s běžnými termíny matematiky. ur.

I. Spalování a pomalá oxidace

Spalování je první chemická reakce, se kterou se člověk seznámil. Oheň... Je možné si představit naši existenci bez ohně? Vstoupil do našeho života a stal se od něj neoddělitelným. Bez ohně člověk nemůže vařit jídlo ani ocel, bez něj je doprava nemožná. Oheň se stal naším přítelem a spojencem, symbolem slavných činů, dobrých skutků a vzpomínkou na minulost.

Památník slávy v Syktyvkaru

Plamen, oheň, jako jeden z projevů spalovací reakce, má také svůj monumentální odraz. Pozoruhodný příklad - památník slávy v Syktyvkaru.

Jednou za čtyři roky dojde ve světě k události doprovázené přenosem „živého“ ohně. Na znamení úcty k zakladatelům olympijských her je oheň dodán z Řecka. Podle tradice dodává jeden z vynikajících sportovců tuto pochodeň do hlavního dějiště olympiády.

Existují pohádky a legendy o ohni. Za starých časů si lidé mysleli, že v ohni žijí malí ještěři - duchové ohně. A byli i tací, kteří považovali oheň za božstvo a na jeho počest stavěli chrámy. Po stovky let v těchto chrámech hořely lampy zasvěcené bohu ohně, aniž by zhasly. Uctívání ohně bylo důsledkem lidské neznalosti spalovacího procesu.

olympijský oheň

M.V. Lomonosov řekl: "V žádném případě není nemožné studovat povahu ohně bez chemie."

Spalování - oxidační reakce, která probíhá poměrně vysokou rychlostí, doprovázené uvolňováním tepla a světla.

Schematicky lze tento oxidační proces vyjádřit následovně:

Reakce, ke kterým dochází při uvolňování tepla, se nazývají exotermický(z řeckého „exo“ - out).

Při spalování dochází k intenzivní oxidaci, při spalování vzniká oheň, proto taková oxidace probíhá velmi rychle. Li Bude rychlost reakce dostatečně rychlá? Může dojít k výbuchu. Takto explodují směsi hořlavých látek se vzduchem nebo kyslíkem. Bohužel jsou známy případy výbuchů směsí vzduchu s metanem, vodíkem, benzínovými parami, éterem, moukou a cukrovým prachem atd., které vedly ke zničení a dokonce i obětem na životech.

Aby došlo ke spalování, potřebujete:

• hořlavá látka
• oxidační činidlo (kyslík)
• topení hořlavá látka až do teploty vznícení

Teplota vznícení každé látky je jiná.

Zatímco éter lze zapálit horkým drátem, aby se dřevo zapálilo, musí se zahřát na několik set stupňů. Teplota vznícení látek je různá. Síra a dřevo se vznítí asi při 270 °C, uhlí asi 350 °C a bílý fosfor asi 40 °C.

Ne každá oxidace však musí být nutně doprovázena výskytem světla.

Existuje značné množství případů oxidace, které nemůžeme nazvat procesy spalování, protože probíhají tak pomalu, že zůstávají našim smyslům neviditelné. Teprve po uplynutí určité, často velmi dlouhé doby, můžeme detekovat oxidační produkty. To je například případ velmi pomalé oxidace (rezivění) kovů

nebo během rozkladných procesů.

Při pomalé oxidaci se samozřejmě uvolňuje teplo, ale toto uvolňování probíhá pomalu kvůli délce procesu. Nezáleží však na tom, zda kus dřeva shoří rychle nebo podléhá pomalé oxidaci na vzduchu po mnoho let – v obou případech se uvolní stejné množství tepla.

Pomalá oxidace je proces pomalé interakce látek s kyslíkem s pomalým uvolňováním tepla (energie).

Příklady interakce látek s kyslíkem bez uvolnění světla: hniloba hnoje, listí, žluknutí oleje, oxidace kovů (železné trysky se delším používáním ztenčují a zmenšují), dýchání aerobních tvorů, tj. dýchání kyslíku, je doprovázeno uvolňováním tepla, tvorbou oxidu uhličitého a voda.

Seznámíme se s charakteristikami spalovacích a pomalých oxidačních procesů uvedenými v tabulce.

Charakteristika spalovacích a pomalých oxidačních procesů

V závěr : spalování a pomalé oxidační reakce jsou exotermické reakce, které se liší rychlostí, jakou tyto procesy probíhají.

II. Tepelný účinek chemické reakce.

Každá látka uchovává určité množství energie. S touto vlastností látek se setkáváme již při snídani, obědě nebo večeři, jelikož jídlo umožňuje našemu tělu využívat energii celé řady chemických sloučenin obsažených v potravě. V těle se tato energie přeměňuje na pohyb, práci a využívá se k udržení stálé (a docela vysoké!) tělesné teploty.

Jakákoli chemická reakce je doprovázena uvolňováním nebo absorpcí energie. Nejčastěji se energie uvolňuje nebo absorbuje ve formě tepla (méně často ve formě světelné nebo mechanické energie). Toto teplo lze měřit. Výsledek měření je vyjádřen v kilojoulech (kJ) na jeden mol reaktantu nebo (méně často) na jeden mol reakčního produktu. Množství tepla uvolněného nebo absorbovaného během chemické reakce se nazývá tepelný efekt reakce (Q) . Například tepelný účinek spalovací reakce vodíku v kyslíku lze vyjádřit kteroukoli ze dvou rovnic:

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + 572 kJ

2H2(g) + 02(g) = 2H20 (1) + Q

Tato reakční rovnice se nazývátermochemická rovnice. Zde je symbol "+ Q" znamená, že při spalování vodíku se uvolňuje teplo. Toto teplo se nazývá tepelný efekt reakce. Termochemické rovnice často udávají agregační stavy látek.

Reakce, ke kterým dochází při uvolňování energie, se nazývají EXOTERMÁLNÍ(z latinského "exo" - ven). Například spalování metanu:

CH4 + 202 = C02 + 2H20 + Q

Reakce, ke kterým dochází při absorpci energie, se nazývají ENDOTHERMICKÉ(z latinského "endo" - uvnitř). Příkladem je tvorba oxidu uhelnatého (II) CO a vodíku H2 z uhlí a vody, ke kterému dochází pouze při zahřívání.

C + H20 = CO + H2 – Q

Tepelné účinky chemických reakcí jsou potřebné pro mnoho technických výpočtů.

Tepelné účinky chemických reakcí jsou potřebné pro mnoho technických výpočtů. Představte si na chvíli sami sebe jako konstruktéra výkonné rakety schopné vynášet na oběžnou dráhu vesmírné lodě a další náklad (obr.).

Rýže. Nejvýkonnější ruská raketa světa Energija před startem na kosmodromu Bajkonur. Motory jednoho z jeho stupňů pracují na zkapalněné plyny – vodík a kyslík.

Řekněme, že znáte práci (v kJ), kterou bude třeba vynaložit na vynesení rakety s nákladem z povrchu Země na oběžnou dráhu, znáte také práci na překonání odporu vzduchu a dalších energetických nákladů během letu. Jak vypočítat potřebnou zásobu vodíku a kyslíku, které se (ve zkapalněném stavu) v této raketě používají jako palivo a okysličovadlo?

Bez pomoci tepelného efektu reakce tvorby vody z vodíku a kyslíku je to obtížné. Tepelný efekt je totiž právě ta energie, která by měla raketu vynést na oběžnou dráhu. Ve spalovacích komorách rakety se toto teplo přeměňuje na kinetickou energii molekul horkého plynu (páry), který uniká z trysek a vytváří proudový tah.

V chemickém průmyslu jsou tepelné efekty potřebné k výpočtu množství tepla do tepelných reaktorů, ve kterých probíhají endotermické reakce. V energetickém sektoru se výroba tepelné energie počítá pomocí spalného tepla paliva.

Dietologové využívají termických účinků oxidace potravin v těle k vytvoření správných jídelníčků nejen pro pacienty, ale i pro zdravé lidi – sportovce, pracovníky různých profesí. Tradičně se zde při výpočtech nepoužívají jouly, ale jiné energetické jednotky – kalorie (1 kal = 4,1868 J). Energetickým obsahem potravin se rozumí jakákoli hmotnost potravinářských výrobků: 1 g, 100 g nebo i standardní balení výrobku. Například na štítku sklenice kondenzovaného mléka si můžete přečíst následující nápis: „obsah kalorií 320 kcal/100 g“.

№2. Puzzle "Neopakující se písmena".

Chcete-li vyřešit tuto hádanku, pečlivě se podívejte na každý řádek. Vyberte písmena, která se nikdy neopakují. Pokud to uděláte správně, budete moci pomocí těchto písmen vytvořit přísloví o pravidlech zacházení s ohněm.

DODATEČNĚ:

Tepelný účinek chemické reakce nebo změna entalpie systému v důsledku výskytu chemické reakce - množství tepla připisovaného změně chemické proměnné přijaté systémem, ve kterém proběhla chemická reakce a reakční produkty získaly teplotu reaktanty.

Aby tepelný efekt byl veličinou, která závisí pouze na povaze probíhající chemické reakce, musí být splněny následující podmínky:

• Reakce musí probíhat buď při konstantním objemu Q v (izochorický proces), nebo při konstantním tlaku Q p (izobarický proces).
• V systému se neprovádí žádné práce, kromě dilatačních prací, které jsou možné při P = konst.

Pokud se reakce provádí za standardních podmínek při T = 298,15 K = 25 °C a P = 1 atm = 101325 Pa = 766 mm Hg. sloupci se tepelný účinek nazývá standardní tepelný účinek reakce nebo standardní entalpie reakce Δ H rO. V termochemii se standardní reakční teplo vypočítává pomocí standardních entalpií tvorby.

Encyklopedický YouTube

• 1 / 5

  Standardním skupenským teplem se rozumí tepelný efekt reakce vzniku jednoho molu látky z jednoduchých látek a jejich složek, které jsou ve stabilních standardních stavech.

  Například standardní entalpie tvorby 1 molu metanu z uhlíku a vodíku se rovná tepelnému účinku reakce:

  C(tv) + 2H2 (g) = CH4 (g) + 74,9 kJ/mol.

  Standardní entalpie tvorby se značí Δ H fO. Zde index f znamená formaci a přeškrtnutý kruh, připomínající plimsolový disk, znamená, že hodnota se vztahuje ke standardnímu stavu hmoty. Jiné označení pro standardní entalpii se často nachází v literatuře - AH 298,15 0, kde 0 označuje tlak rovný jedné atmosféře (nebo poněkud přesněji standardní podmínky) a 298,15 je teplota. Někdy se index 0 používá pro související veličiny čistá látka, který stanoví, že je možné jím označovat standardní termodynamické veličiny pouze tehdy, když je jako standardní stav zvolena čistá látka. Jako standard lze například akceptovat i skupenství látky v extrémně zředěném roztoku. „Plimsoll disk“ v tomto případě znamená skutečný standardní stav hmoty, bez ohledu na jeho volbu.

  Entalpie tvorby jednoduchých látek se bere rovna nule a nulová hodnota entalpie tvorby se vztahuje ke stavu agregace, stabilní při T = 298 K. Například pro jód v krystalickém stavu Δ H I 2 (tv) 0 = 0 kJ/mol a pro kapalný jód Δ H I2(g)o = 22 kJ/mol. Jejich hlavní energetickou charakteristikou jsou entalpie tvorby jednoduchých látek za standardních podmínek.

  Tepelný účinek jakékoli reakce se zjistí jako rozdíl mezi součtem tepl tvorby všech produktů a součtem tepl tvorby všech reaktantů v dané reakci (důsledek Hessova zákona):

  Δ H reakce O = ΣΔ H f O (produkty) - ΣΔ H f O (činidla)

  Termochemické efekty lze začlenit do chemických reakcí. Chemické rovnice, které udávají množství uvolněného nebo absorbovaného tepla, se nazývají termochemické rovnice. Reakce doprovázené uvolňováním tepla do prostředí mají negativní tepelný účinek a nazývají se exotermické. Reakce doprovázené absorpcí tepla mají pozitivní tepelný účinek a nazývají se endotermické. Tepelný účinek se obvykle vztahuje na jeden mol zreagovaného výchozího materiálu, jehož stechiometrický koeficient je maximální.

  Teplotní závislost tepelného účinku (entalpie) reakce

  Pro výpočet teplotní závislosti entalpie reakce je nutné znát molární tepelné kapacity látek účastnících se reakce. Změna entalpie reakce s rostoucí teplotou z T 1 na T 2 se vypočítá podle Kirchhoffova zákona (předpokládá se, že v tomto teplotním rozsahu molární tepelné kapacity nezávisí na teplotě a nedochází k fázové přeměně):

  Δ H (T 2) = Δ H (T 1) + ∫ 1 2 Δ C p (T 1, T 2) d (T) (\displaystyle \Delta (H(T_(2)))=\Delta (H (T_(1)))+\int \limits _(1)^(2)(\Delta (C_(p))(T_(1)(,)T_(2))d(T)))

  Pokud v daném teplotním rozsahu nastanou fázové přeměny, pak je při výpočtu nutné vzít v úvahu tepla odpovídajících přeměn a také změnu teplotní závislosti tepelné kapacity látek, které prošly takovými přeměnami:

  Δ H (T 2) = Δ H (T 1) + ∫ 1 T f Δ C p (T 1, T f) d (T) + ∫ T f 2 Δ C p (T f, T 2) d (T ) (\displaystyle \Delta (H(T_(2)))=\Delta (H(T_(1)))+\int \limits _(1)^(T_(f))(\Delta (C_(p ))(T_(1)(,)T_(f))d(T))+\int \limits _(T_(f))^(2)(\Delta (C_(p))(T_(f) (,)T_(2))d(T)))

  kde ACp (Ti,Tf) je změna tepelné kapacity v teplotním rozsahu od Ti do teploty fázového přechodu; ACp (Tf,T2) je změna tepelné kapacity v teplotním rozsahu od teploty fázového přechodu ke konečné teplotě a Tf je teplota fázového přechodu.

  Standardní entalpie spalování - Δ H hor o, tepelný účinek spalovací reakce jednoho molu látky v kyslíku na vznik oxidů v nejvyšším oxidačním stupni. Předpokládá se, že spalné teplo nehořlavých látek je nulové.

  Standardní entalpie roztoku - Δ H roztok, tepelný efekt procesu rozpouštění 1 molu látky v nekonečně velkém množství rozpouštědla. Skládá se z tepla destrukce krystalové mřížky a tepla hydratace (nebo tepla solvatace u nevodných roztoků), které se uvolňuje v důsledku interakce molekul rozpouštědla s molekulami nebo ionty rozpuštěné látky za vzniku sloučenin variabilního složení - hydráty (solváty). Destrukce krystalové mřížky je obvykle endotermický proces - Δ H resh > 0 a iontová hydratace je exotermická, Δ H hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH resh a Δ H hydr entalpie rozpouštění může mít kladné i záporné hodnoty. Rozpouštění krystalického hydroxidu draselného je tedy doprovázeno uvolňováním tepla:

  Δ H rozpustit KOH o = A H rozhodnout + Δ H hydrK + o + Δ H hydroOH − o = −59 KJ/mol

  Pod entalpií hydratace - Δ H hydr, označuje teplo, které se uvolňuje, když 1 mol iontů přejde z vakua do roztoku.

  Standardní neutralizační entalpie - Δ H neutroentalpie reakce silných kyselin a zásad za vzniku 1 molu vody za standardních podmínek:

  Standardní entalpie neutralizace pro koncentrované roztoky silných elektrolytů závisí na koncentraci iontů v důsledku změny hodnoty ΔH hydratace ° iontů při zředění.

  Poznámky

  Literatura

  • Knorre D. G., Krylová L. F., Muzikantov V. S. Fyzikální chemie. - M.: Vyšší škola, 1990
  • Atkins P. Fyzikální chemie. - Moskva. : Svět, 1980