Számítsa ki a reakció termikus hatását! Bevezetés az általános kémiába

A hőhatások kiszámításának minden módszere a Kirchhoff-egyenleten alapul integrál formában.

Leggyakrabban a szabványos 298,15 K-t használják első hőmérsékletként.

A hőhatások kiszámításának minden módszere az egyenlet jobb oldalának integráljának vételére vezethető vissza.

Az integrál felvételének módjai:

I. Átlagos hőkapacitások alapján. Ez a módszer a legegyszerűbb és legkevésbé pontos. Ebben az esetben az integráljel alatti kifejezést felváltja az átlagos hőkapacitás változása, amely nem függ a kiválasztott tartomány hőmérsékletétől.

Az átlagos hőkapacitások táblázatban vannak feltüntetve és a legtöbb reakcióhoz mérve. A referenciaadatok alapján könnyen kiszámíthatók.

II. A valós hőkapacitások szerint. (Hőmérséklet-sorok használata)

Ennél a módszernél a hőkapacitás integránsát hőmérséklet-sorként írjuk fel:

III. Az entalpia magas hőmérsékletű összetevői szerint. Ez a módszer a rakétatechnológia fejlődésével terjedt el a magas hőmérsékletű kémiai reakciók hőhatásainak számításakor. Az izobár hőkapacitás definícióján alapul:

Az entalpia magas hőmérsékletű összetevője. Megmutatja, hogy egy adott anyag entalpiája mennyit változik, ha bizonyos számú fokkal felmelegítjük.

A kémiai reakcióra ezt írjuk:

És így:

3. sz. előadás.

Az előadás vázlata:

1. A termodinamika II. főtétele, definíció, matematikai jelölés.

2. A termodinamika II. főtételének elemzése

3. Egyes folyamatok entrópiaváltozásainak számítása

HŐHATÁS, termodinamikailag felszabaduló vagy elnyelt hő. rendszer, amikor vegyszerek áramlanak át rajta. kerületek. Meghatározása azzal a feltétellel történik, hogy a rendszer semmilyen munkát nem végez (kivéve az esetleges bővítési munkákat), és a t-ry és a termékek egyenlőek. Mivel a hő nem állapotfüggvény, i.e. az állapotok közötti átmenet során az átmeneti úttól függ, akkor általános esetben a termikus hatás nem szolgálhat egy adott körzet jellemzőjeként. Két esetben végtelenül kicsi hőmennyiség (elemi hő) d Q egybeesik az állapotfüggvény teljes differenciáljával: állandó térfogatú d Q = = dU (U a rendszer belső energiája), és állandó d mellett Q = dH (H - a rendszer entalpiája).

Gyakorlatilag kétféle hőhatás fontos: izoterm-izobár (állandó T és p hőmérsékleten) és izoterm-izokór (állandó T és V térfogat mellett). Vannak differenciális és integrált hőhatások. A differenciális hőhatást a következő kifejezések határozzák meg:

ahol u i, h i -ill. részleges moláris extr. energia és ; v i -sztöchiometrikus együttható (v i > 0 termékeknél, v i<0 для ); x = (n i - n i 0)/v i ,-хим. переменная, определяющая состав системы в любой момент протекания р-ции (n i и n i0 - числа i-го компонента в данный момент времени и в начале хим. превращения соотв.). Размерность дифференциального теплового эффекта реакции-кДж/ . Если u T,V , h T,p >0, kerület hívott endoterm, a hatás ellenkező előjelével - exoterm. A két hatástípus összefügg:

Adott a termikus hatás hőmérsékletfüggése, melynek alkalmazása szigorúan véve az oldatban részt vevő összes anyag parciális molárisának ismeretét igényli, de a legtöbb esetben ezek a mennyiségek ismeretlenek. Mivel a valós oldatokban és más termodinamikailag nem ideális környezetben végbemenő folyamatok esetében a hőhatások, mint mások, jelentősen függnek a rendszer és a kísérlet összetételétől. körülmények között olyan megközelítést dolgoztak ki, amely megkönnyíti a különböző körzetek összehasonlítását és a hőhatások taxonómiáját. Ezt a célt szolgálja a standard hőhatás fogalma (jelöljük). Szabványon olyan hőhatást értünk (gyakran hipotetikusan) olyan körülmények között, amikor a kerületben résztvevő összes entitás az adott körülmények között van. Differenciális és az integrál szabványos hőhatások számszerűen mindig azonosak. A szabványos hőhatás könnyen kiszámítható a szabványos képződéshők vagy égéshők táblázataival (lásd alább). A nem ideális közegek esetében nagy az eltérés a ténylegesen mért és a standard hőhatások között, amit a termodinamikai számítások hőhatásainak alkalmazásakor szem előtt kell tartani. Például lúgos diacetimidre [(CH 3 CO) 2 NH (szol) + H 2 O (l) = CH 3 SOKH 2 (szol) + CH 3 COOH (l) +] 0,8 n alatt. NaOH oldat vizes (58 tömeg%-os) 298 K hőmérsékleten mért hőhatás DH 1 = - 52,3 kJ/. Ugyanerre a körzetre normál körülmények között = - 18,11 kJ/ kaptunk. Ez annyit jelent. a különbséget a meghatározott oldatban (hőben) az anyagot kísérő hőhatások magyarázzák. Szilárd anyag esetén folyékony ecetsav és hő egyenlő: D H 2 = 13,60; DH3=-48,62; D H 4 = - 0,83 kJ/, tehát = D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4. A példa nézetbőlde hogy a termikus hatások vizsgálatánál fontos a kísérő fizikai-kémiai hőhatások mérése. folyamatokat.

A hőhatások vizsgálata nagyon fontos feladat. Alapvető kísérletezzünk módszer - kalorimetria. Modern

A berendezés lehetővé teszi a hőhatások vizsgálatát gáz-, folyadék- és szilárd fázisban, határfelületen, valamint komplexekben. rendszerek. A mért hőhatások jellemző értékeinek tartománya száz J/-től több száz kJ/-ig terjed. táblázatban kalorimetriai adatok vannak megadva. egyes kerületek hőhatásainak mérése. A hőhatások, a hígítások és a hő mérése lehetővé teszi, hogy a ténylegesen mért hőhatásoktól a standard hatások felé haladjunk.

Fontos szerepe van a kétféle hőhatásnak - a vegyület képződési hőjének. egyszerű anyagokból és a tiszta anyagok égéshőjéből magasabb elemek képződésével, amelyekből az anyag áll. Ezeket a hőhatásokat standard feltételekre csökkentjük és táblázatba foglaljuk. Segítségükkel könnyen kiszámítható bármilyen hőhatás; egyenlő az algebraival. a folyamatban részt vevő összes anyag képződéshőjének vagy égéshőjének összege: Táblázatos értékek alkalmazásalehetővé tesz hőhatások kiszámítása többes számban. ezer rubel, bár maguk ezek az értékek csak többen ismertek. ezer kapcsolat. Ez a számítási módszer azonban nem alkalmas kis termikus hatású körzetekre, mivel a számított kis értéket algebraiként kapjuk. összeg több nagy értékek, hibával jellemezve, élek ab. meghaladhatja a hőhatást. Termikus hatások számítása mennyiségek felhasználásával

azon alapul, hogy van állami funkció. Ez lehetővé teszi termokémiai rendszerek összeállítását. egyenlet a szükséges megoldás termikus hatásának meghatározására (lásd). A szabványos hőhatásokat szinte mindig kiszámítják. A hőhatások számítását a fent tárgyalt módszeren kívül a hőmérséklet-függés segítségével végezzük 7. Számítsa ki a reakció termikus hatását standard körülmények között:

Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), ha a képződés hője: Fe 2 O 3 (t) = – 821,3 kJ/mol CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;

CO 2 (g) = – 393,5 kJ/mol.

Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),

A kiindulási anyagok és reakciótermékek égésének standard hőhatásainak ismeretében kiszámítjuk a reakció hőhatását standard körülmények között:

16. A kémiai reakció sebességének függése a hőmérséklettől. Van't Hoff szabálya. A reakció hőmérsékleti együtthatója.

Ha a molekulák valamilyen E aktiválási energiát (az átlag feletti energiatöbbletet) kapnak, a molekulákban lévő atomok közötti kölcsönhatás potenciális energiája csökken, a molekulákon belüli kötések gyengülnek, a molekulák reaktívvá válnak.

Az aktiválási energiát nem feltétlenül kívülről szállítják, hanem a molekulák egyes részeinek az ütközések során történő újraelosztásával juthatnak el. Boltzmann szerint az N molekulák között a következő számú aktív N   megnövekedett energiájú molekula található :

N  N·e – E / RT (1)

ahol E az aktiválási energia, amely az átlagos szinthez képest azt a szükséges energiatöbbletet mutatja, amellyel a molekuláknak rendelkezniük kell ahhoz, hogy a reakció lehetséges legyen; a többi elnevezés jól ismert.

Két T 1 és T 2 hőmérsékleten történő termikus aktiválás esetén a sebességi állandók aránya a következő lesz:

, (2) , (3)

amely lehetővé teszi az aktiválási energia meghatározását a reakciósebesség mérésével két különböző T 1 és T 2 hőmérsékleten.

A hőmérséklet 10 0 -kal történő emelése 2-4-szeresére növeli a reakciósebességet (hozzávetőleges Van't Hoff-szabály). A reakció hőmérsékleti együtthatójának nevezzük azt a számot, amely megmutatja, hogy a reakciósebesség (és ezzel együtt a sebességi állandó) hányszorosára nő, ha a hőmérséklet 10 0 -kal nő:

 (4) .(5)

Ez például azt jelenti, hogy a hőmérséklet 100 0 -kal történő emelésével az átlagos sebesség hagyományosan elfogadott 2-szeresére ( = 2) a reakciósebesség 2 10 -el növekszik, azaz. megközelítőleg 1000-szer, és amikor  = 4 – 4 10, azaz. 1000000 alkalommal. A Van't Hoff-szabály olyan reakciókra alkalmazható, amelyek viszonylag alacsony hőmérsékleten, szűk hőmérséklet-tartományban mennek végbe. A reakciósebesség hirtelen növekedése a hőmérséklet emelkedésével azzal magyarázható, hogy az aktív molekulák száma exponenciálisan növekszik.

25. Van't Hoff kémiai reakció izoterma egyenlete.

Az önkényes reakcióra vonatkozó tömeghatás törvényének megfelelően

és A + bB = cC + dD

Az előre irányuló reakció sebességegyenlete felírható:

,

és a fordított reakció sebességére:

.

Ahogy a reakció balról jobbra halad, az A és B anyagok koncentrációja csökken, és az előrehaladó reakció sebessége csökken. Másrészt, ahogy a C és D reakciótermékek felhalmozódnak, a jobbról balra haladó reakció sebessége nő. Eljön a pillanat, amikor a υ 1 és υ 2 sebességek azonosak lesznek, az összes anyag koncentrációja változatlan marad, ezért

,

Ahol K c = k 1 / k 2 =

.

Az előre és fordított reakció sebességi állandóinak arányával megegyező Kc állandó érték kvantitatívan írja le az egyensúlyi állapotot a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációin és kölcsönhatásuk termékein keresztül (sztöchiometrikus együtthatójuk mértékéig), ill. egyensúlyi állandónak nevezzük. Az egyensúlyi állandó csak adott hőmérsékleten állandó, azaz.

K c = f (T). A kémiai reakció egyensúlyi állandóját általában arányban fejezzük ki, melynek számlálója a reakciótermékek egyensúlyi moláris koncentrációinak szorzata, nevezője pedig a kiindulási anyagok koncentrációjának szorzata.

Ha a reakciókomponensek ideális gázok keverékei, akkor az egyensúlyi állandót (K p) a komponensek parciális nyomásával fejezzük ki:

.

A K p-ről K c-re való átlépéshez a P · V = n · R · T állapot egyenletét használjuk. Mert a

, akkor P = C·R·T. .

Az egyenletből következik, hogy K p = K c, feltéve, hogy a reakció a gázfázisban lévő mólszám változása nélkül megy végbe, azaz. amikor (c + d) = (a + b).

Ha a reakció spontán módon megy végbe P és T vagy V és T állandó mellett, akkor ennek a reakciónak a G és F értékeit az egyenletekből kaphatjuk meg:

,

ahol С А, С В, С С, С D a kiindulási anyagok és reakciótermékek nem egyensúlyi koncentrációi.

,

ahol Р А, Р В, Р С, Р D a kiindulási anyagok és reakciótermékek parciális nyomása.

Az utolsó két egyenletet a kémiai reakciók van't Hoff-izoterma egyenleteinek nevezzük. Ez az összefüggés lehetővé teszi a reakció G és F értékeinek kiszámítását és irányának meghatározását a kiindulási anyagok különböző koncentrációinál.

Megjegyzendő, hogy mind a gázrendszerek, mind az oldatok esetében, ha a reakcióban szilárd anyagok vesznek részt (azaz heterogén rendszerek esetén), a szilárd fázis koncentrációja nem szerepel az egyensúlyi állandó kifejezésében, mivel ez a koncentráció szinte állandó. Igen, a reakció miatt

2 CO (g) = CO 2 (g) + C (t)

az egyensúlyi állandót így írjuk fel

.

Az egyensúlyi állandó hőmérséklettől való függését (T 2 hőmérséklet esetén a T 1 hőmérséklethez viszonyítva) a következő van't Hoff-egyenlet fejezi ki:

,

ahol Н 0 a reakció termikus hatása.

Endoterm reakciónál (a reakció a hő elnyelésével megy végbe) az egyensúlyi állandó a hőmérséklet emelkedésével növekszik, úgy tűnik, hogy a rendszer ellenáll a melegedésnek.

34. Ozmózis, ozmotikus nyomás. Van't Hoff egyenlet és ozmotikus együttható.

Az ozmózis az oldószermolekulák spontán mozgása egy félig áteresztő membránon keresztül, amely elválasztja a különböző koncentrációjú oldatokat az alacsonyabb koncentrációjú oldattól a nagyobb koncentrációjú oldatig, ami az utóbbi felhígulásához vezet. Félig áteresztő membránként gyakran celofán fóliát használnak, amelynek kis lyukain csak kis térfogatú oldószermolekulák tudnak szelektíven átjutni, és a nagy vagy szolvatált molekulák vagy ionok megmaradnak - nagy molekulatömegű anyagoknál, valamint réz-ferrocianid filmet. kis molekulatömegű anyagokhoz. Az oldószertranszfer (ozmózis) folyamata megelőzhető, ha nagyobb koncentrációjú oldatra külső hidrosztatikus nyomást alkalmazunk (egyensúlyi körülmények között ez lesz az ún. ozmotikus nyomás, amelyet  betűvel jelölünk). A  értékének kiszámításához nem elektrolitok oldataiban az empirikus Van't Hoff egyenletet használjuk:

ahol C az anyag moláris koncentrációja, mol/kg;

R – univerzális gázállandó, J/mol K.

Az ozmotikus nyomás nagysága arányos egy vagy több anyag molekuláinak számával (általában a részecskék számával), amelyek egy adott térfogatú oldatban feloldódnak, és nem függ azok természetétől és az oldószer jellegétől. Erős vagy gyenge elektrolitok oldataiban a molekulák disszociációja miatt megnő az egyes részecskék összszáma, ezért az ozmózisnyomás számítási egyenletébe megfelelő arányossági együtthatót, úgynevezett izotóniás együtthatót kell bevinni.

i C R T,

ahol i az izotóniás együttható, amelyet az ionok és a nem disszociált elektrolitmolekulák számának az anyag molekuláinak kezdeti számához viszonyított arányaként számítanak ki.

Tehát, ha az elektrolit disszociációs foka, pl. az ionokra szétesett molekulák számának aránya az oldott anyag összes molekulájához viszonyítva  és az elektrolit molekula n ionra bomlik, majd az izotóniás együtthatót a következőképpen számítjuk ki:

i = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).

Erős elektrolitoknál vehetjük  = 1, majd i = n, és az i (szintén 1-nél nagyobb) együtthatót ozmotikus együtthatónak nevezzük.

Az ozmózis jelensége nagy jelentőséggel bír a növényi és állati szervezetek számára, mivel sejtjeik membránjai sok anyag oldatához képest féligáteresztő membrán tulajdonságokkal rendelkeznek. Tiszta vízben a sejt nagymértékben megduzzad, esetenként a membrán felszakadásáig, a nagy sókoncentrációjú oldatokban pedig éppen ellenkezőleg, a nagy vízveszteség miatt mérete csökken, ráncosodik. Ezért az élelmiszerek tartósítása során nagy mennyiségű sót vagy cukrot adnak hozzájuk. A mikrobiális sejtek ilyen körülmények között jelentős mennyiségű vizet veszítenek és elpusztulnak.

Ahogy az ember egyik fizikai jellemzője a fizikai erő, úgy minden kémiai kötésnek is a legfontosabb jellemzője a kötés erőssége, azaz. az ő energiáját.

Emlékezzünk vissza, hogy a kémiai kötés energiája az az energia, amely a kémiai kötés kialakulása során felszabadul, vagy az az energia, amelyet ennek a kötésnek a lebontására kell elkölteni.

Általában a kémiai reakció az egyik anyag átalakulása egy másikká. Következésképpen egy kémiai reakció során egyes kötések felszakadnak, mások pedig létrejönnek, pl. energiaátalakítás.

A fizika alaptörvénye kimondja, hogy az energia nem jelenik meg a semmiből, és nem tűnik el nyomtalanul, hanem csak átmegy egyik formából a másikba. Ez az elv egyetemessége miatt nyilvánvalóan alkalmazható kémiai reakciókra is.

Kémiai reakció termikus hatása hőmennyiségnek nevezzük

reakció során felszabaduló (vagy abszorbeálódott) és 1 mól reagált (vagy képződött) anyagra vonatkozott.

A hőhatást Q betűvel jelöljük, és általában kJ/mol vagy kcal/mol mértékegységben mérik.

Ha a reakció hőkibocsátással megy végbe (Q > 0), akkor azt exotermnek, ha pedig hőelnyeléssel (Q) nevezzük.< 0) – эндотермической.

Ha sematikusan ábrázoljuk egy reakció energiaprofilját, akkor az endoterm reakcióknál a termékek energiája nagyobb, mint a reagensek, az exoterm reakcióknál pedig éppen ellenkezőleg, a reakciótermékek energiája alacsonyabb (stabilabb), mint a reagensek.

Nyilvánvaló, hogy minél több anyag reagál, annál nagyobb a felszabaduló (vagy elnyelt) energia mennyisége, pl. a hőhatás egyenesen arányos az anyag mennyiségével. Ezért a termikus hatás 1 mól anyaghoz való hozzárendelése abból adódik, hogy szeretnénk összehasonlítani a különböző reakciók hőhatásait.

6. előadás. Termokémia. Kémiai reakció termikus hatása 1. példa. 8,0 g réz(II)-oxid hidrogénnel való redukálásakor fémréz és vízgőz keletkezett, és 7,9 kJ hő szabadult fel. Számítsa ki a réz(II)-oxid redukciós reakciójának termikus hatását!

Megoldás . Reakcióegyenlet: CuO (szilárd) + H2 (g) = Cu (oldat) + H2O (g) + Q (*)

Adjunk arányt: redukálással 0,1 mol - 7,9 kJ szabadul fel, ha 1 mol - x kJ szabadul fel

Hol van x = + 79 kJ/mol. A (*) egyenlet a következőt veszi fel

CuO (szilárd) + H2 (g) = Cu (szilárd) + H2O (g) +79 kJ

Termokémiai egyenlet egy kémiai reakció egyenlete, amely a reakcióelegy komponenseinek (reagensek és termékek) aggregációs állapotát és a reakció termikus hatását jelzi.

Így a jég olvasztásához vagy a víz elpárologtatásához bizonyos mennyiségű hőre van szükség, míg a folyékony víz megfagyásakor vagy a vízgőz lecsapódásakor ugyanannyi hő szabadul fel. Emiatt fázunk, amikor kilépünk a vízből (a víz elpárolgása a test felszínéről energiát igényel), az izzadás pedig biológiai védekező mechanizmus a szervezet túlmelegedése ellen. Éppen ellenkezőleg, a fagyasztó lefagyasztja a vizet, és felmelegíti a környező helyiséget, így felesleges hőt bocsát ki.

Ez a példa a víz aggregációs állapotában bekövetkezett változások hőhatásait mutatja be. Olvadási hő (0o C-on) λ = 3,34×105 J/kg (fizika), vagy Qpl. = - 6,02 kJ/mol (kémia), párolgáshő (párolgás) (100o C-on) q = 2,26×106 J/kg (fizika) vagy Qex. = -40,68 kJ/mol (kémia).

olvasztó

		párolgás

298.

6. előadás. Termokémia. A kémiai reakció termikus hatása Természetesen lehetséges a szublimációs folyamat, ha szilárd

átmennek a gázfázisba, megkerülve a folyékony halmazállapotot és a gázfázisból a lerakódás (kristályosodás) fordított folyamatait, számukra is lehetséges a termikus hatás kiszámítása vagy mérése.

Nyilvánvaló, hogy minden anyagnak vannak kémiai kötései, ezért minden anyagnak van bizonyos mennyiségű energiája. Azonban nem minden anyag alakulhat át egymással egyetlen kémiai reakcióval. Ezért megállapodtunk egy standard állapot bevezetésében.

Normál halmazállapot– ez az anyag aggregációs állapota 298 K hőmérsékleten, 1 atmoszféra nyomáson a legstabilabb allotróp módosulatban ilyen körülmények között.

Szabványos feltételek– ez 298 K hőmérséklet és 1 atmoszféra nyomás. A standard feltételeket (standard állapot) a 0 index jelzi.

Egy vegyület standard képződési hője egy adott vegyület normál állapotú egyszerű anyagokból történő képződésének kémiai reakciójának termikus hatása. A vegyület képződési hőjét a Q szimbólum jelzi 0 Számos vegyület esetében a szabványos képződéshőt a fizikai-kémiai mennyiségek referenciakönyvében adják meg.

Az egyszerű anyagok standard képződési hője 0. Például Q0 minta, 298 (O2, gáz) = 0, Q0 minta, 298 (C, szilárd anyag, grafit) = 0.

Például . Írja fel a réz(II)-szulfát képződésének termokémiai egyenletét! A referenciakönyvből Q0 minta 298 (CuSO4) = 770 kJ/mol.

Cu (szilárd) + S (szilárd) + 2O2 (g) = CuSO4 (szilárd) + 770 kJ.

Megjegyzés: a termokémiai egyenlet bármely anyagra felírható, de meg kell érteni, hogy a való életben a reakció teljesen másképp megy végbe: a felsorolt ​​reagensekből melegítéskor réz(II) és kén(IV) oxid képződik, de réz(II) ) szulfát nem képződik . Fontos következtetés: a termokémiai egyenlet olyan modell, amely lehetővé teszi a számításokat, jól egyezik más termokémiai adatokkal, de nem állja ki a gyakorlati tesztelést (azaz nem képes helyesen megjósolni a reakció lehetőségét vagy lehetetlenségét).

(B j ) - ∑ a i × Q arr 0 ,298 i

6. előadás. Termokémia. Kémiai reakció termikus hatása

Pontosítás . Hogy ne vezessem félre, azonnal hozzáteszem, hogy a kémiai termodinamika előre tudja jelezni egy reakció lehetőségét/lehetetlenségét ehhez azonban komolyabb „eszközök” kellenek, amelyek túlmutatnak egy iskolai kémiatanfolyam keretein. A termokémiai egyenlet ezekkel a technikákkal összehasonlítva az első lépés a Kheopsz-piramis hátterében - nem lehet nélküle, de nem emelkedhet magasra.

2. példa Számítsa ki az 5,8 g tömegű víz kondenzációjának termikus hatását. A kondenzációs folyamatot a H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q termokémiai egyenlet írja le – a kondenzáció általában exoterm folyamat A víz kondenzációs hője 25o C-on 37 kJ/mol (referenciakönyv). .

Ezért Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.

A 19. században Hess orosz kémikus, aki a reakciók hőhatásait tanulmányozta, kísérleti úton megállapította a kémiai reakciókkal kapcsolatos energiamegmaradás törvényét - Hess törvényét.

A kémiai reakció termikus hatása nem függ a folyamat útjától, és csak a végső és a kezdeti állapot különbsége határozza meg.

Ez a törvény kémia és matematika szempontjából azt jelenti, hogy szabadon választhatunk bármilyen „számítási pályát” a folyamat kiszámításához, mert az eredmény nem attól függ. Emiatt a nagyon fontos Hess-törvénynek van egy hihetetlenül fontos Hess törvényének következménye.

A kémiai reakció termikus hatása egyenlő a reakciótermékek képződéshőinek összegével mínusz a reaktánsok képződéshőinek összege (figyelembe véve a sztöchiometrikus együtthatókat).

A józan ész szempontjából ez a következmény egy olyan folyamatnak felel meg, amelyben az összes reagens először egyszerű anyaggá alakul, amelyek aztán új módon összeállnak, így keletkeznek a reakciótermékek.

Egyenlet formájában a Hess-törvény következménye így néz ki: Reakcióegyenlet: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b

Ebben az esetben a i és b j sztöchiometrikus együtthatók, A i reagensek, B j reakciótermékek.

Ekkor a Hess-törvény következménye Q = ∑ b j × Q arr 0 ,298

k Bk + Q

(Ai)

6. előadás. Termokémia. Kémiai reakció termikus hatása Mivel számos anyag standard képződési hője

a) speciális táblázatokba foglalják össze, vagy b) kísérletileg meghatározhatók, akkor lehetővé válik nagyon sok reakció termikus hatásának meglehetősen nagy pontosságú előrejelzése (kiszámítása).

3. példa (A Hess-törvény következménye). Számítsa ki a metán gázfázisú gőzreformálásának hőhatását szabványos körülmények között:

CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)

Határozza meg, hogy ez a reakció exoterm vagy endoterm?

Megoldás: Hess-törvény következménye

Q = 3 Q0			G ) +Q 0		(CO ,g ) −Q 0		G ) −Q 0		O, g) - általános formában.
	298			298	298		298
Q fordulat0	298 (H2,g) = 0			Egyszerű anyag normál állapotban

A referenciakönyvből megtaláljuk a keverék többi komponensének képződési hőjét.

		O,g) = 241,8			(CO,g) = 110,5				Г) = 74,6
298				298			298

Az értékek behelyettesítése az egyenletbe

Q = 0 + 110,5 – 74,6 – 241,8 = -205,9 kJ/mol, a reakció erősen endoterm.

Válasz: Q = -205,9 kJ/mol, endoterm

4. példa (A Hess-törvény alkalmazása). Ismert reakcióhő

C (szilárd) + ½ O (g) = CO (g) + 110,5 kJ

C (szilárd) + O2 (g) = CO2 (g) + 393,5 kJ Határozza meg a 2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) reakció termikus hatását Megoldás Szorozzuk meg az első és a második egyenletet 2-vel!

2C (g.) + O2 (g.) = 2CO (g.) + 221 kJ 2C (old.) + 2O2 (g.) = 2CO2 (g.) + 787 kJ

Vonjuk ki az elsőt a második egyenletből

O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ – 2CO (g) – 221 kJ,

2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Válasz: 566 kJ/mol.

Megjegyzés: A termokémia tanulmányozása során egy kívülről (kívülről) érkező kémiai reakciót veszünk figyelembe. Éppen ellenkezőleg, a kémiai termodinamika – a kémiai rendszerek viselkedésének tudománya – belülről szemléli a rendszert, és a H „entalpia” fogalmával operál, mint a rendszer hőenergiájával. Entalpia, szóval

6. előadás. Termokémia. A kémiai reakció termikus hatása ugyanazt jelenti, mint a hőmennyiség, de ellentétes előjelű: ha a rendszerből energia szabadul fel, azt a környezet fogadja és felmelegszik, a rendszer pedig energiát veszít.

Irodalom:

1. tankönyv, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko et al., Kémia 9. osztály, 19. bekezdés,

2. Oktatási és módszertani kézikönyv „Az általános kémia alapjai” 1. rész.

Összeállította: S.G. Baram, I.N. Mironov. - vidd magaddal! a következő szemináriumra

3. A.V. Manuilov. A kémia alapjai. http://hemi.nsu.ru/index.htm

§9.1 Kémiai reakció termikus hatása. A termokémia alaptörvényei.

§9.2** Termokémia (folytatás). Egy anyag elemekből való képződésének hője.

Szabványos képződésentalpia.

Figyelem!

Folytatjuk a számítási feladatok megoldását, így a kémia szemináriumokon ma már számológép kívánatos.

A termokémiában a hőmennyiség K amely kémiai reakció eredményeként felszabadul vagy felszívódik, az ún hőhatás. A hőkibocsátással fellépő reakciókat ún hőtermelő (Q>0), és hőelnyeléssel - endoterm (K<0 ).

A termodinamikában ennek megfelelően azokat a folyamatokat nevezzük, amelyek során hő szabadul fel hőtermelőés folyamatok, amelyek során a hő elnyelődik - endoterm.

A termodinamika első főtételének következményei szerint izochor-izoterm folyamatok esetén a hőhatás megegyezik a rendszer belső energiájának változásával .

Mivel a termokémiában a termodinamikával kapcsolatban az ellenkező előjelet használják, akkor.

Izobár-izoterm folyamatoknál a hőhatás megegyezik a rendszer entalpiaváltozásával .

Ha D H > 0- a folyamat a hő elnyelésével megy végbe és van endoterm.

Ha D H< 0 - a folyamatot hőkibocsátás kíséri és van hőtermelő.

A termodinamika első főtételéből az következik Hess törvénye:

a kémiai reakciók termikus hatása csak a kiindulási anyagok és a végtermékek típusától és állapotától függ, de nem függ a kezdeti állapotból a végállapotba való átmenet útjától.

Ennek a törvénynek a következménye az a szabály, hogy A termokémiai egyenletekkel közönséges algebrai műveleteket hajthat végre.

Példaként tekintsük a szén oxidációjának reakcióját CO 2 -re.

A kiindulási anyagokról a véganyagokra való átmenet a szén közvetlen CO 2 -é égetésével valósítható meg:

C (s) + O 2 (g) = CO 2 (g).

Ennek a reakciónak a termikus hatása Δ H 1.

Ez a folyamat két lépésben hajtható végre (4. ábra). Az első szakaszban a szén a reakciónak megfelelően CO-vá ég

C (t) + O 2 (g) = CO (g),

a másodiknál ​​a CO CO 2 -dá ég le

CO (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).

E reakciók termikus hatásai rendre Δ H 2ésΔ N 3.

Rizs. 4. A szén CO 2 -éégetési folyamatának vázlata

Mindhárom eljárást széles körben alkalmazzák a gyakorlatban. A Hess-törvény lehetővé teszi, hogy ennek a három folyamatnak a hőhatásait összefüggésbe hozzuk a következő egyenlettel:

Δ H 1=Δ H 2 + Δ N 3.

Az első és a harmadik folyamat hőhatásai viszonylag könnyen mérhetők, de a szén szén-monoxiddá égetése magas hőmérsékleten nehézkes. Hőhatása kiszámítható:

Δ H 2=Δ H 1 - Δ N 3.

Δ értékek H 1és Δ H 2 a felhasznált szén típusától függ. Δ érték N 3 nem kapcsolódik ehhez. Ha egy mol CO-t égetünk el állandó nyomáson 298 K-on, a hőmennyiség Δ N 3= -283,395 kJ/mol. Δ H 1= -393,86 kJ/mol 298 K-n. Aztán 298K Δ-nél H 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ/mol.

A Hess-törvény lehetővé teszi olyan folyamatok hőhatásainak kiszámítását, amelyekre nem állnak rendelkezésre kísérleti adatok, vagy amelyekre nem mérhetőek a szükséges feltételek mellett. Ez vonatkozik a kémiai reakciókra és az oldódási, párolgási, kristályosodási, adszorpciós stb. folyamatokra.

A Hess-törvény alkalmazásakor szigorúan be kell tartani a következő feltételeket:

Mindkét folyamatnak valóban azonos kezdeti állapotokkal és valóban azonos végállapotokkal kell rendelkeznie;

Nemcsak a termékek kémiai összetételének kell azonosnak lennie, hanem létezési körülményeiknek (hőmérséklet, nyomás stb.) és aggregációs állapotnak, valamint kristályos anyagoknál a kristályos módosulásnak is.

A kémiai reakciók hőhatásainak Hess-törvénye alapján történő kiszámításakor általában kétféle hőhatást alkalmaznak - az égéshőt és a képződéshőt.

A képződés hője Egy adott vegyület egyszerű anyagokból történő keletkezésének reakciójának termikus hatásának nevezzük.

Égéshő egy adott vegyület oxigénnel való oxidációs reakciójának termikus hatása, amelynek során a megfelelő elemek vagy ezen oxidok vegyületei magasabb oxidjai képződnek.

A hőhatások és egyéb mennyiségek referenciaértékei általában az anyag standard állapotára vonatkoznak.

Mint standard állapot az egyes folyékony és szilárd anyagok adott hőmérsékleten és egy atmoszférával egyenlő nyomáson veszik fel halmazállapotukat, az egyes gázok állapota pedig olyan, hogy adott hőmérsékleten és nyomáson 1,01 10 5 Pa (1 atm.) ideális gáz tulajdonságaival rendelkeznek. A számítások megkönnyítése érdekében referenciaadatokra hivatkozunk standard hőmérséklet 298 K.

Ha bármely elem több változatban is létezhet, akkor a 298 K hőmérsékleten és 1,01 10 5 Pa (1 atm) légköri nyomáson stabil módosítást vesszük standardnak.

Az anyagok standard állapotára vonatkozó összes mennyiséget egy kör alakú felső index jelöli: . A kohászati ​​folyamatokban a legtöbb vegyület hőleadással képződik, így számukra az entalpianövekmény . Normál állapotú elemek esetén az érték .

A reakcióban részt vevő anyagok standard képződési hőjére vonatkozó referenciaadatok segítségével könnyen kiszámítható a reakció hőhatása.

A Hess-törvényből ez következik:a reakció termikus hatása megegyezik az egyenlet jobb oldalán feltüntetett összes anyag képződéshőjének különbségével(véganyagok vagy reakciótermékek) , és az egyenlet bal oldalán feltüntetett összes anyag képződéshője(kiindulási anyagok) , amelyet a reakcióegyenletben ezen anyagok képlete előtti együtthatókkal egyenlő együtthatókkal vettünk:

Ahol n- a reakcióban részt vevő anyag móljainak száma.

Példa. Számítsuk ki a Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 reakció termikus hatását. A reakcióban részt vevő anyagok képződéshői: Fe 3 O 4-nél, CO-nál, FeO-nál, CO 2-nél.

A reakció termikus hatása:

Mivel a reakció 298K-on endoterm, azaz. hőelnyeléssel jár.

Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete