Efectul termic al unei reacții chimice. Ecuații termochimice

12.10.2019

Termochimia studiază efectele termice ale reacțiilor chimice. În multe cazuri, aceste reacții apar la volum constant sau presiune constantă. Din prima lege a termodinamicii rezultă că în aceste condiții căldura este o funcție de stare. La volum constant, căldura este egală cu modificarea energiei interne:

și la presiune constantă - modificarea entalpiei:

Aceste egalități, atunci când sunt aplicate reacțiilor chimice, constituie esența legea lui Hess:

Efectul termic al unei reacții chimice care are loc la presiune constantă sau volum constant nu depinde de calea reacției, ci este determinat doar de starea reactanților și a produselor de reacție.

Cu alte cuvinte, efectul termic al unei reacții chimice este egal cu modificarea funcției de stare.
În termochimie, spre deosebire de alte aplicații ale termodinamicii, căldura este considerată pozitivă dacă este eliberată în interior mediu inconjurator, adică Dacă H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H(care se numește pur și simplu „entalpia reacției”) sau U reactii.

Dacă reacția are loc în soluție sau în fază solidă, unde modificarea volumului este neglijabilă, atunci

H = U + (pV) U. (3.3)

Dacă gazele ideale participă la reacție, atunci la temperatură constantă

H = U + (pV) = U+n. RT, (3.4)

unde n este modificarea numărului de moli de gaze din reacție.

Pentru a facilita compararea entalpiilor diferitelor reacții, este utilizat conceptul de „stare standard”. Starea standard este starea unei substanțe pure la o presiune de 1 bar (= 10 5 Pa) și o temperatură dată.. Pentru gaze, aceasta este o stare ipotetică la o presiune de 1 bar, având proprietățile unui gaz infinit rarefiat. Entalpia de reacție între substanțe în stări standard la temperatură T, denota ( rînseamnă „reacție”). Ecuațiile termochimice indică nu numai formulele substanțelor, ci și stările lor agregate sau modificările cristaline.

Din legea lui Hess rezultă consecințe importante, care fac posibilă calcularea entalpiilor reacțiilor chimice.

Corolarul 1.

egală cu diferența dintre entalpiile standard de formare a produselor de reacție și reactivi (ținând cont de coeficienții stoichiometrici):

Entalpia standard (căldura) de formare a unei substanțe (fînseamnă „formare”) la o temperatură dată este entalpia reacției de formare a unui mol din această substanță din elemente, care sunt în starea standard cea mai stabilă. Conform acestei definiții, entalpia de formare a celor mai stabile substanțe simple în stare standard este 0 la orice temperatură. Entalpiile standard de formare a substanțelor la o temperatură de 298 K sunt date în cărțile de referință.

Conceptul de „entalpie de formare” este folosit nu numai pentru substanțele obișnuite, ci și pentru ionii în soluție. În acest caz, ionul H + este luat ca punct de referință, pentru care se presupune că entalpia standard de formare într-o soluție apoasă este zero:

Corolarul 2. Entalpia standard a unei reacții chimice

egală cu diferența dintre entalpiile de ardere ale reactanților și ale produșilor de reacție (ținând cont de coeficienții stoichiometrici):

(cînseamnă „combustie”). Entalpia (căldura) standard de ardere a unei substanțe este entalpia reacției de oxidare completă a unui mol de substanță. Această consecință este de obicei folosită pentru a calcula efectele termice ale reacțiilor organice.

Corolarul 3. Entalpia unei reacții chimice este egală cu diferența dintre energiile legăturilor chimice care se rup și ale celor formate.

Energia comunicarii A-B denumește energia necesară pentru a rupe o legătură și a separa particulele rezultate pe o distanță infinită:

AB (g) A (g) + B (g) .

Energia de comunicare este întotdeauna pozitivă.

Majoritatea datelor termochimice din cărțile de referință sunt date la o temperatură de 298 K. Pentru a calcula efectele termice la alte temperaturi, utilizați Ecuația lui Kirchhoff:

(forma diferențială) (3.7)

(forma integrală) (3.8)

Unde C p- diferenţa dintre capacităţile termice izobare ale produşilor de reacţie şi substanţele iniţiale. Dacă diferența T 2 - T 1 este mic, atunci poți accepta C p= const. Dacă există o diferență mare de temperatură, este necesar să folosiți dependența de temperatură C p(T) tip:

unde sunt coeficienții A, b, c etc. pentru substanțele individuale sunt preluate din cartea de referință, iar semnul indică diferența dintre produse și reactivi (ținând cont de coeficienți).

EXEMPLE

Exemplul 3-1. Entalpiile standard de formare a apei lichide și gazoase la 298 K sunt -285,8 și respectiv -241,8 kJ/mol. Calculați entalpia de vaporizare a apei la această temperatură.

Soluţie. Entalpiile de formare corespund următoarelor reacții:

H2 (g) + SO2 (g) = H20 (l), H 1 0 = -285.8;

H2 (g) + SO2 (g) = H20 (g), H 2 0 = -241.8.

A doua reacție poate fi efectuată în două etape: mai întâi, ardeți hidrogenul pentru a forma apă lichidă conform primei reacții și apoi evaporați apa:

H2O (l) = H2O (g), H 0 isp = ?

Apoi, conform legii lui Hess,

H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,

Unde H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.

Răspuns. 44,0 kJ/mol.

Exemplul 3-2. Calculați entalpia de reacție

6C (g) + 6H (g) = C6H6 (g)

a) prin entalpii de formare; b) prin energii de legare, în ipoteza că legăturile duble din molecula C 6 H 6 sunt fixe.

Soluţie. a) Entalpiile de formare (în kJ/mol) se găsesc în cartea de referință (de exemplu, P.W. Atkins, Physical Chemistry, ediția a 5-a, pp. C9-C15): f H 0 (C6H6 (g)) = 82,93, f H 0 (C (g)) = 716,68, f H 0 (H (g)) = 217,97. Entalpia reacției este:

r H 0 = 82,93 - 6.716,68 - 6.217,97 = -5525 kJ/mol.

b) În această reacție, legăturile chimice nu se rup, ci doar se formează. În aproximarea dublelor legături fixe, molecula C 6 H 6 conține 6 legături C-H, 3 legături C-C și 3 legături C=C. Energiile de legătură (în kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, ediția a 5-a, p. C7): E(C-H) = 412, E(C-C) = 348, E(C=C) = 612. Entalpia reacției este:

r H 0 = -(6.412 + 3.348 + 3.612) = -5352 kJ/mol.

Diferența cu rezultatul exact -5525 kJ/mol se datorează faptului că în molecula de benzen nu există legături simple C-C și legături duble C=C, dar există 6 legături aromatice C C.

Răspuns. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.

Exemplul 3-3. Folosind datele de referință, calculați entalpia reacției

3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)

Soluţie. Ecuația ionică abreviată pentru reacție este:

3Cu (s) + 8H + (aq) + 2NO3 - (aq) = 3Cu2+ (aq) + 2NO (g) + 4H20 (l).

Conform legii lui Hess, entalpia reacției este egală cu:

r H 0 = 4f H 0 (H20 (l)) + 2 f H 0 (NO (g)) + 3 f H 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 f H 0 (NO 3 - (aq))

(entalpiile de formare a cuprului și a ionului H + sunt egale, prin definiție, 0). Înlocuind valorile entalpiilor de formare (P.W.Atkins, Physical Chemistry, ediția a 5-a, pp. C9-C15), găsim:

r H 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ

(pe baza a trei moli de cupru).

Răspuns. -358,4 kJ.

Exemplul 3-4. Calculați entalpia de ardere a metanului la 1000 K, dacă este dată entalpia de formare la 298 K: f H 0 (CH4) = -17,9 kcal/mol, f H 0 (CO2) = -94,1 kcal/mol, f H 0 (H20 (g)) = -57,8 kcal/mol. Capacitățile termice ale gazelor (în cal/(mol. K)) în intervalul de la 298 la 1000 K sunt egale cu:

Cp (CH4) = 3,422 + 0,0178. T, C p(O2) = 6,095 + 0,0033. T,

Cp (C02) = 6,396 + 0,0102. T, C p(H20 (g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Soluţie. Entalpia reacției de ardere a metanului

CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)

la 298 K este egal cu:

94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.

Să găsim diferența de capacități termice în funcție de temperatură:

C p = C p(CO2) + 2 C p(H2O (g)) - C p(CH4) - 2 C p(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal/(mol K)).

Entalpia reacției la 1000 K este calculată folosind ecuația lui Kirchhoff:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 cal/mol.

Răspuns. -192,5 kcal/mol.

SARCINI

3-1. Câtă căldură este necesară pentru a transfera 500 g de Al (p.t. 658 o C, H 0 pl = 92,4 cal/g), luată la temperatura camerei, în stare topită, dacă C p(Al TV) = 0,183 + 1,096 10 -4 T cal/(g K)?

3-2. Entalpia standard a reacției CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) care apare într-un vas deschis la o temperatură de 1000 K este de 169 kJ/mol. Care este căldura acestei reacții, care are loc la aceeași temperatură, dar într-un vas închis?

3-3. Calculați energia internă standard de formare a benzenului lichid la 298 K dacă entalpia standard a formării acestuia este de 49,0 kJ/mol.

3-4. Calculați entalpia de formare a N 2 O 5 (g) la T= 298 K pe baza următoarelor date:

2NO(g) + O2 (g) = 2NO2 (g), H 1 0 = -114,2 kJ/mol,

4NO 2 (g) + O 2 (g) = 2N 2 O 5 (g), H 2 0 = -110,2 kJ/mol,

N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.

3-5. Entalpiile de ardere a -glucozei, -fructozei și zaharozei la 25 o C sunt egale cu -2802,
-2810 și respectiv -5644 kJ/mol. Calculați căldura de hidroliză a zaharozei.

3-6. Determinați entalpia de formare a diboranului B 2 H 6 (g) la T= 298 K din următoarele date:

B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) = B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), H 1 0 = -2035,6 kJ/mol,

2B(tv) + 3/2 O 2 (g) = B 2 O 3 (tv), H 2 0 = -1273,5 kJ/mol,

H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H20 (g), H 30 = -241,8 kJ/mol.

3-7. Calculați căldura de formare a sulfatului de zinc din substanțe simple la T= 298 K pe baza următoarelor date.

Orice reacție chimică este însoțită de eliberarea sau absorbția de energie sub formă de căldură.

Pe baza eliberării sau absorbției de căldură, se disting exotermicȘi endotermic reactii.

exotermic reacțiile sunt reacții în timpul cărora se eliberează căldură (+Q).

Reacțiile endoterme sunt reacții în care căldura este absorbită (-Q).

Efectul termic al reacției (Q) este cantitatea de căldură care este eliberată sau absorbită în timpul interacțiunii unei anumite cantități de reactivi inițiali.

O ecuație termochimică este o ecuație care specifică efectul termic al unei reacții chimice. Deci, de exemplu, ecuațiile termochimice sunt:

De asemenea, trebuie remarcat faptul că ecuațiile termochimice din obligatoriu ar trebui să includă informații despre stările agregate ale reactivilor și produselor, deoarece valoarea efectului termic depinde de aceasta.

Calcule ale efectului termic al reacției

Un exemplu de problemă tipică pentru a găsi efectul termic al unei reacții:

Când 45 g de glucoză reacţionează cu excesul de oxigen conform ecuaţiei

C 6 H 12 O 6 (solid) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q

S-au eliberat 700 kJ de căldură. Determinați efectul termic al reacției. (Scrieți numărul la cel mai apropiat număr întreg.)

Soluţie:

Să calculăm cantitatea de glucoză:

n(C6H12O6) = m(C6H12O6) / M(C6H12O6) = 45 g / 180 g/mol = 0,25 mol

Acestea. Când 0,25 mol de glucoză interacționează cu oxigenul, se eliberează 700 kJ de căldură. Din ecuația termochimică prezentată în condiție rezultă că interacțiunea a 1 mol de glucoză cu oxigenul produce o cantitate de căldură egală cu Q (efectul termic al reacției). Atunci următoarea proporție este corectă:

0,25 mol glucoză - 700 kJ

1 mol de glucoză - Q

Din această proporție rezultă ecuația corespunzătoare:

0,25 / 1 = 700 / Q

Rezolvând care, aflăm că:

Astfel, efectul termic al reacției este de 2800 kJ.

Calcule folosind ecuații termochimice

Mult mai des în Teme de examen de stat unificatîn termochimie, valoarea efectului termic este deja cunoscută, deoarece condiția dă ecuația termochimică completă.

În acest caz, este necesar să se calculeze fie cantitatea de căldură eliberată/absorbită cu o cantitate cunoscută de reactiv sau produs, fie, dimpotrivă, prin valoare cunoscută căldură, este necesar să se determine masa, volumul sau cantitatea unei substanțe a oricărui participant la reacție.

Exemplul 1

Conform ecuaţiei reacţiei termochimice

3Fe 3 O 4 (tv.) + 8Al (tv.) = 9Fe (tv.) + 4Al 2 O 3 (tv.) + 3330 kJ

S-au format 68 g de oxid de aluminiu. Câtă căldură s-a eliberat? (Scrieți numărul la cel mai apropiat număr întreg.)

Soluţie

Să calculăm cantitatea de substanță oxid de aluminiu:

n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 g / 102 g/mol = 0,667 mol

În conformitate cu ecuația termochimică a reacției, când se formează 4 moli de oxid de aluminiu, se eliberează 3330 kJ. În cazul nostru, se formează 0,6667 mol de oxid de aluminiu. După ce am notat cantitatea de căldură eliberată în acest caz cu x kJ, creăm proporția:

4 mol Al203 - 3330 kJ

0,667 mol Al203-x kJ

Această proporție corespunde ecuației:

4 / 0,6667 = 3330 / x

Rezolvând care, aflăm că x = 555 kJ

Acestea. când se formează 68 g de oxid de aluminiu în conformitate cu ecuația termochimică din condiție, se eliberează 555 kJ de căldură.

Exemplul 2

Ca rezultat al unei reacții a cărei ecuație termochimică

4FeS 2 (tv.) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (tv.) + 3310 kJ

S-a eliberat 1655 kJ de căldură. Determinați volumul (l) de dioxid de sulf eliberat (nr.). (Scrieți numărul la cel mai apropiat număr întreg.)

Soluţie

În conformitate cu ecuația termochimică a reacției, atunci când se formează 8 moli de SO2, se eliberează 3310 kJ de căldură. În cazul nostru, s-au eliberat 1655 kJ de căldură. Fie cantitatea de SO2 formată în acest caz x mol. Atunci următoarea proporție este corectă:

8 mol S02 - 3310 kJ

x mol S02 - 1655 kJ

Din care rezultă ecuația:

8 / x = 3310 / 1655

Rezolvând care, aflăm că:

Astfel, cantitatea de substanță SO2 formată în acest caz este de 4 moli. Prin urmare, volumul său este egal cu:

V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 l/mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(rotunjit la numere întregi, deoarece acest lucru este necesar în condiție.)

Pot fi găsite probleme mai analizate cu privire la efectul termic al unei reacții chimice.

Sarcina nr.6

Calculați capacitatea termică medie a substanței prezentate în tabel. 6, în intervalul de temperatură de la 298 la T LA.

Tabelul 6

	Substanţă			Substanţă

Soluţie:

Să luăm în considerare calculul capacității termice medii a amoniacului în intervalul de temperatură de la 298 la 800 LA.

Capacitate termica este raportul dintre cantitatea de căldură absorbită de un corp atunci când este încălzit și creșterea temperaturii care însoțește încălzirea. Pentru o substanță individuală există specific(un kilogram) și molar(un mol) capacitate termică.

Capacitate de căldură adevărată

, (21)

Unde δ Q - o cantitate infinitezimală de căldură necesară pentru a crește temperatura corpului cu o cantitate infinitezimală dT .

Capacitate termica medie este raportul dintre cantitatea de căldură Q la o creștere a temperaturii ∆ T = T 2 – T 1 ,

Deoarece căldura nu este o funcție de stare și depinde de calea procesului, este necesar să se indice condițiile pentru procesul de încălzire. În procesele izocorice și izobare pentru o modificare infinitezimală δ Q V = dU Și δ Q p = dH, De aceea

Și
. (22)

Legătura între adevărat izocoric(CU V) Și izobaric (C p) capacitati termice substanțele și lor in medie izocoric
și izobar
capacitati termiceîn intervalul de temperatură de la T 1 inainte de T 2 exprimat prin ecuațiile (23) și (24):

; (23)

. (24)

Dependența capacității reale de căldură de temperatură este exprimată prin următoarele ecuații empirice:

; (Pentru substante anorganice) (25)

. (pentru substanțe organice) (26)

Să folosim un director de cantități fizice și chimice. Să scriem coeficienții (a, b, c) ai ecuației pentru dependența capacității termice izobare a amoniacului de temperatură:

Tabelul 7

Substanţă
Substanţă	b·10 3	c / ·10 –5

Să scriem ecuația pentru dependența capacității reale de căldură a amoniacului de temperatură:

Să înlocuim această ecuație în formula (24) și să calculăm capacitatea termică medie a amoniacului:

= 1/(800-298)
=

0,002 = 43,5 J/mol K.

Problema nr. 7

Pentru reacția chimică dată în tabel. 2, reprezentați grafic dependențele sumei capacităților termice ale produselor de reacție de temperatură
si suma capacitatilor termice ale substantelor de pornire in functie de temperatura
. Ecuații de dependență
ia-l din cartea de referință. Calculați modificarea capacității termice în timpul unei reacții chimice (
) la temperaturi de 298 K, 400 K și T K (Tabelul 6).

Soluţie:

Să calculăm modificarea capacității termice la temperaturi de 298 K, 400 K și 600 K folosind exemplul reacției de sinteză a amoniacului:

Să notăm coeficienții (a, b, c, c/) 1 ai ecuațiilor pentru dependența capacității termice reale a amoniacului de temperatură pentru materiile prime și produșii de reacție, ținând cont de coeficienții stoichiometrici . Să calculăm suma coeficienților. De exemplu, suma coeficienților A pentru substanțele inițiale este egală cu

= 27,88 + 3·27,28 = 109,72.

Suma cotelor A pentru produșii de reacție este egal cu

= 2·29,8 = 59,6.

=
=59,6 – 109,72 = –50,12.

Tabelul 8

Substanţă	b·10 3	c / ·10 – 5	s·10 6
original substante
original substante
( , , )

( , , )
, ,

Astfel, ecuația dependenței

pentru produsele de reacție are următoarea formă:

= 59,60 + 50,96·10 –3 T – 3,34·10 5 /T 2.

Pentru a reprezenta grafic dependența sumei capacității termice a produselor de reacție de temperatură
Să calculăm suma capacităților termice la mai multe temperaturi:

La T = 298 K

= 59,60 + 50,96 10 –3 298 – 3,34 10 5 /298 2 = 71,03 J/K;

La T = 400 K
= 77,89 J/K;

La T = 600 K
= 89,25 J/K.

Ecuația dependenței
pentru substanțele inițiale are forma:

= 109,72 + 14,05·10 –3 T + 1,50·10 -5 /T 2 .

Calculăm la fel
substanțe de pornire la mai multe temperaturi:

La T=298 K

=109,72 + 14,05 10 –3 298 + 1,50 10 5 /298 2 =115,60 J/K;

La T = 400 K
= 116,28 J/K;

La T = 600 K
= 118,57 J/K.

Apoi, calculăm modificarea capacității de căldură izobară
în timpul unei reacții la mai multe temperaturi:

= –50,12 + 36,91 10 –3 T – 4,84 10 5 /T 2,

= –44,57 J/K;

= –38,39 J/K;

= –29,32 J/K.

Folosind valorile calculate, construim grafice ale dependențelor sumei capacităților termice ale produselor de reacție și a sumei capacităților termice ale substanțelor inițiale de temperatură.

Figura 2. Dependența capacităților termice totale ale substanțelor inițiale și a produselor de reacție de temperatură pentru reacția de sinteză a amoniacului

În acest interval de temperatură, capacitatea termică totală a substanțelor inițiale este mai mare decât capacitatea termică totală a produselor, prin urmare,
pe întregul interval de temperatură de la 298 K până la 600 K.

Problema nr. 8

Calculați efectul termic al reacției prezentate în tabel. 2, la temperatură T K (Tabelul 6).

Soluţie:

Să calculăm efectul termic al reacției de sinteză a amoniacului la o temperatură de 800°C LA.

Dependența efectului termic
descrie reacțiile de la temperatură legea lui Kirchhoff

, (27)

Unde
- modificarea capacităţii termice a sistemului în timpul reacţiei. Să analizăm ecuația:

1) Dacă
> 0, adică suma capacităților termice ale produselor de reacție este mai mare decât suma capacităților termice ale substanțelor inițiale, atunci > 0,. dependenta
crescând, iar odată cu creșterea temperaturii efectul termic crește.

2) Dacă
< 0, то< 0, т.е. зависимость убывающая, и с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

3) Dacă
= 0, atunci = 0, efectul termic nu depinde de temperatură.

În formă integrală, ecuația Kirchhoff are următoarea formă:

. (28)

a) dacă capacitatea termică nu se modifică în timpul procesului, adică suma capacităților termice ale produselor de reacție este egală cu suma capacităților termice ale substanțelor inițiale (
), atunci efectul termic nu depinde de temperatură

= const.

b) pentru calcul aproximativ putem neglija dependența capacităților termice de temperatură și putem folosi valorile capacităților termice medii ale participanților la reacție (
). În acest caz, calculul se face folosind formula

c) pentru calcul precis sunt necesare date despre dependența capacității termice a tuturor participanților la reacție de temperatură
. În acest caz, efectul termic este calculat folosind formula

(30)

Notăm datele de referință (Tabelul 9) și calculăm modificările valorilor corespunzătoare pentru fiecare coloană prin analogie cu sarcina nr. 7). Folosim datele obținute pentru a calcula:

Aproximativ:

= –91880 + (–31,88)(800 – 298) = –107883,8 J = – 107,88 kJ.

= –91880 + (–50,12)(800 – 298) + 1/2·36,91·10 -3 (800 2 – 298 2) +

– (–4,84·10 5)(1/800 – 1/298) = – 107815 J = – 107,82 kJ.

Pentru reacția de sinteză a amoniacului, modificarea capacității termice în timpul reacției
< 0 (см. задачу №7). Следовательно< 0, с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

Tabelul 9

	Substanţă	Suma pentru produsele de reacție	Cantitatea de substanțe inițiale	Schimbarea în timpul reacției
		Suma pentru produsele de reacție	Cantitatea de substanțe inițiale	Schimbarea în timpul reacției
,		=	=	=
, J/(mol K)		=	=	=
		=	=	=
		=	=	=
		=	= 1,5	=
		= 0	= 0	= 0

Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:

Cum diferă ecuațiile reacțiilor chimice obișnuite de ecuațiile lor termochimice?
Ce factori determină viteza reacțiilor chimice?
Cum diferă echilibrul adevărat (chimic) de echilibrul aparent?
În ce direcție se schimbă echilibrul când se schimbă condițiile externe?
Care este mecanismul catalizei omogene și eterogene.
Ce sunt inhibitorii și promotorii.

Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:

Calculați efectele termice ale reacțiilor chimice folosind entalpiile de formare a substanțelor.
Efectuați calcule folosind expresia matematică a principiului van't Hoff.
Determinați direcția deplasării în echilibrul chimic atunci când temperatura și presiunea se modifică.

Întrebări de studiu:

6.1. Energia proceselor chimice

6.1.1. Energie internă și entalpie

În orice proces se respectă legea conservării energiei:

Q = Δ U + A.

Această egalitate înseamnă că, dacă căldura Q este furnizată sistemului, atunci aceasta este cheltuită pentru a schimba energia internă Δ U și pentru a face munca A.

Energie interna sistemul este rezerva sa totală, incluzând energia mișcării de translație și rotație a moleculelor, energia de mișcare a electronilor din atomi, energia de interacțiune a nucleelor cu electroni, nuclee cu nuclee etc., i.e. toate tipurile de energie cu excepţia cinetică şi energie potențială sisteme ca un întreg.

Munca efectuată de sistem în timpul trecerii de la starea 1, caracterizată prin volumul V 1, la starea 2 (volumul V 2) la presiune constantă (lucrare de expansiune) este egală cu:

A = p(V 2 - V 1).

La presiune constantă (p=const), ținând cont de expresia pentru lucrul de dilatare, legea conservării energiei se va scrie astfel:

Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).

Se numește suma energiei interne a unui sistem și produsul dintre volumul și presiunea acestuia entalpie N:

Deoarece valoare exacta energia internă a sistemului este necunoscută, de asemenea, valorile absolute ale entalpiilor nu pot fi obținute. Ele au și semnificație științifică uz practic găsiți modificările de entalpie ΔH.

Energia internă U și entalpia H sunt funcții de stat sisteme. Funcțiile de stare sunt acele caracteristici ale sistemului, modificări în care sunt determinate doar de starea finală și inițială a sistemului, adică. nu depind de calea procesului.

6.1.2. Procese exo- și endoterme

Apariția reacțiilor chimice este însoțită de absorbția sau degajarea de căldură. exotermic numită reacție care are loc odată cu eliberarea de căldură în mediu și endotermic– cu absorbția căldurii din mediu.

Multe procese din industrie și practica de laborator au loc la presiune și temperatură constante (T=const, p=const). Caracteristica energetică a acestor procese este modificarea entalpiei:

Q P = -Δ N.

Pentru procesele care au loc la volum și temperatură constantă (T=const, V=const) Q V =-Δ U.

Pentru reacțiile exoterme ΔH< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. De exemplu,

N2 (g) + S02 (g) = N20 (g); ΔН 298 = +82 kJ,

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g); ΔН 298 = -802 kJ.

Ecuațiile chimice, care indică în plus efectul termic al reacției (valoarea DH a procesului), precum și starea de agregare a substanțelor și temperatură, se numesc termochimic ecuații.

În ecuațiile termochimice se notează starea de fază și modificările alotropice ale reactanților și substanțelor rezultate: g - gazos, g - lichid, j - cristalin; S (diamant), S (monoclu), C (grafit), C (diamant), etc.

6.1.3. Termochimie; legea lui Hess

Studiază fenomenele energetice care însoțesc procesele fizice și chimice termochimie. Legea de bază a termochimiei este legea formulată de omul de știință rus G.I. Hess în 1840.

Legea lui Hess: modificarea entalpiei unui proces depinde de tipul și starea materiilor prime și a produselor de reacție, dar nu depinde de traseul procesului.

Prin revizuire efecte termochimice Adesea, în locul conceptului de „modificare a entalpiei unui proces”, este folosită expresia „entalpia unui proces”, adică prin acest concept valoarea Δ H. Este incorect să folosiți conceptul „efectul termic al unui proces”. ” la formularea legii lui Hess, întrucât valoarea Q în cazul general nu este o funcție de stare. După cum sa menționat mai sus, numai la presiune constantă Q P = -Δ N (la volum constant Q V = -Δ U).

Astfel, formarea PCl 5 poate fi considerată ca rezultat al interacțiunii unor substanțe simple:

P (k, alb) + 5/2CI2 (g) = PC15 (k); ΔH 1,

sau ca urmare a unui proces care are loc în mai multe etape:

P (k, alb) + 3/2CI2 (g) = PCl3 (g); ΔH2,

PC13(g) + CI2(g) = PC15(k); ΔH3,

sau in total:

P (k, alb) + 5/2CI2 (g) = PC15 (k); Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Entalpiile de formare a substanțelor

Entalpia de formare este entalpia procesului de formare a unei substanțe într-o stare dată de agregare din substanțe simple care se află în modificări stabile. Entalpia de formare a sulfatului de sodiu, de exemplu, este entalpia reacției:

2Na (k) + S (romb) + 2O2 (g) = Na2SO4 (k).

Entalpia de formare a substanțelor simple este zero.

Deoarece efectul termic al unei reacții depinde de starea substanțelor, temperatură și presiune, atunci când se efectuează calcule termochimice a fost de acord să utilizeze entalpii standard de formare– entalpia de formare a substanţelor situate la o temperatură dată în stare standard. Starea reală a substanței la o temperatură și presiune date de 101,325 kPa (1 atm) este luată ca stare standard pentru substanțele în stare condensată. Cărțile de referință oferă de obicei entalpii standard de formare a substanțelor la o temperatură de 25 o C (298 K), referitor la 1 mol de substanță (Δ H f o 298). Entalpiile standard de formare a unor substanțe la T = 298 K sunt date în tabel. 6.1.

Tabelul 6.1.

Entalpii standard de formare (Δ H f o 298) ale unor substanțe

Substanţă	Δ Н f o 298, kJ/mol	Substanţă	Δ Н f o 298, kJ/mol

Entalpiile standard de formare a majorității substanțelor complexe sunt valori negative. Pentru un număr mic de substanțe instabile, Δ Н f o 298 > 0. Astfel de substanțe includ, în special, oxidul de azot (II) și oxidul de azot (IV), Tabelul 6.1.

6.1.5. Calculul efectelor termice ale reacțiilor chimice

Pentru a calcula entalpiile proceselor se folosește un corolar din legea lui Hess: entalpia unei reacții este egală cu suma entalpiilor de formare a produselor de reacție minus suma entalpiilor de formare a substanțelor inițiale, ținând cont coeficienți stoichiometrici.

Să calculăm entalpia de descompunere a carbonatului de calciu. Procesul este descris de următoarea ecuație:

CaC03 (k) = CaO (k) + C02 (g).

Entalpia acestei reacții va fi egală cu suma entalpiilor de formare a oxidului de calciu și dioxid de carbon minus entalpia de formare a carbonatului de calciu:

AH0298 = AHf0298 (CaO(k)) + AHf0298 (C02(g)) - AHf0298 (CaC03(k)).

Folosind datele din Tabelul 6.1. primim:

Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.

Din datele obţinute rezultă că reacţia luată în considerare este endotermă, adică. procedează cu absorbția căldurii.

CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)

Însoțită de eliberarea de căldură. Entalpia sa va fi egală

Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.

6.2. Viteza reacțiilor chimice

6.2.1. Conceptul vitezei de reacție

Ramura chimiei care se ocupă cu viteza și mecanismele reacțiilor chimice se numește cinetica chimică. Unul dintre conceptele cheie în cinetica chimică este viteza unei reacții chimice.

Viteza unei reacții chimice este determinată de modificarea concentrației de reactanți pe unitatea de timp cu un volum constant al sistemului.

Sa luam in considerare următorul proces:

Fie la un moment dat în timp t 1 concentrația substanței A să fie egală cu valoarea c 1 , iar în momentul t 2 – cu valoarea c 2 . Pe perioada de timp de la t 1 la t 2, modificarea concentrației va fi Δ c = c 2 – c 1. Viteza medie de reacție este:

Semnul minus este plasat deoarece pe măsură ce reacția se desfășoară (Δ t> 0) concentrația substanței scade (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Viteza unei reacții chimice depinde de natura reactanților și de condițiile de reacție: concentrație, temperatură, prezența unui catalizator, presiune (pentru reacțiile gazoase) și alți factori. În special, pe măsură ce zona de contact a substanțelor crește, viteza de reacție crește. Viteza de reacție crește de asemenea odată cu creșterea vitezei de amestecare a reactanților.

Valoarea numerică a vitezei de reacție depinde și de ce componentă este calculată viteza de reacție. De exemplu, viteza procesului

H2 + I2 = 2HI,

calculată din modificarea concentrației de HI este de două ori viteza de reacție calculată din modificarea concentrației reactivilor H2 sau I2.

6.2.2. Dependența vitezei de reacție de concentrație; ordinea și molecularitatea reacției

Legea de bază a cineticii chimice este lege mase active – stabilește dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților.

Viteza de reacție este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților. Pentru reacția scrisă în vedere generala Cum

aA + bB = cC + dD,

Dependența vitezei de reacție de concentrație are forma:

v = k [A] α [B] β .

În această ecuație cinetică, k este coeficientul de proporționalitate, numit constantă de viteză; [A] și [B] sunt concentrațiile substanțelor A și B. Constanta vitezei de reacție k depinde de natura reactanților și de temperatură, dar nu depinde de concentrațiile acestora. Coeficienții α și β se găsesc din datele experimentale.

Suma exponenților din ecuațiile cinetice se numește total în ordine reactii. Există, de asemenea, o anumită ordine de reacție pentru unul dintre componente. De exemplu, pentru reacție

H2 + C12 = 2HCI

Ecuația cinetică arată astfel:

v = k 1/2,

acestea. ordinea generală este 1,5 și ordinele de reacție pentru componentele H2 și C12 sunt 1 și, respectiv, 0,5.

Molecularitatea reacția este determinată de numărul de particule a căror ciocnire simultană realizează un act elementar de interacțiune chimică. Act elementar (etapa elementară)– un singur act de interacțiune sau transformare a particulelor (molecule, ioni, radicali) în alte particule. Pentru reacțiile elementare, molecularitatea și ordinea reacției sunt aceleași. Dacă procesul este în mai multe etape și, prin urmare, scrierea ecuației reacției nu dezvăluie mecanismul procesului, ordinea reacției nu coincide cu molecularitatea acesteia.

Reacțiile chimice sunt împărțite în simple (în o singură etapă) și complexe, care au loc în mai multe etape.

Reacție monomoleculară este o reacție în care actul elementar este o transformare chimică a unei molecule. De exemplu:

CH3CHO (g) = CH4 (g) + CO (g).

Reacție bimoleculară– o reacție în care actul elementar are loc atunci când două particule se ciocnesc. De exemplu:

H2(g) + I2(g) = 2HI (g).

Reacția trimoleculară- o reacție simplă, al cărei act elementar are loc în timpul ciocnirii simultane a trei molecule. De exemplu:

2NO (g) + O2 (g) = 2 NO2 (g).

S-a stabilit că ciocnirea simultană a mai mult de trei molecule, ducând la formarea produselor de reacție, este practic imposibilă.

Legea acțiunii masei nu se aplică reacțiilor care implică solide, deoarece concentrațiile acestora sunt constante și reacționează numai la suprafață. Viteza unor astfel de reacții depinde de dimensiunea suprafeței de contact dintre substanțele care reacţionează.

6.2.3. Dependența vitezei de reacție de temperatură

Viteza reacțiilor chimice crește odată cu creșterea temperaturii. Această creștere este cauzată de o creștere a energiei cinetice a moleculelor. În 1884, chimistul olandez Van't Hoff a formulat regula: Cu fiecare creștere de 10 grade a temperaturii, viteza reacțiilor chimice crește de 2-4 ori.

Regula lui Van't Hoff este scrisă astfel:

unde Vt1 şi Vt2 sunt vitezele de reacţie la temperaturile t1 şi t2; γ este coeficientul de temperatură al vitezei, egal cu 2 - 4.

Regula lui Van't Hoff este folosită pentru a aproxima efectul temperaturii asupra vitezei de reacție. O ecuație mai precisă care descrie dependența constantei vitezei de reacție de temperatură a fost propusă în 1889 de omul de știință suedez S. Arrhenius:

În ecuația lui Arrhenius, A este o constantă, E este energia de activare (J/mol); T – temperatura, K.

Potrivit lui Arrhenius, nu toate ciocnirile de molecule duc la transformări chimice. Doar moleculele cu o oarecare energie în exces sunt capabile să reacționeze. Acest exces de energie pe care trebuie să o aibă particulele care se ciocnesc pentru a avea loc o reacție între ele se numește energie activatoare.

6.3. Conceptul de cataliză și catalizatori

Un catalizator este o substanță care modifică viteza unei reacții chimice, dar rămâne neschimbată din punct de vedere chimic după ce reacția este completă.

Unii catalizatori accelerează reacția, alții, numit inhibitori, încetiniți progresul. De exemplu, adăugarea unei cantități mici de MnO2 la peroxidul de hidrogen H2O2 ca catalizator determină descompunerea rapidă:

2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

În prezenţa unor cantităţi mici de acid sulfuric se observă o scădere a vitezei de descompunere a H 2 O 2. În această reacție, acidul sulfuric acționează ca un inhibitor.

În funcție de faptul că catalizatorul se află în aceeași fază cu reactanții sau formează o fază independentă, se disting omogenȘi cataliză eterogenă.

Cataliza omogenă

În cazul catalizei omogene, reactanții și catalizatorul sunt în aceeași fază, de exemplu, gazoase. Mecanismul de acțiune al catalizatorului se bazează pe faptul că acesta interacționează cu substanțele care reacţionează pentru a forma compuși intermediari.

Să luăm în considerare mecanismul de acțiune al catalizatorului. În absența unui catalizator, reacția

Se derulează foarte încet. Catalizatorul formează un produs intermediar reactiv cu substanțele inițiale (de exemplu, cu substanța B):

care reacționează energic cu o altă materie primă pentru a forma produsul final de reacție:

VK + A = AB + K.

Cataliza omogenă are loc, de exemplu, în procesul de oxidare a oxidului de sulf(IV) în oxid de sulf(VI), care are loc în prezența oxizilor de azot.

Reacție omogenă

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

in absenta unui catalizator merge foarte incet. Dar când se introduce un catalizator (NO), se formează un compus intermediar (NO2):

O 2 + 2 NO = 2 NO 2,

care oxidează ușor SO 2:

NU 2 + SO 2 = SO 3 + NR.

Energia de activare a acestui din urmă proces este foarte scăzută, astfel încât reacția se desfășoară cu o viteză mare. Astfel, efectul catalizatorilor este redus la reducerea energiei de activare a reacției.

Cataliza eterogenă

În cataliza heterogenă, catalizatorul și reactanții sunt în diferite faze. Catalizatorul este de obicei în stare solidă, iar reactanții sunt în stare lichidă sau gazoasă. În cataliza eterogenă, accelerarea procesului este de obicei asociată cu efectul catalitic al suprafeței catalizatorului.

Catalizatorii se disting prin selectivitatea lor de acțiune. Deci, de exemplu, în prezența unui catalizator de oxid de aluminiu Al 2 O 3 la 300 o C, se obțin apă și etilenă din alcool etilic:

C2H5OH – (Al2O3) C2H4 + H2O.

La aceeași temperatură, dar în prezența cuprului Cu ca catalizator, are loc dehidrogenarea alcoolului etilic:

C2H5OH – (Cu) CH3CHO + H2.

Cantități mici din unele substanțe reduc sau chiar distrug complet activitatea catalizatorilor (otrăvirea catalizatorului). Astfel de substanțe sunt numite otravuri catalitice. De exemplu, oxigenul provoacă otrăvirea reversibilă a catalizatorului de fier în timpul sintezei NH3. Activitatea catalizatorului poate fi restabilită prin trecerea unui amestec proaspăt de azot și hidrogen purificat din oxigen. Sulful provoacă otrăvirea ireversibilă a catalizatorului în timpul sintezei NH3. Activitatea sa nu poate fi restabilită prin trecerea unui amestec proaspăt de N2+H2.

Substanțele care sporesc acțiunea catalizatorilor de reacție sunt numite promotori, sau activatori(catalizatorii de platină sunt promovați, de exemplu, prin adăugarea de fier sau aluminiu).

Mecanismul catalizei eterogene este mai complex. Teoria de adsorbție a catalizei este folosită pentru a o explica. Suprafața catalizatorului este eterogenă, așa că există așa-numiți centri activi pe ea. Adsorbția substanțelor care reacţionează are loc la centrii activi. Ultimul proces apropie moleculele care reacţionează şi le măreşte activitatea chimică, deoarece legăturile dintre atomi din moleculele adsorbite sunt slăbite, iar distanţa dintre atomi creşte.

Pe de altă parte, se crede că efectul de accelerare al catalizatorului în cataliză eterogenă se datorează faptului că reactanții formează compuși intermediari (ca și în cazul catalizei omogene), ceea ce duce la o scădere a energiei de activare.

6.4. Echilibru chimic

Reacții ireversibile și reversibile

Reacțiile care au loc într-o singură direcție și se termină cu conversia completă a substanțelor inițiale în substanțe finale se numesc ireversibile.

ireversibilă, adică procedând la finalizare sunt reacţii în care

Reacțiile chimice care pot merge în direcții opuse se numesc reversibile. Reacțiile reversibile tipice sunt sinteza amoniacului și oxidarea oxidului de sulf(IV) în oxid de sulf(VI):

N2 + 3H22NH3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Când scrieți ecuații pentru reacții reversibile, în loc de semnul egal, utilizați două săgeți îndreptate în direcții opuse.

În reacțiile reversibile, viteza reacției directe în momentul inițial de timp are o valoare maximă, care scade pe măsură ce concentrația reactivilor inițiali scade. Dimpotrivă, reacția inversă are inițial o viteză minimă, crescând pe măsură ce crește concentrația de produse. Ca urmare, vine un moment în care vitezele reacțiilor directe și inverse devin egale și echilibrul chimic este stabilit în sistem.

Echilibru chimic

Starea unui sistem de substanțe care reacţionează în care viteza reacției directe devine egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic.

Echilibrul chimic se mai numește și echilibru adevărat. Pe lângă egalitatea ratelor reacțiilor directe și inverse, adevăratul echilibru (chimic) este caracterizat de următoarele semne:

invariabilitatea stării sistemului este cauzată de apariția reacțiilor directe și inverse, adică starea de echilibru este dinamică;

starea sistemului rămâne neschimbată în timp dacă sistemul nu este afectat influență externă;

orice influență externă determină o schimbare a echilibrului sistemului; totuși, dacă influența externă este eliminată, sistemul revine la starea inițială;

starea sistemului este aceeași indiferent de partea din care sistemul se apropie de echilibru - din partea substanțelor inițiale sau din partea produselor de reacție.

Ar trebui să se deosebească de adevărat echilibru aparent. De exemplu, un amestec de oxigen și hidrogen într-un vas închis la temperatura camerei poate fi păstrat pentru o perioadă nedefinită de timp. Totuși, inițierea reacției (descărcare electrică, iradierea ultravioletă, creșterea temperaturii) determină reacția ireversibilă de formare a apei.

6.5. Principiul lui Le Chatelier

Se determină influenţa modificărilor condiţiilor externe asupra poziţiei de echilibru Principiul lui Le Châtel e (Franța, 1884): dacă se aplică vreo influență externă unui sistem aflat în stare de echilibru, atunci echilibrul din sistem se va deplasa spre slăbirea acestei influențe.

Principiul lui Le Chatelier se aplică nu numai proceselor chimice, ci și celor fizice, precum fierberea, cristalizarea, dizolvarea etc.

Să luăm în considerare influența diferiților factori asupra echilibrului chimic folosind exemplul reacției de sinteză a amoniacului:

N2 + 3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Efectul concentrației asupra echilibrului chimic.

În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, o creștere a concentrației de substanțe inițiale deplasează echilibrul către formarea produșilor de reacție. O creștere a concentrației produșilor de reacție deplasează echilibrul către formarea substanțelor inițiale.

În procesul de sinteză a amoniacului discutat mai sus, introducerea unor cantități suplimentare de N 2 sau H 2 în sistemul de echilibru determină o deplasare a echilibrului în direcția în care concentrația acestor substanțe scade; prin urmare, echilibrul se deplasează spre formare. de NH3. O creștere a concentrației de amoniac schimbă echilibrul către substanțele de bază.

Prin urmare, catalizatorul accelerează atât reacțiile directe, cât și cele inverse în mod egal introducerea unui catalizator nu afectează echilibrul chimic.

Efectul temperaturii asupra echilibrului chimic

Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă, iar pe măsură ce temperatura scade, spre reacția exotermă.

Gradul de deplasare a echilibrului este determinat de valoarea absolută a efectului termic: cu cât valoarea ΔH a reacției este mai mare, cu atât influența temperaturii este mai mare.

În reacția de sinteză a amoniacului luată în considerare, o creștere a temperaturii va deplasa echilibrul către substanțele inițiale.

Efectul presiunii asupra echilibrului chimic

Modificările de presiune afectează echilibrul chimic care implică substanțe gazoase. Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a presiunii deplasează echilibrul spre reacția care are loc cu o scădere a volumului substanțelor gazoase, iar o scădere a presiunii deplasează echilibrul în sens invers. Reacția sintezei amoniacului are loc cu o scădere a volumului sistemului (există patru volume în partea stângă a ecuației, două în dreapta). Prin urmare, o creștere a presiunii schimbă echilibrul către formarea amoniacului. O scădere a presiunii va schimba echilibrul la reversul. Dacă în ecuația unei reacții reversibile numărul de molecule de substanțe gazoase din partea dreaptă și stângă este egal (reacția se desfășoară fără modificarea volumului substanțelor gazoase), atunci presiunea nu afectează poziția de echilibru în acest sistem.

Exercițiu 81.
Calculați cantitatea de căldură care va fi eliberată în timpul reducerii Fe 2 O 3 aluminiu metalic dacă s-au obţinut 335,1 g fier. Răspuns: 2543,1 kJ.
Soluţie:
Ecuația reacției:

= (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) = -1669,8 -(-822,1) = -847,7 kJ

Calculul cantității de căldură care este eliberată atunci când se primesc 335,1 g de fier se face din proporția:

(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,

unde 55,85 masă atomică glandă.

Răspuns: 2543,1 kJ.

Efectul termic al reacției

Sarcina 82.
Alcoolul etilic gazos C2H5OH poate fi obținut prin interacțiunea etilenei C 2 H 4 (g) și vaporii de apă. Scrieți ecuația termochimică pentru această reacție, după ce i-am calculat mai întâi efectul termic. Răspuns: -45,76 kJ.
Soluţie:
Ecuația reacției este:

C2H4 (g) + H20 (g) = C2H5OH (g); = ?

Valorile căldurilor standard de formare a substanțelor sunt date în mese speciale. Având în vedere că căldura de formare a substanțelor simple se presupune în mod convențional a fi zero. Să calculăm efectul termic al reacției folosind o consecință a legii lui Hess, obținem:

= (C 2 H 5 OH) – [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] =
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ

Ecuații de reacție în care despre simboluri compuși chimici sunt indicate stările lor de agregare sau modificare cristalină, precum şi valoare numerica efectele termice se numesc termochimice. În ecuațiile termochimice, dacă nu este specificat în mod specific, valorile efectelor termice la presiune constantă Q p sunt indicate egale cu modificarea entalpiei sistemului. Valoarea este de obicei dată în partea dreaptă a ecuației, separată prin virgulă sau punct și virgulă. Sunt acceptate următoarele denumiri abreviate pentru starea de agregare a unei substanțe: G- gazos, și- lichid, La

Dacă căldura este eliberată ca urmare a unei reacții, atunci< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

C2H4 (g) + H20 (g) = C2H5OH (g); = - 45,76 kJ.

Răspuns:- 45,76 kJ.

Sarcina 83.
Calculați efectul termic al reacției de reducere a oxidului de fier (II) cu hidrogenul pe baza următoarelor ecuații termochimice:

a) EO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/202 (g) = CO2 (g); = -283,0 kJ;
c) H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ.
Răspuns: +27,99 kJ.

Soluţie:
Ecuația de reacție pentru reducerea oxidului de fier (II) cu hidrogen are forma:

EeO (k) + H2 (g) = Fe (k) + H20 (g); = ?

= (H2O) – [ (FeO)

Căldura de formare a apei este dată de ecuație

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ,

iar căldura de formare a oxidului de fier (II) poate fi calculată scăzând ecuația (a) din ecuația (b).

=(c) - (b) - (a) = -241,83 – [-283,o – (-13,18)] = +27,99 kJ.

Răspuns:+27,99 kJ.

Sarcina 84.
Când hidrogenul sulfurat gazos și dioxidul de carbon interacționează, se formează vapori de apă și disulfură de carbon CS 2 (g). Scrieți ecuația termochimică pentru această reacție și calculați mai întâi efectul ei termic. Răspuns: +65,43 kJ.
Soluţie:
G- gazos, și- lichid, La-- cristalin. Aceste simboluri sunt omise dacă starea agregativă a substanțelor este evidentă, de exemplu, O 2, H 2 etc.
Ecuația reacției este:

2H2S (g) + C02 (g) = 2H20 (g) + CS2 (g); = ?

Valorile căldurilor standard de formare a substanțelor sunt date în tabele speciale. Având în vedere că căldura de formare a substanțelor simple se presupune în mod convențional a fi zero. Efectul termic al unei reacții poate fi calculat folosind un corolar al legii lui Hess:

= (H2O) + (СS2) – [(H2S) + (СO2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.

2H2S (g) + C02 (g) = 2H20 (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.

Răspuns:+65,43 kJ.

Ecuația reacției termochimice

Sarcina 85.
Scrieți ecuația termochimică pentru reacția dintre CO (g) și hidrogen, în urma căreia se formează CH 4 (g) și H 2 O (g). Câtă căldură va fi eliberată în timpul acestei reacții dacă s-au obținut 67,2 litri de metan în condiții normale? Raspuns: 618,48 kJ.
Soluţie:
Ecuațiile de reacție în care starea lor de agregare sau modificarea cristalului, precum și valoarea numerică a efectelor termice sunt indicate lângă simbolurile compușilor chimici, se numesc termochimice. În ecuațiile termochimice, dacă nu este specificat în mod specific, sunt indicate valorile efectelor termice la presiune constantă Q p egală cu modificarea entalpiei sistemului. Valoarea este de obicei dată în partea dreaptă a ecuației, separată prin virgulă sau punct și virgulă. Sunt acceptate următoarele denumiri abreviate pentru starea de agregare a unei substanțe: G- gazos, și- ceva, La- cristalin. Aceste simboluri sunt omise dacă starea agregativă a substanțelor este evidentă, de exemplu, O 2, H 2 etc.
Ecuația reacției este:

CO (g) + 3H2 (g) = CH4 (g) + H20 (g); = ?

= (H20) + (CH4) – (CO)];
= (-241,83) + (-74,84) – (-110,52) = -206,16 kJ.

Ecuația termochimică va fi:

22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x = 67,2 (-206,16)/22a4 = -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.

Răspuns: 618,48 kJ.

Căldura de formare

Sarcina 86.
Efectul termic al cărui reacție este egal cu căldura de formare. Calculați căldura de formare a NO pe baza următoarelor ecuații termochimice:
a) 4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4NO (g) + 6H20 (l); = -1168,80 kJ;
b) 4NH3 (g) + 302 (g) = 2N2 (g) + 6H20 (l); = -1530,28 kJ
Răspuns: 90,37 kJ.
Soluţie:
Căldura standard de formare este egală cu căldura de reacție la formarea a 1 mol din această substanță din substanțe simple în condiții standard (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). Formarea NO din substanțe simple poate fi reprezentată astfel:

1/2N2 + 1/2O2 = NR

Este dată reacția (a), care produce 4 moli de NO și dată reacția (b), care produce 2 moli de N2. Oxigenul este implicat în ambele reacții. Prin urmare, pentru a determina căldura standard de formare a NO, compunem următorul ciclu Hess, adică trebuie să scădem ecuația (a) din ecuația (b):

Astfel, 1/2N2 + 1/2O2 = NO; = +90,37 kJ.

Răspuns: 618,48 kJ.

Sarcina 87.
Clorura de amoniu cristalină se formează prin reacția gazelor de amoniac și clorură de hidrogen. Scrieți ecuația termochimică pentru această reacție, după ce i-am calculat mai întâi efectul termic. Câtă căldură va fi eliberată dacă s-au consumat 10 litri de amoniac în reacție, calculată în condiții normale? Răspuns: 78,97 kJ.
Soluţie:
Ecuațiile de reacție în care starea lor de agregare sau modificarea cristalului, precum și valoarea numerică a efectelor termice sunt indicate lângă simbolurile compușilor chimici, se numesc termochimice. În ecuațiile termochimice, dacă nu este specificat în mod specific, sunt indicate valorile efectelor termice la presiune constantă Q p egală cu modificarea entalpiei sistemului. Valoarea este de obicei dată în partea dreaptă a ecuației, separată prin virgulă sau punct și virgulă. Au fost acceptate următoarele: La-- cristalin. Aceste simboluri sunt omise dacă starea agregativă a substanțelor este evidentă, de exemplu, O 2, H 2 etc.
Ecuația reacției este:

NH3 (g) + HCI (g) = NH4CI (k). ; = ?

= (NH4CI) – [(NH3) + (HCI)];
= -315,39 – [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.

Ecuația termochimică va fi:

Căldura eliberată în timpul reacției a 10 litri de amoniac în această reacție se determină din proporția:

22,4 : -176,85 = 10 : X; x = 10 (-176,85)/22,4 = -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.

Răspuns: 78,97 kJ.

Articole similare: