 |
Układ okresowy | | Powłoki | | Obliczenia | | Definicje | | Linki do tematu |
 |
 |
| ||||||||
 |
 |
|
POWRÓT |
|
|
Efekty energetyczne przemian chemicznychTutaj kliknij Reakcje egzotermiczne (egzoenergetyczne) i endotermiczne (endoenergetyczne)Standardowe ciepła (entalpie) tworzenia Reakcje egzotermiczne (egzoenergetyczne) i endotermiczne (endoenergetyczne)Najczęściej podczas reakcji chemicznych zmiany energii występują w postaci ciepła bądź oddawanego do otoczenia i wtedy mamy do czynienia z przemianą chemiczną egzotermiczną, bądź pochłanianego z otoczenia, i mamy wtedy do czynienia z przemianą chemiczną endotermiczną.
Jaka jest różnica między tymi obiema przemianami? W przypadku przemiany egzotermicznej mieszanina reagująca na ogół ogrzewa się, w przypadku zaś przemiany endotermicznej - staje się zimniejsza. Jednakże mogą tutaj wystąpić trudności, ponieważ niektóre substancje nie reagują ze sobą podczas mieszania. Często taką mieszaninę reagującą należy podgrzać, aby zapoczątkować reakcję. Na przykład, gdy mamy na składzie sam węgiel nie zauważamy aby występowało tutaj wydzielanie się ciepła, ale gdy ten sam węgiel damy do pieca i następnie podpalimy, dalej pali się sam z wydzieleniem dużej ilości ciepła. Ciepło, które jest potrzebne do zapoczątkowania reakcji, nie ma nic wspólnego z tym, czy reakcja jest egzotermiczna czy endoenergetyczna. Ważne jest, czy następuje wydzielanie czy pobieranie ciepła w czasie, gdy substraty przemieniają się w produkty. Niektóre reakcje chemiczne egzotermiczne mają przebieg bardzo gwałtowny, co nazywane jest wybuchem lub detonacją. W taki sposób zachowują się; mieszaniny wodoru z powietrzem (tlenem), mieszanina gazu świetlnego z powietrzem, proch strzelniczy. Mieszanina wodoru z powietrzem - nazywana jest często mieszaniną piorunującą. W takiej mieszaninie w temperaturze pokojowej wodór nie jest zbyt aktywny chemicznie. Ale po zainicjowaniu (iskrą, płomieniem) łączenie się wodoru z tlenem ma przebieg wybuchowy. Mieszanina gazu ziemnego z powietrzem (tlenem) - zachowuje się podobnie jak wcześniej opisana mieszanina wodoru z powietrzem. Iskra, płomień inicjuje reakcję chemiczną przebiegającą wybuchowo. O tym trzeba pamiętać, korzystając z kuchenki gazowej. Ciepło wydzielane lub pobrane, w odniesieniu do określonych ilości (moli) substancji nazywa się ciepłem reakcji. Wartość ciepła reakcji oznacza się różnymi znakami, w zależności od tego, czy energia jest przekazywana do otoczenia, czy do układu;
Mając na uwadze powyższe uwagi, chyba nie będziesz miał żadnych wątpliwości, jakim znakiem oznaczysz efekt cieplny reakcji spalania węgla. Będzie to znak minus (-). Ale na pewno zastanawiasz się jaka jest wielkość tego ciepła. Otóż ze spalania 12 g węgla uzyskuje się - 393,42 kJ energii. C + O2 --> CO2 - 393,42 kJ Ponieważ spalono 12 g węgla, co odpowiada masie molowej węgla, wtedy równanie termochemiczne będzie miało postać. C + O2 --> CO2 - 393,42 kJ/mol Tak napisane równanie termochemiczne nie jest kompletne, ponieważ okazuje się, że efekty cieplne reakcji chemicznych zależą od:
Dlatego, opisując przemianę, należy zawsze podawać równanie stechiometryczne lub ilość głównego reagentu (substratu lub produktu) oraz stany skupienia wszystkich reagentów. Zwyczajowo używa się indeksów s, c, g, aq do oznaczenia odpowiednio fazy stałej, ciekłej, gazowej oraz rozcieńczonego roztworu wodnego. Przykładem jest wcześniej napisana reakcja spalania węgla. C(s) + O2(g) --> CO2(g) - 393,42 kJ/mol Większość procesów chemicznych przebiega w układach otwartych i pod stałym ciśnieniem (zwykle atmosferycznym). Wtedy zmianę energii wewnętrznej możemy przedstawić wcześniej napisanym równaniem. DU = Qp - pDV po przekształceniu równania otrzymamy Qp = DU + pDV gdzie: Qp - oznacza ilość ciepła wymienioną przez układ z otoczeniem w procesie izobarycznym. Prawą stronę równania można przedstawić jako różnicę dwóch wyrażeń: Qp = (U2 + pV2) - (U1 + pV1) z których pierwsze zależy od stanu końcowego (2) układu reagującego, a drugie od stanu początkowego (1).
Dla stanu początkowego przed przemianš mamy więc: U1 + pV1 = H1 a dla stanu końcowego: U2 + pV2 = H2 Zatem równanie 6.7 możemy napisać w postaci Qp = H2 - H1 = DH lubQ = Hp - Hs = DH gdzie: Hp - entalpia produktów, Hs - entalpia substratów. Znak DH reakcji stanowi podstawę klasyfikacji reakcji jako egzotermicznej (DH < 0 - układ oddaje otoczeniu energię na sposób ciepła) lub endotermicznych (DH > 0 - układ pobiera od otoczenia energię na sposób ciepła). Dla przemiany izobarycznej, efekt cieplny reakcji chemicznej jest równy zmianie entalpii. Wtedy w równaniu termochemicznym ten efekt zaznaczamy przy pomocy symbolu DH . Przykład - spalanie węgla. C(grafit) + O2(g) --> CO2(g) DH = - 393,42 kJ/mol Inny przykład to reakcja spalania wodoru. 2H2(g) + O2(g) --> 2H2O(c) DH = - 286,02 kJ/mol Produktem reakcji jest woda, ale w zależności od stanu skupienia produktu, efekty cieplne reakcji spalania są różne. Podobnie jest w czasie reakcji chemicznej chlorowodoru z wodorotlenkiem sodu. HCl(g) + NaOH(s) = NaCl(s) + H2O(c) DH = - 177,88 kJ/mol Wpływ temperatury na efekt cieplny reakcji chemicznej jest uwidoczniony w kolejnym przykładzie, tj. reakcji otrzymywania amoniaku. N2(g) + 3H2(g) --> 2NH3(g) DH = - 91,44 kJ/mol dla tmp = 298K Efekty cieplne reakcji chemicznych są dostępne w tablicach termochemicznych i noszą one nazwę standardowych efektów cieplnych. Odnoszą się one do tzw. stanów standardowych, określonych międzynarodową umową. Użytecznym pojęciem jest standardowa entalpia tworzenia, którą definiuje się jako entalpię towarzyszącą syntezie 1 mola związku chemicznego w warunkach standardowych z substancji prostych (pierwiastków) w postaci trwałej w podanych warunkach. Standardowe ciepła (entalpie) tworzenia
Entalpia reakcji, której wszystkie substraty i produkty znajdują się w stanach standardowych, nosi nazwę standardowej entalpii reakcji, DHo298. Mając na uwadze powyższe uwagi, wcześniej napisane równanie spalania węgla możemy zapisać w następujący sposób. Cgrafit(s) + O2(g) --> CO2(g) DHo298 = - 393,42 kJ/mol Z tak napisanego równania chemicznego odczytamy, że węgiel pod postacią grafitu i pod ciśnieniem 1 bara (1 atm) reaguje z czystym gazowym tlenem o ciśnieniu 1 bar, tworząc czysty gazowy dwutlenek węgla pod ciśnieniem 1 bar. Jak wspomniano standardowe efekty cieplne reakcji są dostępne pod postacią tablic i odnoszą się do jednego mola i noszą nazwę - molowych entalpii standardowych tworzenia związków chemicznych.
Dla celów termochemicznych przyjęto umownie, że molowe entalpie standardowe wszystkich pierwiastków w ich stanach standardowych są równe zeru. W tablicy 1 podano wartości molowej entalpii standardowej tworzenia niektórych związków chemicznych. Tablica 1Molowe entalpie standardowe tworzenia niektórych związków chemicznych
Gdy znane są entalpie tworzenia z pierwiastków, można obliczyć zmianę entalpii podczas innych reakcji. Zmiana entalpii reakcji jest równa różnicy sumy entalpii tworzenia związków z prawej strony równania reakcji (produktów) i sumy entalpii tworzenia związków z lewej strony równania (substraty). Jest to treścią prawa Hessa, zgodnie z którym;
DHx = DH1 + DH2 + DH3 Z prawa Hessa bezpośrednio wynika, że ciepło dowolnej reakcji Qr równa się sumie ciepeł tworzenia produktów, pomniejszonej o sumę ciepeł tworzenia substratów (z uwzględnieniem liczby moli n każdego produktu i substratu). Qr = SniQp - SniQs Odpowiednio standardowa entalpia molowa reakcji, równa jest sumie standardowych entalpii molowych produktów reakcji SniDpHo298 pomniejszonej o sumę standardowych molowych tworzenia substratów SniDsHo298 (z uwzględnieniem liczby moli n każdego produktu i substratu). DrHo298 = SniDpHo298 - SniDsHo298 Oprócz prawa Hessa w termochemii ma zastosowanie prawo Laplace'a, które głosi że;
Innymi słowami wyrażając ogólnie, gdy reakcje przebiegają w obydwu kierunkach, to przy zmianie kierunku wielkości entalpii H liczbowo nie ulegają zmianie, jedynie przyjmują znaki przeciwne. Na przykład reakcja: COg + H2O(g) --> CO2(g) + H2(g) DHo298 = -41,59kJ/mol jest egzotermiczna, natomiast reakcja odwrotna CO2(g) + H2(g) --> CO(g) + H2O(g) DHo298 = +41,59 kJ/mol jest endotermiczną. Liczbowe wartości efektów cieplnych obydwu reakcji są takie same, a jedynie ich znaki są przeciwne. Prawo Hessa oraz prawo Laplace'a umożliwiają obliczanie efektów cieplnych różnego rodzaju procesów. Ilustracją tego prawa niech będzie przykład, w którym wychodząc z gazowego HCl, gazowego NH3 oraz wody, otrzymamy dwiema różnymi drogami roztwór wodny chlorku amonowego Metoda INH3(g) + HCl(g) --> NH4Cl(s)
DH = -176,15 kJ/mol NH4Cl(s) + H2O(c) -->NH4Cl(aq) DH = +16,32 kJ/mol Metoda IINH3(g) + H2O(c) --> NH3(aq) DH = -35,15 kJ/mol HCl(g) + H2O(c) --> HCl(aq) DH = -72,38 kj/mol NH3(aq) + HCl(aq) --> NH4Cl(aq) DH = -52,30 kJ/mol Jak widzimy, przejście układu od tego samego stanu początkowego do tego samego stanu końcowego dwiema różnymi drogami związana jest z identycznym dla obydwu metod efektem cieplnym. Często w odniesieniu do substancji palnych, którymi są związki organiczne, efekty cieplne reakcji chemicznych obliczamy korzystając z tzw. standardowych entalpii spalania. Przykład 3 Na podstawie standardowych entalpii spalania reagentów (CO, H2 i CH3OH) oblicz standardową entalpię reakcji syntezy ciekłego metanolu z wodoru i tlenku węgla. CO(g) + 2H2(g) --> CH3OH(c) DH = ??? Odpowiednie reakcje spalania przedstawiają następujące reakcje chemiczne. a) CH3OH(c) + 2O2 --> CO2(g) + 2H2O(g) DHo298 = - 715,0 kJ/mol Efekt cieplny otrzymywania metanolu z wodoru i tlenku węgla możemy przedstawić jako sumę zmian entalpii następujących etapów: etap 1 - spalanie CO do CO2(g), etap 2 - spalanie H2(g) do H2O(g), etap 3 - otrzymywanie metanolu z CO2(g) i H2O(g). Efekty cieplne etapów 1 i 2 znamy, natomiast efekt cieplny etapu 3 będzie odwrotnością reakcji spalania metanolu i zgodnie z prawem Laplace'a będzie miał wartość +715 kJ/mol. Bilansujemy zmiany entalpii i otrzymujemy zależność. DHx = DHo298 (CO(g)) + 2*DHo298 (H2(g)) + DHo298 (CH3OH(c)) = (-282,9) + 2*(-286,0) + (+715,0) = -139,9
|
| |
|
