Termochemie

Termochemie
Termochemie se zabývá tepelným zabarvením chemických reakcí
Vychází z 1. termodynamického zákona
∆U = Q + W
∆U – změna vnitřní energie
Q – teplo
W – práce
Teplo a práce dodané soustavě zvyšují její vnitřní energii. Změna vnitřní energie ∆U
charakterizuje změnu stavu soustavy – stavová veličina. Probíhá-li reakce za konstantního
objemu (izochorický děj) je práce nulová (W = p · ∆V).
∆U = Q
Teplo dodané soustavě při konstantním objemu soustavy se spotřebuje na zvýšení její vnitřní
energie (∆U – izochorické reakční teplo QV).
Většina chemických reakcí probíhá za konstantního tlaku, pro ně se zavádí stavová veličina –
entalpie H (izobarické reakční teplo Qp).
Entalpie je definována vztahem
H=U+p·V
Při změně stavu soustavy se změní všechny veličiny ve vztahu
∆H = ∆U + p · ∆V + V · ∆p
Při izobarickém
průběhu děje (p = konst.) je člen V · ∆p roven nule.
∆H = ∆U + p · ∆V
Entalpie má pro izochorické děje stejný význam jako vnitřní energie pro děje izochorické.
Reakční teplo ∆H (∆U) je množství tepla, které se uvolní, nebo které je třeba dodat při
stechiometrickém průběhu příslušné chemické reakce.
Údaj o reakčním teple je doprovázen chemickou rovnicí, v níž jsou vyznačená skupenství
všech reakčních složek – termochemické rovnice.
Pro vzájemné srovnání a tabelování se užívají standardní reakční tepla (∆H°298,15; ∆U°298,15),
což jsou reakční tepla dějů, při nichž výchozí látky i produkty jsou ve standardních stavech.
Plynné látky (T = 298,15 K (t = 25°C), p= 101325 Pa, řídí se stavovou rovnicí)
Kapalné látky (T = 298,15 K (t = 25°C), p = 101325 Pa)
Pevné látky (T = 298,15 K (t = 25°C), p = 101325 Pa, nejstálejší modifikace)
Rozdělení reakcí podle tepelného zabarvení
a) exotermické (exotermní) - ∆H < 0 (soustava teplo uvolňuje a předává ho do okolí)
b) endotermická (endotermní) - ∆H > 0 (soustava teplo pohlcuje)
Termochemické zákony
1. termochemický zákon (Laplace a Lavoisier)
Tepelné zabarvení reakce probíhající jedním směrem je až na znaménko stejné jako
tepelné zabarvení reakce probíhající směrem opačným.
Př.:
CO (g) + H2(g) → CO2(g) + H2(g)
CO2(g) + H2(g) → CO(g) + H2O(g)
∆H°298 = -41,2 kJ · mol-1
∆H°298 = 41,2 kJ · mol-1
2. termochemický zákon (Hess)
Tepelné zabarvení dané reakce je rovno součtu tepelných zabarvení dílčích reakcí, které
vycházejí ze stejných výchozích látek a poskytující stejné produkty jako dané reakce.
A
(∆H°298,15)A→B = (∆Η°298,15)Α→C + (∆H°298,15)C→B
B
C
Na základě termochemických zákonů lze vypočítat reakční teplo reakcí, které nelze přímo
měřit.
Standardní slučovací teplo (∆H°298,15)sluč
Standardní slučovací teplo (∆H°298,15)sluč je reakční teplo reakce, při níž z prvků ve
standardních stavech vznikne 1 mol sloučeniny ve standardním stavu.
Př.:
½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g)
[(∆H°298,15)sluč)]NH3 = 46 kJ · mol-1
Standardní slučovací tepla volných prvků jsou rovna nule.
Výpočet reakčních tepel ze standardních slučovacích tepel
∆Η° = ∑ v( ∆Η° 298,15 ) sluč − ∑ v( ∆Η° 298,15 ) sluč
prod
vých
v – stechiometrické koeficienty příslušných chemických rovnic
Standardní spalné teplo (∆H°298,15)spal
Standardní spalné teplo (∆H°298,15)spal – je reakční teplo reakce, při níž se 1 mol látky ve
standardním stavu spálí v proudu kyslíku na konečné oxidační produkty ve
standardním stavu.
Př.:
C6H6(l) + 15/2O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l)
[(∆H°298,15)spal)]C6H6 = -3300 kJ · mol-1
Standardní spalná tepla konečných oxidačních produktů jsou rovna nule.
Výpočet reakčních tepel ze standardních spalných tepel
∆Η° = ∑ v( ∆Η° 298,15 ) spal − ∑ v( ∆Η° 298,15 ) spal
vých
prod
v – stechiometrické koeficienty příslušných chemických rovnic
Výpočty tepelného zabarvení chemických reakcí
1) Výpočet reakčního tepla z vazebných energií
Při vzniku chemické vazby se energie uvolňuje ( vazebná energie ) a při štěpení chemických
vazeb se musí energie dodávat. (disociační energie). Obě energie se udávají v kJ/mol.
Vypočítejte reakční teplo reakce.
CH4(g) + 4F2(g) → CF4(g) + 4HF CH(g)
EC-H = 415,47 kJ/mol
EF-F = 158,99 kJ/mol
EC-F = 485,34 kJ/mol
EH-F = 569,02 kJ/mol
Rozštěpí se 4 vazby C – H . . . . . . .4.EC-H
4 vazby F – F. . . . . . . 4. EF-F
Vytvoří se nové vazby:
4 vazby C – F . . . . . . .4.EC-F
4 vazby H – F . . . . . . .4.EH-F
energie se znaménkem +
energie se znaménkem -
{ ∆ H} = [4 . 415,47 + 4 . 158,99 – 4 . 485,485,34 – 4 . 569,02] = - 1919,6
∆ H = - 1919 kJ.mol-1
Při reakci se uvolní 1919,6 kJ/mol tepla, rekce je exotermní.
Vypočítejte reakční teplo vzniku jodovodíku z prvků.
H2 + I2 → 2HI
EH-H = 435 kJ/mol
EI-I = 150 kJ/mol
EH-I = 299 kJ/mol
∆H = EH-H + EI-I - 2 . EH-I
{∆H}= 435 + 150 - 2 . 299 = -13
∆H= -13 kJ/mol
Reakční teplo dané reakce je -13 kJ/mol.
2) Výpočet reakčního tepla z termochemických rovnic
Při těchto výpočtech musí reaktanty a produkty zůstat ve stejných standardních stavech. Nelze
např., aby došlo ke změně skupenství, krystalické soustavy atd.
Vypočítejte standardní reakční teplo při 25°C pro reakci:
H2(g) + S(s) ' H2S(g)
Znáte-li reakční tepla těchto rovnicí:
∆H0298,15 = -202,92 kJ/mol
(1) Zn(s) + S(s) ' ZnS(s)
(2) Zn(s) + H2SO4(aq) ' ZnSO4 (s)+ H2(g)
∆H0298,15 = -167,23 kJ/mol
(3) ZnS(s) + H2SO4(aq) ' ZnSO4(s)+ H2S(g)
∆H0298,15 = 15,54 kJ/mol
Rovnice 1 - 2 + 3 dá danou reakci:
Zn(s) + S(s) - Zn(s) - H2SO4(aq) + ZnS(s) + H2SO4(aq) = ZnS(s) - ZnSO4(s) - H2(g) + ZnSO4(s) +H2S(g)
H2(g) + S(S) ' H2S(g)
{∆H}= -202,92 - (-167,23) + 15,54 = -20,15
∆H = -20,15 kJ/mol
Reakční teplo dané rovnice je -20,15kJ/mol.Reakce je exotermní.
3) Výpočet reakčního tepla ze slučovacích tepel
Příklad:
Vypočítejte reakční teplo reakce uhlíku s vodní párou ze slučovacích tepel.
[ (∆ H0298) sluč] H2O(g) = - 241,8 kJ/mol
[ (∆ H0298) sluč] CO(g) = - 110,5 kJ/mol
∆ H0298 = ?
C (s, grafit) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)
∆ H 298 = [ (∆ H0298) sluč] CO - [ (∆ H0298) sluč] H2O
{ ∆ H0298 } = -110,5 + 241,8 = 131,3
∆ H0298 = 131,3 kJ/mol
0
Tepelné zabarvení reakce je 131,3 kJ/mol.
Příklad:
Oxid železitý se redukuje vodíkem na železo. Vypočítejte, kolik tepla je zapotřebí k
vyredukování 10 g železa za standardních podmínek.
[(∆H0298,15)sluč] Fe2O3(s) = -822,16 kJ/mol
[(∆H0298,15)sluč] H2O(g) = -241,84 kJ/mol
M(Fe) = 55,85 g/mol
Fe2O3(s) + 3H2(g) → 2Fe(s) + 3 H2O(g)
∆H0298,15 = 3(∆H0298,15)sluč H2O - (∆H0298,15)sluč Fe2O3
{∆H0298,15 }= 3 . (-241,84) + 822,16 = 96,64
∆H0298,15 = 96,64 kJ/mol
Na vyredukování 2 molu Fe (2 . 55,85g) je zapotřebí 96,64 kJ/mol.
na vyredukování 10g............x kJ
2 .55,85g Fe ..........96,64 kJ
10g Fe...........x kJ
96,94 ⋅10
= 8, 652
2 ⋅ 55,85
x = 8,652 kJ/mol
{ x} =
K vyredukování 10g Fe je zapotřebí dodat 8,652 kJ/mol.
4) Výpočet reakčního tepla ze spalných tepel
Příklad:
Vypočítejte reakční teplo reakce uhlíku s vodní párou ze spalných tepel.
[ (∆ H0298) spal] C(s) = -393,1 kJ/mol
[ (∆ H0298) spal] CO(g) = -282,6 kJ/mol
[ (∆ H0298) spal] H2(g)= -241,8 kJ/mol
∆ H0298 = ?
C (s, grafit) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)
∆ H0298,15 = [ (∆ H0298,15) spal] C - [ (∆ H0298,15) spal] CO - [ (∆ H0298,15) spal] H2
{∆ H0298,15} = -393,1 + 282,6 + 241,8
∆ H0298,15 = 131,3 kJ/mol
Tepelné zabarvení reakce je 131,3 kJ/mol.
Příklad:
Vypočítejte standardní reakční teplo uvedené reakce:
6C(s grafit) + H2(g) → C6H6(l)
[(∆H0298,15)spal] C(s)= -393,51 kJ/mol
[(∆H0298,15)spal] H2(g) = -285,85 kJ/mol
[(∆H0298,15)spal] C6H6(l) = -3 271,89 kJ/mol
∆H0 = 6(∆H0298,15)spal C + 3(∆H0298,15)spal H2 - (∆H0298,15)spal C6H6
{∆H0}= 6.(-393,51) + 3.(-285,85) - (-3 271,89) = 53,28
∆H0 = 53,28 kJ/mol
Reakční teplo vzniku benzenu z prvků je 53,28 kJ/mol, reakce je endotermická.