Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения
Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты.
Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»). Эндотермические реакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).
Тепловой эффект химической реакции – это изменение внутренней энергии системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реагентов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции.
При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:
Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:
Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:
Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:
Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).
Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.
Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода:
Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется 484 кДж теплоты.
Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.
Например, при сгорании алюминия:
теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:
теплота образования Al2O3 все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.
Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.
Например, при горении метана:
теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.
Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач.
1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:
получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).
Решение.
Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:
на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,
на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.
Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.
Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.
2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой
выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)
Решение.
Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:
при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,
при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.
Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.
Ответ: образуется 108 г воды.
3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой
израсходовано 80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).
Решение.
Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:
при сгорании 32 г серы выделится 296 кДж теплоты,
при сгорании 80 г серы выделится х кДж теплоты.
Отсюда х= 80*296/32 = 740 кДж.
Ответ: выделится 740 кДж теплоты.
Урок №3. Тепловой эффект химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции
I. Тепловой эффект химической реакции.
В каждом веществе запасено определенное количество энергии. С этим свойством веществ мы сталкиваемся уже за завтраком, обедом или ужином, так как продукты питания позволяют нашему организму использовать энергию самых разнообразных химических соединений, содержащихся в пище. В организме эта энергия преобразуется в движение, работу, идет на поддержание постоянной (и довольно высокой!) температуры тела.
2 H 2 (г) + O 2 (г) = 2 H 2 О(ж) + 572 кДж
2 H 2 (г) + O 2 (г) = 2 H 2 О(ж) + Q
Реакции протекающие с выделением энергии называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского «экзо» – наружу). Например, горение метана:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q
C + H 2 O = CO + H 2 – Q
Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов.
Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов. Представьте себя на минуту конструктором мощной ракеты, способной выводить на орбиту космические корабли и другие полезные грузы (рис.).
Допустим, вам известна работа (в кДж), которую придется затратить для доставки ракеты с грузом с поверхности Земли до орбиты, известна также работа по преодолению сопротивления воздуха и другие затраты энергии во время полета. Как рассчитать необходимый запас водорода и кислорода, которые (в сжиженном состоянии) используются в этой ракете в качестве топлива и окислителя?
В химической промышленности тепловые эффекты нужны для расчета количества теплоты для нагревания реакторов, в которых идут эндотермические реакции. В энергетике с помощью теплот сгорания топлива рассчитывают выработку тепловой энергии.
I. Расчёты по термохимическим уравнениям (ТХУ)
Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса.
При протекании любых химических реакций происходит разрыв химических связей между атомами в молекулах одних веществ и образование химических связей между атомами в молекулах других веществ. Разрыв химических связей связан с затратами энергии, а образование новых химических связей приводит к выделению энергии. Суммы энергий всех разорванных и всех образованных связей не являются равными, поэтому все реакции проходят либо с выделением, либо с поглощением энергии. Энергия может выделяться или поглощаться в виде звуковых волн, света, работы расширения или сжатия и т.п. В большинстве случаев энергия химической реакции выделяется или поглощается в виде тепла.
Выделение или поглощение теплоты при протекании химической реакции называют тепловым эффектом реакции и обозначают буквой Q.
Уравнения химических реакций, в которых приведен тепловой эффект реакции, называют термохимическими. В термохимических уравнениях указывают агрегатное состояние веществ (кристаллическое, жидкое, газообразное и т. д.) и могут стоять дробные коэффициенты.
Тепловой эффект реакции зависит от температуры и давления, поэтому, как правило, его приводят для стандартных условий, т. е. температуры 298 К и давления 101,3 кПа.
При образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества.
Поэтому реакция разложения воды электрическим током требует затрат энергии и является эндотермической:
H2О(ж) = H2(г) + 1/2 O2(г) — 286 кДж (ΔH1 = + 286 кДж).
Это является следствием закона сохранения энергии.
Большинство термохимических расчетов основано на важнейшем законе термохимии, которым является закон Гесса. Этот закон, установленный русским ученым Г.И. Гессом в 1840 г., называют также основным законом термохимии.
Этот закон гласит:
тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Например, тепловой эффект реакции окисления углерода (графит) в оксид углерода (IV) не зависит от того, проводится ли это окисление в одну стадию (при непосредственном сжигании углерода) до углекислого газа:
или реакция протекает через промежуточную стадию образования оксида углерода (II):
с последующим дожиганием угарного газа в углекислый газ:
При обоих способах проведения процесса система переходит из одного и того же начального состояния (графит) в одно и то же конечное состояние оксид углерода (IV). В соответствии с законом Гесса тепловой эффект реакции 1 равен сумме тепловых эффектов реакций 2 и 3:
Используя закон Гесса можно вычислить тепловой эффект промежуточной стадии реакции, если известны общий тепловой эффект реакции и тепловые эффекты других ее промежуточных стадий.
Пример решения задачи на тепловой эффект.
Реакция окисления глюкозы в организме может протекать так:
Какое количество теплоты выделится при окислении 800 г глюкозы?
Ответ. В результате окисления указанного количества глюкозы выделяется 12 458 кДж теплоты.
Экзотермические и эндотермические реакции связаны с выделением либо поглощением энергии во время протекания определенного процесса. Рассмотрим детальнее вопросы, связанные с химической кинетикой.
Особенности экзотермических процессов
При взаимодействии негашеной извести (оксида кальция) с водой образуется гашеная известь (гидроксид кальция). Этот процесс сопровождается выделением значительного количества энергии. Это пример экзотермической реакции. Также с выделением энергии происходит процесс разбавления серной кислоты. Учитывая, что в реакции выделяется достаточно существенное количество тепла, необходимо при разбавлении этого вещества добавлять кислоту в воду тонкой струйкой. При горении всех органических веществ наблюдается выделение энергии, следовательно, они являются экзотермическими процессами.
Специфика эндотермических процессов
Кроме того, эндотермической является реакция разложения перманганата калия. При постоянном нагревании исходное вещество превращается в манганат калия, оксид марганца (4). Самым важным из продуктов этого взаимодействия является кислород.
Обозначения теплового эффекта
Ученым в ходе многочисленных экспериментов удалось доказать, что абсолютно все взаимодействия связаны с тепловым эффектом. Если его показатель незначителен, в таком случае увидеть его практически невозможно, это чаще всего характерно для экзотермических взаимодействий. При этом нельзя не увидеть эндотермические реакции. Примеры подобных процессов, приведенные выше, подтверждают необходимость предварительной затраты тепла.
Химическая кинетика
Она представляет собой учение о тех явлениях, которые касаются взаимодействия веществ. Именно в данной отрасли химии объясняется механизм протекания процесса, скорость взаимодействия, а также условия осуществления заданной реакции. Химическая термодинамика дает возможность проводить различные математические расчеты, связанные с выявлением возможности самостоятельного протекания процесса. Для этого используют параметры начального и конечного состояния системы, применяют закон Гесса. Исследование кинетики протекания реакций позволяет развивать современные химические отрасли, рационально использовать выделяющую при взаимодействии энергию.
Представление о тепловом эффекте процесса исследователи используют для разработки инновационных способов получения препаратов и компонентов. Например, именно эндотермические процессы помогают сохранять определенные реагенты, применяемые в современной косметологии. Без экзотермических превращений невозможен обогрев жилых помещений, промышленных предприятий. Для того чтобы провести оценку эффективности теплового процесса, в химической кинетике осуществляют специальные вычисления, они базируются на основных законах термодинамики.
Классификация реакций
Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.
По характеру процесса
Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:
В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:
В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:
К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:
AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.
ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».
Обратимые и необратимые реакции
Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):
Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.
Примеры необратимых реакций:
NaOH + HCl = NaCl + H2O (образуется вода)
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (сопровождается выделением большого количества тепла)
Реакции и агрегатное состояние фаз
Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.
К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:
К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.
Реакции и их тепловой эффект
NaOH + HCl = NaCl + H2O + 56 кДж
К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.
Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:
Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.
Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:
CaCO3 = CaO + CO2↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)
Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.