Oblicz efekt termiczny reakcji w temperaturze 298 K. Obliczanie skutków termicznych reakcji chemicznych

Standardowe ciepło tworzenia (entalpia tworzenia) substancji nazywa się entalpią reakcji tworzenia 1 mola tej substancji z pierwiastków (prostych substancji, czyli składających się z atomów tego samego typu), które znajdują się w najbardziej stabilnym stanie standardowym. Standardowe entalpie tworzenia substancji (kJ/mol) podano w podręcznikach. Stosując wartości referencyjne, należy zwrócić uwagę na stan fazowy substancji biorących udział w reakcji. Entalpia tworzenia najbardziej stabilnych substancji prostych wynosi 0.

Wniosek z prawa Hessa dotyczącego obliczania skutków termicznych reakcji chemicznych na podstawie ciepła tworzenia : standard efekt termiczny reakcji chemicznej jest równy różnicy między ciepłem tworzenia produktów reakcji a ciepłem tworzenia substancji wyjściowych, biorąc pod uwagę współczynniki stechiometryczne (liczba moli) reagentów:

CH 4 + 2 CO = 3 C ( grafit ) + 2H 2 O.

gaz, telewizor z gazem. gaz

Ciepła tworzenia substancji we wskazanych stanach fazowych podano w tabeli. 1.2.

Tabela 1.2

Ciepła tworzenia substancji

Rozwiązanie

Ponieważ reakcja zachodzi w godz P= const, wówczas standardowy efekt cieplny znajdujemy w postaci zmiany entalpii na podstawie znanych ciepła tworzenia w wyniku prawa Hessa (wzór (1.17):

ΔH O 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = –187710 J.

ΔH O 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.

Zmiana energii wewnętrznej znajdujemy na podstawie równania (1.16):

ΔU O 298 = ΔH O 298 – Δ w RT.

Dla danej reakcji zmiany liczby moli substancji gazowych w wyniku przejścia reakcji chemicznej Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K

Δ U O 298 = –187710 – (–1) · 8,314 · 298 = –185232 J.

Obliczanie standardowych efektów cieplnych reakcji chemicznych z wykorzystaniem standardowych ciepła spalania substancji biorących udział w reakcji

Standardowe ciepło spalania (entalpia spalania) substancji to efekt termiczny całkowitego utlenienia 1 mola danej substancji (do wyższych tlenków lub specjalnie wskazanych związków) tlenem, pod warunkiem, że substancja początkowa i końcowa mają temperaturę normalną. Entalpie standardowe spalania substancji
(kJ/mol) podano w podręcznikach. Stosując wartość odniesienia, należy zwrócić uwagę na znak entalpii reakcji spalania, która jest zawsze egzotermiczna ( Δ H <0), а в таблицах указаны величины
.Entalpia spalania wyższych tlenków (na przykład wody i dwutlenku węgla) wynosi 0.

Wniosek z prawa Hessa dotyczącego obliczania skutków cieplnych reakcji chemicznych na podstawie ciepła spalania : standardowy efekt cieplny reakcji chemicznej jest równy różnicy między ciepłem spalania substancji wyjściowych a ciepłem spalania produktów reakcji, biorąc pod uwagę współczynniki stechiometryczne (liczba moli) reagentów:

C 2 H 4 + H 2 O= C 2 N 5 ON.

Każdej reakcji chemicznej towarzyszy uwolnienie lub absorpcja energii w postaci ciepła.

Rozróżniają na podstawie uwalniania lub pochłaniania ciepła egzotermiczny I endotermiczny reakcje.

Egzotermiczny reakcje to reakcje, podczas których wydziela się ciepło (+Q).

Reakcje endotermiczne to reakcje, podczas których pochłaniane jest ciepło (-Q).

Efekt termiczny reakcji (Q) to ilość ciepła uwalnianego lub pochłanianego podczas interakcji określonej ilości odczynników początkowych.

Równanie termochemiczne to równanie określające efekt termiczny reakcji chemicznej. Na przykład równania termochemiczne są następujące:

Należy również zauważyć, że równania termochemiczne muszą koniecznie zawierać informacje o stanach skupienia odczynników i produktów, ponieważ od tego zależy wartość efektu termicznego.

Obliczenia efektu cieplnego reakcji

Przykład typowego problemu ze znalezieniem efektu termicznego reakcji:

Gdy 45 g glukozy reaguje z nadmiarem tlenu zgodnie z równaniem

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

Wydzieliło się 700 kJ ciepła. Określ efekt termiczny reakcji. (Wpisz liczbę z dokładnością do najbliższej liczby całkowitej.)

Rozwiązanie:

Obliczmy ilość glukozy:

n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g/mol = 0,25 mol

Te. Kiedy 0,25 mola glukozy wchodzi w interakcję z tlenem, wydziela się 700 kJ ciepła. Z równania termochemicznego przedstawionego w warunku wynika, że ​​oddziaływanie 1 mola glukozy z tlenem wytwarza ilość ciepła równą Q (efekt termiczny reakcji). Wtedy prawidłowa jest proporcja:

0,25 mola glukozy - 700 kJ

1 mol glukozy – Q

Z tej proporcji wynika odpowiednie równanie:

0,25 / 1 = 700 / Q

Rozwiązując które, stwierdzamy, że:

Zatem efekt termiczny reakcji wynosi 2800 kJ.

Obliczenia z wykorzystaniem równań termochemicznych

Znacznie częściej w zadaniach USE z termochemii wartość efektu cieplnego jest już znana, gdyż warunek daje pełne równanie termochemiczne.

W takim przypadku należy albo obliczyć ilość ciepła wydzielonego/pochłoniętego przy znanej ilości odczynnika lub produktu, albo odwrotnie, ze znanej wartości ciepła należy wyznaczyć masę, objętość lub ilość substancja dowolnego uczestnika reakcji.

Przykład 1

Zgodnie z równaniem reakcji termochemicznej

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

Powstało 68 g tlenku glinu. Ile ciepła zostało uwolnione? (Wpisz liczbę z dokładnością do najbliższej liczby całkowitej.)

Rozwiązanie

Obliczmy ilość substancji tlenku glinu:

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

Zgodnie z termochemicznym równaniem reakcji, gdy powstają 4 mole tlenku glinu, uwalnia się 3330 kJ. W naszym przypadku powstaje 0,6667 mola tlenku glinu. Oznaczając ilość wydzielonego w tym przypadku ciepła przez x kJ, tworzymy proporcję:

4 mole Al 2 O 3 - 3330 kJ

0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ

Proporcja ta odpowiada równaniu:

4 / 0,6667 = 3330 / x

Rozwiązując to, stwierdzamy, że x = 555 kJ

Te. gdy zgodnie z równaniem termochemicznym w danym stanie utworzy się 68 g tlenku glinu, wydziela się 555 kJ ciepła.

Przykład 2

W wyniku reakcji, której równanie termochemiczne

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

Wydzieliło się 1655 kJ ciepła. Określ objętość (l) uwolnionego dwutlenku siarki (liczba). (Wpisz liczbę z dokładnością do najbliższej liczby całkowitej.)

Rozwiązanie

Zgodnie z termochemicznym równaniem reakcji, gdy powstaje 8 moli SO 2, wydziela się 3310 kJ ciepła. W naszym przypadku wydzieliło się 1655 kJ ciepła. Niech ilość SO2 utworzonego w tym przypadku będzie wynosić x mol. Wtedy sprawiedliwa jest następująca proporcja:

8 moli SO2 - 3310 kJ

x mol SO2 - 1655 kJ

Z czego wynika równanie:

8 / x = 3310 / 1655

Rozwiązując które, stwierdzamy, że:

Zatem ilość substancji SO2 utworzonej w tym przypadku wynosi 4 mole. Dlatego jego objętość jest równa:

V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 l/mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(w zaokrągleniu do liczb całkowitych, ponieważ jest to wymagane w warunku).

Można znaleźć bardziej przeanalizowane problemy dotyczące termicznego efektu reakcji chemicznej.

Zadanie nr.6

Oblicz średnią pojemność cieplną substancji podanej w tabeli. 6, w zakresie temperatur od 298 do T DO.

Tabela 6

Rozwiązanie:

Rozważmy obliczenie średniej pojemności cieplnej amoniaku w zakresie temperatur od 298 do 800 DO.

Pojemność cieplna to stosunek ilości ciepła pobranego przez ciało podczas ogrzewania do wzrostu temperatury towarzyszącego nagrzaniu. Dla pojedynczej substancji istnieją konkretny(jeden kilogram) i molowy(jeden mol) pojemność cieplna.

Rzeczywista pojemność cieplna

, (21)

Gdzie δ Q - nieskończenie mała ilość ciepła potrzebna do podniesienia temperatury ciała o nieskończenie małą ilość dT .

Średnia pojemność cieplna jest stosunkiem ilości ciepła Q do wzrostu temperatury ∆ T = T 2 – T 1 ,

.

Ponieważ ciepło nie jest funkcją stanu i zależy od ścieżki procesu, konieczne jest wskazanie warunków procesu ogrzewania. W procesach izochorycznych i izobarycznych dla nieskończenie małej zmiany δ Q V = du I δ Q P = dH, Dlatego

I
. (22)

Połączenie pomiędzy prawdziwy izochoryczny(Z V) I izobaryczny (C P) pojemności cieplne substancje i ich przeciętny izochoryczny
i izobaryczny
pojemności cieplne w zakresie temperatur od T 1 zanim T 2 wyrażone równaniami (23) i (24):

; (23)

. (24)

Zależność rzeczywistej pojemności cieplnej od temperatury wyrażają następujące równania empiryczne:

; (dla substancji nieorganicznych) (25)

. (dla substancji organicznych) (26)

Skorzystajmy z katalogu wielkości fizycznych i chemicznych. Wypiszmy współczynniki (a, b, c) równania zależności izobarycznej pojemności cieplnej amoniaku od temperatury:

Tabela 7

Zapiszmy równanie zależności rzeczywistej pojemności cieplnej amoniaku od temperatury:

.

Podstawmy to równanie do wzoru (24) i obliczmy średnią pojemność cieplną amoniaku:

= 1/(800-298)
=

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

Problem nr 7

Dla reakcji chemicznej podanej w tabeli. 2, wykreślić zależności sumy pojemności cieplnych produktów reakcji od temperatury
i suma pojemności cieplnych substancji wyjściowych w zależności od temperatury
. Równania zależności
weź to z podręcznika. Oblicz zmianę pojemności cieplnej podczas reakcji chemicznej (
) w temperaturach 298 K, 400 K i T K. (Tabela 6).

Rozwiązanie:

Obliczmy zmianę pojemności cieplnej w temperaturach 298 K, 400 K i 600 K na przykładzie reakcji syntezy amoniaku:

Zapiszmy współczynniki (a, b, c, c /) 1 równań zależności rzeczywistej pojemności cieplnej amoniaku od temperatury dla materiałów wyjściowych i produktów reakcji, biorąc pod uwagę współczynniki stechiometryczne . Obliczmy sumę współczynników. Na przykład suma współczynników A dla substancji wyjściowych jest równa

= 27,88 + 3·27,28 = 109,72.

Suma szans A dla produktów reakcji jest równa

= 2·29,8 = 59,6.

=
=59,6 – 109,72 = –50,12.

Tabela 8

Zatem równanie zależności

dla produktów reakcji ma następującą postać:

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

Wykreślić zależność sumy pojemności cieplnej produktów reakcji od temperatury
Obliczmy sumę pojemności cieplnych w kilku temperaturach:

Przy T = 298 K

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

w T = 400 tys
= 77,89 J/K;

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

Równanie zależności
dla substancji wyjściowych ma postać:

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

Obliczamy podobnie
substancje wyjściowe w kilku temperaturach:

Przy T=298 K

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

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

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

Następnie obliczamy zmianę izobarycznej pojemności cieplnej
podczas reakcji w kilku temperaturach:

= –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.

Korzystając z obliczonych wartości, konstruujemy wykresy zależności sumy pojemności cieplnych produktów reakcji i sumy pojemności cieplnych substancji wyjściowych od temperatury.

Rysunek 2. Zależności całkowitych pojemności cieplnych substancji wyjściowych i produktów reakcji od temperatury reakcji syntezy amoniaku

W tym zakresie temperatur całkowita pojemność cieplna substancji wyjściowych jest wyższa niż całkowita pojemność cieplna produktów, dlatego też
w całym zakresie temperatur od 298 K do 600 K.

Problem nr 8

Oblicz efekt termiczny reakcji podanej w tabeli. 2, w temp T K. (Tabela 6).

Rozwiązanie:

Obliczmy efekt termiczny reakcji syntezy amoniaku w temperaturze 800 DO.

Zależność efektu cieplnego
opisuje reakcje od temperatury Prawo Kirchhoffa

, (27)

Gdzie
- zmiana pojemności cieplnej układu podczas reakcji. Przeanalizujmy równanie:

1) Jeśli
> 0, tj. suma pojemności cieplnych produktów reakcji jest większa od sumy pojemności cieplnych substancji wyjściowych, wówczas > 0,. uzależnienie
wzrasta, a wraz ze wzrostem temperatury efekt cieplny wzrasta.

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

3) Jeśli
= 0, zatem = 0, efekt termiczny nie zależy od temperatury.

W postaci całkowej równanie Kirchhoffa ma następującą postać:

. (28)

a) jeśli pojemność cieplna nie zmienia się w trakcie procesu, tj. suma pojemności cieplnych produktów reakcji jest równa sumie pojemności cieplnych substancji wyjściowych (
), wówczas efekt termiczny nie zależy od temperatury

= stała

b) za przybliżone obliczenia możemy pominąć zależność pojemności cieplnych od temperatury i wykorzystać wartości średnich pojemności cieplnych uczestników reakcji (
). W takim przypadku obliczeń dokonuje się za pomocą wzoru

c) za dokładne obliczenia potrzebne są dane na temat zależności pojemności cieplnej wszystkich uczestników reakcji od temperatury
. W takim przypadku efekt termiczny oblicza się za pomocą wzoru

(30)

Zapisujemy dane referencyjne (Tabela 9) i obliczamy zmiany odpowiednich wartości dla każdej kolumny analogicznie do zadania nr 7). Uzyskane dane wykorzystujemy do obliczenia:

Około:

= –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.

W przypadku reakcji syntezy amoniaku, zmiana pojemności cieplnej podczas reakcji
< 0 (см. задачу №7). Следовательно< 0, с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

Tabela 9

6.1. Energia procesów chemicznych

6.1.1. Energia wewnętrzna i entalpia

W każdym procesie przestrzegane jest prawo zachowania energii:

Q = Δ U + A.

Równość ta oznacza, że ​​jeśli do układu dostarczone zostanie ciepło Q, to zostanie ono wydane na zmianę energii wewnętrznej Δ U i wykonanie pracy A.

Energia wewnętrzna układ to jego całkowita rezerwa, obejmująca energię ruchu translacyjnego i obrotowego cząsteczek, energię ruchu elektronów w atomach, energię oddziaływania jąder z elektronami, jąder z jądrami itp., tj. wszystkie rodzaje energii, z wyjątkiem energii kinetycznej i potencjalnej układu jako całości.

Praca wykonana przez układ podczas przejścia ze stanu 1, charakteryzującego się objętością V 1, do stanu 2 (objętość V 2) przy stałym ciśnieniu (praca rozprężania) jest równa:

A = p(V 2 - V 1).

Przy stałym ciśnieniu (p=const), uwzględniając wyrażenie na pracę rozprężania, prawo zachowania energii zapiszemy następująco:

Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).

Nazywa się sumą energii wewnętrznej układu i iloczynu jego objętości i ciśnienia entalpia N:

Ponieważ dokładna wartość energii wewnętrznej układu nie jest znana, nie można również uzyskać wartości bezwzględnych entalpii. Zmiany entalpii ΔH mają znaczenie naukowe i zastosowanie praktyczne.

Energia wewnętrzna U i entalpia H wynoszą funkcje państwowe systemy. Funkcje stanu to te cechy systemu, których zmiany są determinowane jedynie przez stan końcowy i początkowy systemu, tj. nie zależą od ścieżki procesu.

6.1.2. Procesy egzo- i endotermiczne

Występowaniu reakcji chemicznych towarzyszy absorpcja lub uwalnianie ciepła. Egzotermiczny nazywana reakcją zachodzącą wraz z uwolnieniem ciepła do otoczenia, oraz endotermiczny– z pochłanianiem ciepła z otoczenia.

Wiele procesów w praktyce przemysłowej i laboratoryjnej odbywa się przy stałym ciśnieniu i temperaturze (T=const, p=const). Cechą energetyczną tych procesów jest zmiana entalpii:

Q P = -Δ N.

Dla procesów zachodzących przy stałej objętości i temperaturze (T=const, V=const) Q V =-Δ U.

W przypadku reakcji egzotermicznych Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Na przykład

N 2 (g) + SO 2 (g) = N 2 O (g); ΔН 298 = +82 kJ,

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔН 298 = -802 kJ.

Równania chemiczne, które dodatkowo wskazują efekt termiczny reakcji (wartość DH procesu), a także stan skupienia substancji i temperaturę, nazywane są termochemiczny równania.

W równaniach termochemicznych odnotowuje się stan fazowy i modyfikacje alotropowe reagentów i powstałych substancji: g - gazowy, g - ciekły, j - krystaliczny; S (diament), S (monokl), C (grafit), C (diament) itp.

6.1.3. Termochemia; Prawo Hessa

Zajmuje się badaniami zjawisk energetycznych towarzyszących procesom fizycznym i chemicznym termochemia. Podstawowym prawem termochemii jest prawo sformułowane przez rosyjskiego naukowca G.I. Hessa w 1840 r.

Prawo Hessa: zmiana entalpii procesu zależy od rodzaju i stanu materiałów wyjściowych i produktów reakcji, ale nie zależy od drogi procesu.

Rozważając efekty termochemiczne, zamiast pojęcia „zmiany entalpii procesu” często używa się wyrażenia „entalpia procesu”, rozumiejąc przez to pojęcie wartość Δ H. Błędem jest stosowanie pojęcia „entalpia procesu”. efekt cieplny procesu” przy formułowaniu prawa Hessa, gdyż wartość Q w ogólnym przypadku nie jest funkcją stanu. Jak stwierdzono powyżej, tylko przy stałym ciśnieniu Q P = -Δ N (przy stałej objętości Q V = -Δ U).

Zatem powstawanie PCl 5 można rozpatrywać w wyniku interakcji prostych substancji:

P (k, biały) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; ΔH 1,

lub w wyniku procesu przebiegającego w kilku etapach:

P (k, biały) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); ΔH2,

PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(k); ΔH3,

lub w sumie:

P (k, biały) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; Δ H. 1 = Δ H. 2 + Δ H. 3.

6.1.4. Entalpie tworzenia substancji

Entalpia tworzenia to entalpia procesu tworzenia się substancji w danym stanie skupienia z prostych substancji znajdujących się w trwałych modyfikacjach. Na przykład entalpia tworzenia siarczanu sodu jest entalpią reakcji:

2Na (k) + S (romb) + 2O 2 (g) = Na 2 SO 4 (k).

Entalpia tworzenia prostych substancji wynosi zero.

Ponieważ efekt termiczny reakcji zależy od stanu substancji, temperatury i ciśnienia, przy przeprowadzaniu obliczeń termochemicznych postanowiono zastosować standardowe entalpie tworzenia– entalpia tworzenia substancji znajdujących się w danej temperaturze w stan standardowy. Za stan normalny dla substancji w stanie skondensowanym przyjmuje się rzeczywisty stan substancji w danej temperaturze i ciśnieniu 101,325 kPa (1 atm). Literatury podają zazwyczaj standardowe entalpie tworzenia substancji w temperaturze 25 o C (298 K), w odniesieniu do 1 mola substancji (Δ H f o 298). Standardowe entalpie tworzenia niektórych substancji w T = 298 K podano w tabeli. 6.1.

Tabela 6.1.

Standardowe entalpie tworzenia (Δ H f o 298) niektórych substancji

Standardowe entalpie tworzenia najbardziej złożonych substancji są wartościami ujemnymi. W przypadku niewielkiej liczby substancji niestabilnych Δ Н f o 298 > 0. Do takich substancji zaliczają się w szczególności tlenek azotu (II) i tlenek azotu (IV), tabela 6.1.

6.1.5. Obliczanie skutków termicznych reakcji chemicznych

Do obliczenia entalpii procesów stosuje się wniosek z prawa Hessa: entalpia reakcji jest równa sumie entalpii tworzenia produktów reakcji minus suma entalpii tworzenia substancji wyjściowych, biorąc pod uwagę współczynniki stechiometryczne.

Obliczmy entalpię rozkładu węglanu wapnia. Proces opisuje następujące równanie:

CaCO3 (k) = CaO (k) + CO2 (g).

Entalpia tej reakcji będzie równa sumie entalpii tworzenia tlenku wapnia i dwutlenku węgla pomniejszonej o entalpię tworzenia węglanu wapnia:

Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (k)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (k)).

Korzystając z danych z tabeli 6.1. otrzymujemy:

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

Z uzyskanych danych wynika, że ​​rozpatrywana reakcja ma charakter endotermiczny, tj. przebiega wraz z absorpcją ciepła.

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

Towarzyszy temu wydzielanie ciepła. Jego entalpia będzie równa

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

6.2. Szybkość reakcji chemicznych

6.2.1. Koncepcja szybkości reakcji

Dział chemii zajmujący się szybkością i mechanizmami reakcji chemicznych nazywa się Kinetyka chemiczna. Jednym z kluczowych pojęć kinetyki chemicznej jest szybkość reakcji chemicznej.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od zmiany stężenia reagentów w jednostce czasu przy stałej objętości układu.

Rozważ następujący proces:

Niech w pewnym momencie t 1 stężenie substancji A będzie równe wartości c 1 , a w chwili t 2 – wartości c 2 . W okresie od t 1 do t 2 zmiana stężenia będzie wynosić Δ c = c 2 – c 1. Średnia szybkość reakcji wynosi:

Znak minus umieszczono, ponieważ w miarę postępu reakcji (Δ t > 0) stężenie substancji maleje (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od charakteru reagentów i warunków reakcji: stężenia, temperatury, obecności katalizatora, ciśnienia (w przypadku reakcji gazowych) i kilku innych czynników. W szczególności wraz ze wzrostem powierzchni kontaktu substancji wzrasta szybkość reakcji. Szybkość reakcji wzrasta także wraz ze wzrostem szybkości mieszania reagentów.

Wartość liczbowa szybkości reakcji zależy również od tego, z jakiego składnika obliczana jest szybkość reakcji. Na przykład szybkość procesu

H2 + I2 = 2HI,

obliczona na podstawie zmiany stężenia HI jest dwukrotnością szybkości reakcji obliczonej na podstawie zmiany stężenia odczynników H 2 lub I 2.

6.2.2. Zależność szybkości reakcji od stężenia; porządek i molekularność reakcji

Podstawowe prawo kinetyki chemicznej brzmi prawo akcji masowej– ustala zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów.

Szybkość reakcji jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów. Dla reakcji zapisanej w postaci ogólnej jako

aA + bB = cC + dD,

Zależność szybkości reakcji od stężenia ma postać:

v = k [A] α [B] β .

W tym równaniu kinetycznym k jest współczynnikiem proporcjonalności, tzw stała stawki; [A] i [B] to stężenia substancji A i B. Stała szybkości reakcji k zależy od charakteru reagentów i temperatury, ale nie zależy od ich stężeń. Współczynniki α i β wynikają z danych eksperymentalnych.

Suma wykładników w równaniach kinetycznych nazywana jest sumą w celu reakcje. Istnieje również szczególna kolejność reakcji dla jednego ze składników. Na przykład dla reakcji

H2 + C12 = 2HC1

Równanie kinetyczne wygląda następująco:

v = k 1/2,

te. ogólny rząd wynosi 1,5, a rzędy reakcji dla składników H2 i C12 wynoszą odpowiednio 1 i 0,5.

Molekularność reakcja jest określona przez liczbę cząstek, których jednoczesne zderzenie powoduje elementarny akt oddziaływania chemicznego. Akt elementarny (etap podstawowy)– pojedynczy akt oddziaływania lub przemiany cząstek (cząsteczek, jonów, rodników) w inne cząstki. W przypadku reakcji elementarnych molekularność i porządek reakcji są takie same. Jeżeli proces jest wieloetapowy i dlatego zapisanie równania reakcji nie ujawnia mechanizmu procesu, to kolejność reakcji nie pokrywa się z jej molekularnością.

Reakcje chemiczne dzielimy na proste (jednostopniowe) i złożone, zachodzące w kilku etapach.

Reakcja monocząsteczkowa to reakcja, w której elementarnym aktem jest przemiana chemiczna jednej cząsteczki. Na przykład:

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

Reakcja dwumolekularna– reakcja, w której elementarny akt zachodzi w wyniku zderzenia dwóch cząstek. Na przykład:

H 2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).

Reakcja trójcząsteczkowa- prosta reakcja, której elementarny akt zachodzi podczas jednoczesnego zderzenia trzech cząsteczek. Na przykład:

2NO (g) + O 2 (g) = 2 NO 2 (g).

Ustalono, że jednoczesne zderzenie więcej niż trzech cząsteczek prowadzące do powstania produktów reakcji jest praktycznie niemożliwe.

Prawo działania mas nie dotyczy reakcji z udziałem ciał stałych, ponieważ ich stężenia są stałe i reagują tylko na powierzchni. Szybkość takich reakcji zależy od wielkości powierzchni styku pomiędzy reagującymi substancjami.

6.2.3. Zależność szybkości reakcji od temperatury

Szybkość reakcji chemicznych wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Wzrost ten jest spowodowany wzrostem energii kinetycznej cząsteczek. W 1884 roku holenderski chemik Van't Hoff sformułował zasadę: Przy wzroście temperatury o każde 10 stopni szybkość reakcji chemicznych wzrasta 2-4 razy.

Reguła Van't Hoffa jest zapisana jako:

,

gdzie V t 1 i V t 2 to szybkości reakcji w temperaturach t 1 i t 2; γ jest temperaturowym współczynnikiem prędkości, równym 2–4.

Do przybliżonego wpływu temperatury na szybkość reakcji stosuje się regułę Van't Hoffa. Dokładniejsze równanie opisujące zależność stałej szybkości reakcji od temperatury zaproponował w 1889 roku szwedzki naukowiec S. Arrhenius:

.

W równaniu Arrheniusa A jest stałą, E jest energią aktywacji (J/mol); T – temperatura, K.

Według Arrheniusa nie każde zderzenie cząsteczek prowadzi do przemian chemicznych. Tylko cząsteczki posiadające nadmiar energii są w stanie zareagować. Ta nadwyżka energii, jaką muszą posiadać zderzające się cząstki, aby zaszła między nimi reakcja, nazywa się energia aktywacji.

6.3. Pojęcie katalizy i katalizatorów

Katalizator to substancja, która zmienia szybkość reakcji chemicznej, ale pozostaje niezmieniona chemicznie po zakończeniu reakcji.

Niektóre katalizatory przyspieszają reakcję, inne tzw inhibitory, spowolnij jego postęp. Na przykład dodanie niewielkiej ilości MnO2 do nadtlenku wodoru H2O2 jako katalizatora powoduje szybki rozkład:

2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

W obecności niewielkich ilości kwasu siarkowego obserwuje się zmniejszenie szybkości rozkładu H 2 O 2. W tej reakcji kwas siarkowy działa jako inhibitor.

W zależności od tego, czy katalizator znajduje się w tej samej fazie co reagenty, czy tworzy niezależną fazę, rozróżnia się je jednorodny I kataliza heterogeniczna.

Kataliza homogeniczna

W przypadku katalizy jednorodnej reagenty i katalizator znajdują się w tej samej fazie, na przykład gazowej. Mechanizm działania katalizatora polega na tym, że oddziałuje on z reagującymi substancjami tworząc związki pośrednie.

Rozważmy mechanizm działania katalizatora. W przypadku braku katalizatora reakcja

Postępuje bardzo powoli. Katalizator tworzy reaktywny produkt pośredni z substancjami wyjściowymi (na przykład z substancją B):

który reaguje energicznie z innym materiałem wyjściowym, tworząc końcowy produkt reakcji:

VK + A = AB + K.

Kataliza jednorodna zachodzi np. w procesie utleniania tlenku siarki(IV) do tlenku siarki(VI), który zachodzi w obecności tlenków azotu.

Jednorodna reakcja

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

przy braku katalizatora idzie bardzo wolno. Ale po wprowadzeniu katalizatora (NO) powstaje związek pośredni (NO2):

O2 + 2NO = 2NO2,

który łatwo utlenia SO 2:

NIE 2 + SO 2 = SO 3 + NIE.

Energia aktywacji tego ostatniego procesu jest bardzo niska, dlatego reakcja przebiega z dużą szybkością. Zatem działanie katalizatorów sprowadza się do zmniejszenia energii aktywacji reakcji.

Kataliza heterogeniczna

W katalizie heterogenicznej katalizator i reagenty znajdują się w różnych fazach. Katalizator jest zwykle w stanie stałym, a reagenty w stanie ciekłym lub gazowym. W katalizie heterogenicznej przyspieszenie procesu jest zwykle związane z katalitycznym działaniem powierzchni katalizatora.

Katalizatory wyróżniają się selektywnością działania. I tak na przykład w obecności katalizatora tlenku glinu Al 2 O 3 w temperaturze 300 o C wodę i etylen otrzymuje się z alkoholu etylowego:

C 2 H 5 OH – (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.

W tej samej temperaturze, ale w obecności miedzi Cu jako katalizatora, następuje odwodornienie alkoholu etylowego:

C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2 .

Niewielkie ilości niektórych substancji zmniejszają lub nawet całkowicie niszczą działanie katalizatorów (zatrucie katalizatora). Takie substancje nazywane są trucizny katalityczne. Na przykład tlen powoduje odwracalne zatrucie katalizatora żelaznego podczas syntezy NH3. Aktywność katalizatora można przywrócić przepuszczając świeżą mieszaninę azotu i wodoru oczyszczoną z tlenu. Siarka powoduje nieodwracalne zatrucie katalizatora podczas syntezy NH3. Jego aktywności nie można przywrócić przez przepuszczenie świeżej mieszaniny N 2 + H 2.

Substancje wzmacniające działanie katalizatorów reakcji nazywane są promotorzy, Lub aktywatory(katalizatory platynowe promuje się np. dodatkiem żelaza lub aluminium).

Mechanizm katalizy heterogenicznej jest bardziej złożony. Do wyjaśnienia tego służy teoria adsorpcji katalizy. Powierzchnia katalizatora jest niejednorodna, dlatego znajdują się na niej tzw. centra aktywne. Adsorpcja reagujących substancji zachodzi w centrach aktywnych. Ten ostatni proces zbliża do siebie reagujące cząsteczki i zwiększa ich aktywność chemiczną, ponieważ wiązania między atomami w zaadsorbowanych cząsteczkach ulegają osłabieniu i zwiększa się odległość między atomami.

Z drugiej strony uważa się, że przyspieszające działanie katalizatora w katalizie heterogenicznej wynika z faktu, że reagenty tworzą związki pośrednie (jak w przypadku katalizy homogenicznej), co prowadzi do spadku energii aktywacji.

6.4. Równowaga chemiczna

Reakcje nieodwracalne i odwracalne

Reakcje, które przebiegają tylko w jednym kierunku i kończą się całkowitą przemianą substancji wyjściowych w substancje końcowe, nazywane są nieodwracalnymi.

Nieodwracalne, tj. prowadzące do zakończenia to reakcje, w których

Reakcje chemiczne, które mogą przebiegać w przeciwnych kierunkach, nazywane są odwracalnymi. Typowe reakcje odwracalne to synteza amoniaku i utlenianie tlenku siarki (IV) do tlenku siarki (VI):

N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Pisząc równania reakcji odwracalnych, zamiast znaku równości należy używać dwóch strzałek skierowanych w przeciwne strony.

W reakcjach odwracalnych szybkość reakcji bezpośredniej w początkowym momencie ma wartość maksymalną, która maleje wraz ze spadkiem stężenia początkowych reagentów. Przeciwnie, reakcja odwrotna ma początkowo szybkość minimalną, zwiększającą się wraz ze wzrostem stężenia produktów. W rezultacie nadchodzi moment, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównują się i w układzie ustala się równowaga chemiczna.

Równowaga chemiczna

Stan układu reagujących substancji, w którym szybkość reakcji przebiegającej staje się równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną.

Równowaga chemiczna nazywana jest także równowagą prawdziwą. Oprócz równości szybkości reakcji do przodu i do tyłu, prawdziwa (chemiczna) równowaga charakteryzuje się następującymi cechami:

niezmienność stanu układu spowodowana jest występowaniem reakcji bezpośrednich i odwrotnych, czyli stan równowagi jest dynamiczny;

stan systemu pozostaje niezmieniony w czasie, jeśli nie ma na system zewnętrznego wpływu;

każdy wpływ zewnętrzny powoduje przesunięcie równowagi układu; jeśli jednak wpływ zewnętrzny zostanie usunięty, system powróci do pierwotnego stanu;

• stan układu jest taki sam niezależnie od tego, z której strony układ zbliża się do równowagi – od strony substancji wyjściowych czy od strony produktów reakcji.

Należy to odróżnić od prawdy pozorna równowaga. Na przykład mieszaninę tlenu i wodoru w zamkniętym naczyniu w temperaturze pokojowej można przechowywać przez nieograniczony czas. Jednakże inicjacja reakcji (wyładowanie elektryczne, promieniowanie ultrafioletowe, podwyższona temperatura) powoduje nieodwracalną reakcję tworzenia się wody.

6.5. Zasada Le Chateliera

Określa się wpływ zmian warunków zewnętrznych na położenie równowagi Zasada Le Châtela e (Francja, 1884): jeśli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie zastosowany jakiś wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga w układzie przesunie się w stronę osłabienia tego wpływu.

Zasada Le Chateliera dotyczy nie tylko procesów chemicznych, ale także fizycznych, takich jak wrzenie, krystalizacja, rozpuszczanie itp.

Rozważmy wpływ różnych czynników na równowagę chemiczną na przykładzie reakcji syntezy amoniaku:

N2+3H222NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Wpływ stężenia na równowagę chemiczną.

Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost stężenia substancji wyjściowych przesuwa równowagę w stronę powstawania produktów reakcji. Wzrost stężenia produktów reakcji przesuwa równowagę w stronę tworzenia substancji wyjściowych.

W omówionym powyżej procesie syntezy amoniaku wprowadzenie dodatkowych ilości N 2 lub H 2 do układu równowagi powoduje przesunięcie równowagi w kierunku, w którym zmniejsza się stężenie tych substancji, a zatem równowaga przesuwa się w stronę tworzenia NH3. Wzrost stężenia amoniaku przesuwa równowagę w stronę substancji macierzystych.

Katalizator przyspiesza zatem jednakowo reakcje do przodu i do tyłu wprowadzenie katalizatora nie wpływa na równowagę chemiczną.

Wpływ temperatury na równowagę chemiczną

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a wraz ze spadkiem temperatury w stronę reakcji egzotermicznej.

Stopień przesunięcia równowagi jest określony przez wartość bezwzględną efektu cieplnego: im większa wartość ΔH reakcji, tym większy wpływ temperatury.

W rozważanej reakcji syntezy amoniaku wzrost temperatury przesunie równowagę w stronę substancji wyjściowych.

Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną

Zmiany ciśnienia wpływają na równowagę chemiczną substancji gazowych. Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji zachodzącej ze zmniejszeniem objętości substancji gazowych, a spadek ciśnienia przesuwa równowagę w przeciwnym kierunku. Reakcja syntezy amoniaku przebiega wraz ze zmniejszaniem się objętości układu (po lewej stronie równania znajdują się cztery objętości, po prawej dwie). Dlatego wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w stronę tworzenia amoniaku. Zmniejszenie ciśnienia przesunie równowagę w przeciwnym kierunku. Jeżeli w równaniu reakcji odwracalnej liczba cząsteczek substancji gazowych po prawej i lewej stronie jest równa (reakcja przebiega bez zmiany objętości substancji gazowych), to ciśnienie nie wpływa na położenie równowagi w tym układzie.

Termochemia bada skutki termiczne reakcji chemicznych. W wielu przypadkach reakcje te zachodzą przy stałej objętości lub stałym ciśnieniu. Z pierwszej zasady termodynamiki wynika, że ​​w tych warunkach ciepło jest funkcją stanu. Przy stałej objętości ciepło jest równe zmianie energii wewnętrznej:

i przy stałym ciśnieniu - zmiana entalpii:

Równości te, zastosowane do reakcji chemicznych, stanowią istotę Prawo Hessa:

Efekt cieplny reakcji chemicznej zachodzącej przy stałym ciśnieniu lub stałej objętości nie jest zależny od drogi reakcji, lecz zależy jedynie od stanu reagentów i produktów reakcji.

Innymi słowy, efekt termiczny reakcji chemicznej jest równy zmianie funkcji stanu.
W termochemii, w przeciwieństwie do innych zastosowań termodynamiki, ciepło uważa się za dodatnie, jeśli jest uwalniane do środowiska, tj. Jeśli H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H(co nazywa się po prostu „entalpią reakcji”) lub U reakcje.

Jeżeli reakcja zachodzi w roztworze lub w fazie stałej, gdzie zmiana objętości jest znikoma, to

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

Jeżeli w reakcji biorą udział gazy doskonałe, to w stałej temperaturze

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

gdzie n jest zmianą liczby moli gazów w reakcji.

Aby ułatwić porównanie entalpii różnych reakcji, stosuje się koncepcję „stanu standardowego”. Stan standardowy to stan czystej substancji pod ciśnieniem 1 bar (= 10 5 Pa) i danej temperaturze. Dla gazów jest to stan hipotetyczny pod ciśnieniem 1 bara, mający właściwości gazu nieskończenie rozrzedzonego. Entalpia reakcji pomiędzy substancjami w stanach normalnych w temperaturze T, oznaczają ( R oznacza „reakcję”). Równania termochemiczne wskazują nie tylko wzory substancji, ale także ich stany skupienia lub modyfikacje krystaliczne.

Ważne konsekwencje wynikają z prawa Hessa, które umożliwia obliczenie entalpii reakcji chemicznych.

Wniosek 1.

równa różnicy między standardowymi entalpiami tworzenia produktów reakcji i odczynników (z uwzględnieniem współczynników stechiometrycznych):

Standardowa entalpia (ciepło) tworzenia substancji (F oznacza „tworzenie”) w danej temperaturze jest entalpią reakcji tworzenia jednego mola tej substancji z elementów, które są w najbardziej stabilnym stanie standardowym. Zgodnie z tą definicją entalpia tworzenia najbardziej stabilnych prostych substancji w stanie standardowym wynosi 0 w dowolnej temperaturze. Standardowe entalpie tworzenia substancji w temperaturze 298 K podano w podręcznikach.

Pojęcie „entalpii tworzenia” stosuje się nie tylko w przypadku zwykłych substancji, ale także jonów w roztworze. W tym przypadku za punkt odniesienia przyjmuje się jon H +, dla którego przyjmuje się, że standardowa entalpia tworzenia w roztworze wodnym wynosi zero:

Konsekwencja 2. Standardowa entalpia reakcji chemicznej

równa różnicy entalpii spalania reagentów i produktów reakcji (z uwzględnieniem współczynników stechiometrycznych):

(C oznacza „spalanie”). Standardowa entalpia (ciepło) spalania substancji to entalpia reakcji całkowitego utlenienia jednego mola substancji. Konsekwencja ta jest zwykle używana do obliczania skutków termicznych reakcji organicznych.

Konsekwencja 3. Entalpia reakcji chemicznej jest równa różnicy energii wiązań chemicznych rozrywanych i powstających.

Energia komunikacji A-B nazwij energię potrzebną do rozerwania wiązania i rozdzielenia powstałych cząstek na nieskończoną odległość:

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

Energia komunikacji jest zawsze pozytywna.

Większość danych termochemicznych w podręcznikach podano dla temperatury 298 K. Aby obliczyć efekty termiczne w innych temperaturach, użyj Równanie Kirchhoffa:

(forma różniczkowa) (3.7)

(forma całkowa) (3.8)

Gdzie C str- różnica między izobaryczną pojemnością cieplną produktów reakcji i substancji wyjściowych. Jeśli różnica T 2 - T 1 jest mały, to możesz zaakceptować C str= stała Jeżeli występuje duża różnica temperatur, konieczne jest skorzystanie z zależności temperaturowej C str(T) typ:

gdzie są współczynniki A, B, C itp. dla poszczególnych substancji są one pobierane z podręcznika, a znak wskazuje różnicę między produktami i odczynnikami (z uwzględnieniem współczynników).

PRZYKŁADY

Przykład 3-1. Standardowe entalpie tworzenia wody w stanie ciekłym i gazowym w temperaturze 298 K wynoszą odpowiednio -285,8 i -241,8 kJ/mol. Oblicz entalpię parowania wody w tej temperaturze.

Rozwiązanie. Entalpie tworzenia odpowiadają następującym reakcjom:

H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (l), H 1 0 = -285.8;

H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (g), H 2 0 = -241.8.

Drugą reakcję można przeprowadzić dwuetapowo: najpierw spalić wodór w celu wytworzenia ciekłej wody zgodnie z pierwszą reakcją, a następnie odparować wodę:

H 2 O (l) = H 2 O (g), H 0 isp =?

Następnie, zgodnie z prawem Hessa,

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

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

Odpowiedź. 44,0 kJ/mol.

Przykład 3-2. Oblicz entalpię reakcji

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

a) przez entalpie tworzenia; b) poprzez energie wiązania, przy założeniu, że wiązania podwójne w cząsteczce C 6 H 6 są stałe.

Rozwiązanie. a) Entalpie tworzenia (w kJ/mol) można znaleźć w podręczniku (np. P.W. Atkins, Physical Chemistry, wydanie 5, s. C9-C15): f H 0 (C 6 H 6 (g)) = 82,93, f H 0 (C (g)) = 716,68, f H 0 (H (g)) = 217,97. Entalpia reakcji wynosi:

rH 0 = 82,93 - 6716,68 - 6217,97 = -5525 kJ/mol.

b) W tej reakcji wiązania chemiczne nie są zrywane, a jedynie tworzone. W przybliżeniu ustalonych wiązań podwójnych, cząsteczka C 6 H 6 zawiera 6 wiązań C-H, 3 wiązania C-C i 3 wiązania C=C. Energie wiązań (w kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, wydanie 5, s. C7): mi(CH) = 412, mi(CC) = 348, mi(C=C) = 612. Entalpia reakcji wynosi:

rH 0 = -(6412 + 3348 + 3612) = -5352 kJ/mol.

Różnica w stosunku do dokładnego wyniku -5525 kJ/mol wynika z faktu, że w cząsteczce benzenu nie ma pojedynczych wiązań C-C i podwójnych C=C, ale jest 6 aromatycznych wiązań C C.

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

Przykład 3-3. Korzystając z danych referencyjnych, oblicz entalpię reakcji

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

Rozwiązanie. Skrócone równanie jonowe reakcji to:

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

Zgodnie z prawem Hessa entalpia reakcji jest równa:

rH 0 = 4f H 0 (H2O (l)) + 2 f H 0 (NIE (g)) + 3 f H 0 (Cu 2+ (wodny)) - 2 f H 0 (NO 3 - (wodny))

(entalpie tworzenia miedzi i jonu H + są z definicji równe 0). Zastępując wartości entalpii tworzenia (P.W.Atkins, Physical Chemistry, wydanie 5, s. C9-C15), znajdujemy:

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

(w przeliczeniu na trzy mole miedzi).

Odpowiedź. -358,4 kJ.

Przykład 3-4. Oblicz entalpię spalania metanu w temperaturze 1000 K, jeśli podana jest entalpia tworzenia się metanu w temperaturze 298 K: f H 0 (CH 4) = -17,9 kcal/mol, f H 0 (CO 2) = -94,1 kcal/mol, f H 0 (H2O (g)) = -57,8 kcal/mol. Pojemność cieplna gazów (w cal/(mol. K)) w zakresie od 298 do 1000 K jest równa:

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

C p (CO 2) = 6,396 + 0,0102. T, C str(H2O (g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Rozwiązanie. Entalpia reakcji spalania metanu

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

w 298 K jest równa:

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

Znajdźmy różnicę pojemności cieplnej w funkcji temperatury:

C str = C str(CO2) + 2 C str(H2O (g)) - C str(CH 4) - 2 C str(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(kal/(mol K)).

Entalpię reakcji w temperaturze 1000 K oblicza się za pomocą równania Kirchhoffa:

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

Odpowiedź. -192,5 kcal/mol.

ZADANIA

3-1. Ile ciepła potrzeba, aby przenieść 500 g Al (t.t. 658 o C, H 0 pl = 92,4 cal/g), w temperaturze pokojowej, do stanu stopionego, jeżeli C str(Al TV) = 0,183 + 1,096 10 -4 T kal/(g·K)?

3-2. Standardowa entalpia reakcji CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) zachodzącej w otwartym naczyniu w temperaturze 1000 K wynosi 169 kJ/mol. Jakie jest ciepło tej reakcji zachodzącej w tej samej temperaturze, ale w zamkniętym naczyniu?

3-3. Oblicz standardową energię wewnętrzną tworzenia ciekłego benzenu w temperaturze 298 K, jeśli standardowa entalpia jego powstawania wynosi 49,0 kJ/mol.

3-4. Oblicz entalpię tworzenia N 2 O 5 (g) w T= 298 K na podstawie następujących danych:

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,

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

3-5. Entalpie spalania -glukozy, -fruktozy i sacharozy w temperaturze 25 o C wynoszą -2802,
Odpowiednio -2810 i -5644 kJ/mol. Oblicz ciepło hydrolizy sacharozy.

3-6. Określ entalpię tworzenia diboranu B 2 H 6 (g) w T= 298 K z następujących danych:

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,

H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 3 0 = -241,8 kJ/mol.

3-7. Oblicz ciepło tworzenia siarczanu cynku z prostych substancji w T= 298 K na podstawie poniższych danych.