Як визначити тепловий ефект реакції. Розрахунки за термохімічними рівняннями

Завдання №6

Обчисліть середню теплоємність речовини, наведеної в таблиці. 6, в інтервалі температур від 298 до ТДо.

Таблиця 6

	Речовина			Речовина

Рішення:

Розглянемо розрахунок середньої теплоємності аміаку в інтервалі температур від 298 до 800 До.

Теплоємність- Це відношення кількості теплоти, що поглинається тілом при нагріванні, до підвищення температури, яким супроводжується нагрівання. Для індивідуальної речовини розрізняють питому(одного кілограма) та мольну(одного моля) теплоємності.

Справжня теплоємність

, (21)

де δ Q – нескінченно мала кількість теплоти, необхідна підвищення температури тіла на нескінченно малу величину dT .

Середня теплоємність– це відношення кількості теплоти Qдо підвищення температури ∆ T = T 2 – T 1 ,

.

Оскільки теплота не є функцією стану і залежить від процесу, необхідно вказувати умови протікання процесу нагрівання. У ізохорному та ізобарному процесах для нескінченно малої зміни δ Q V = dU і δ Q p = dHтому

і
. (22)

Зв'язок між істинними ізохорною(З V) та ізобарної (C p) теплоємностямиречовини та її середнімиізохорний
та ізобарної
теплоємностямив інтервалі температур від Т 1 до Т 2 виражається рівняннями (23) та (24):

; (23)

. (24)

Залежно від істинної теплоємності від температури виражаються такими емпіричними рівняннями:

; (для неорганічних речовин) (25)

. (для органічних речовин) (26)

Скористаємося довідником фізико-хімічних величин. Випишемо коефіцієнти (a, b, c) рівняння залежності ізобарної теплоємності аміаку від температури:

Таблиця 7

Речовина
		b· 10 3	c / · 10 –5

Запишемо рівняння залежності справжньої теплоємності аміаку від температури:

.

Підставимо це рівняння у формулу (24) і обчислимо середню теплоємність аміаку:

= 1/(800-298)
=

0,002 = 43,5 Дж/моль · До.

Завдання №7

Для хімічної реакції, наведеної у табл. 2, побудуйте графіки залежностей суми теплоємностей продуктів реакції від температури
та суми теплоємностей вихідних речовин від температури
. Рівняння залежності
візьміть із довідника. Розрахуйте зміну теплоємності під час хімічної реакції (
) при температурах 298 К, ​​400 К та ТДо (табл. 6).

Рішення:

Розрахуємо зміну теплоємності при температурах 298 К, ​​400 К та 600 К на прикладі реакції синтезу аміаку:

Випишемо коефіцієнти (a, b, c, с/) 1 рівнянь залежності істинної теплоємності аміаку від температури для вихідних речовин та продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів . Обчислимо суму коефіцієнтів. Наприклад, сума коефіцієнтів адля вихідних речовин дорівнює

= 27,88 + 3 · 27,28 = 109,72.

Сума коефіцієнтів адля продуктів реакції дорівнює

= 2 · 29,8 = 59,6.

=
=59,6 – 109,72 = –50,12.

Таблиця 8

Речовина			b· 10 3	c / · 10 – 5	с·10 6
вихідні речовини
( , , )
( , , )
, ,

Таким чином, рівняння залежності

для продуктів реакції має такий вигляд:

= 59,60 + 50,96 · 10 -3 Т - 3,34 · 10 5 / Т 2 .

Для побудови графіка залежності суми теплоємності продуктів реакції від температури
розрахуємо суму теплоємностей за кількох температур:

При Т = 298 К

= 59,60 + 50,96 · 10 -3 · 298 - 3,34 · 10 5 / 298 2 = 71,03 Дж / К;

При Т = 400 К
= 77,89 Дж/К;

При Т = 600 К
= 89,25 Дж/К.

Рівняння залежності
для вихідних речовин має вигляд:

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

Аналогічно розраховуємо
вихідних речовин при кількох температурах:

При Т = 298 К

= 109,72 + 14,05 · 10 -3 · 298 + 1,50 · 10 5 / 298 2 = 115,60 Дж / К;

При Т = 400 К
= 116,28 Дж/К;

При Т = 600 К
= 118,57 Дж/К.

Далі розраховуємо зміну ізобарної теплоємності
в ході реакції при кількох температурах:

= -50,12 + 36,91 · 10 -3 Т - 4,84 · 10 5 / Т 2

= -44,57 Дж / К;

= -38,39 Дж / К;

= -29,32 Дж/К.

За розрахованими значеннями будуємо графіки залежностей суми теплоємностей продуктів реакції та суми теплоємностей вихідних речовин від температури.

Рис 2. Залежності сумарних теплоємностей вихідних речовин та продуктів реакції від температури для реакції синтезу аміаку

У цьому інтервалі температур сумарна теплоємність вихідних речовин вища за сумарну теплоємність продуктів, отже,
у всьому інтервалі температур від 298 до 600 до.

Завдання №8

Обчисліть тепловий ефект реакції, наведеної в таблиці. 2, за температури ТДо (табл. 6).

Рішення:

Обчислимо тепловий ефект реакції синтезу аміаку при температурі 800 До.

Залежність теплового ефекту
реакції від температури описує закон Кірхгоффа

, (27)

де
- Зміна теплоємності системи в ході реакції. Проаналізуємо рівняння:

1) Якщо
> 0, тобто сума теплоємностей продуктів реакції більша від суми теплоємностей вихідних речовин, то > 0,. залежність
зростаюча і з підвищенням температури тепловий ефект збільшується.

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

3) Якщо
= 0, то = 0, тепловий ефект залежить від температури.

В інтегральному вигляді рівняння Кірхгоффа має такий вигляд:

. (28)

а) якщо теплоємність під час процесу змінюється, тобто. сума теплоємностей продуктів реакції дорівнює сумі теплоємностей вихідних речовин (
), то тепловий ефект не залежить від температури

= Const.

б) для наближеного розрахункуможна знехтувати залежністю теплоємностей від температури та скористатися значеннями середніх теплоємностей учасників реакції (
). У цьому випадку розрахунок провадиться за формулою

в) для точного розрахункунеобхідні дані щодо залежності теплоємності всіх учасників реакції від температури
. У цьому випадку тепловий ефект розраховують за формулою

(30)

Виписуємо довідкові дані (табл.9) та обчислюємо зміни відповідних величин для кожного стовпця за аналогією із завданням №7). Отримані дані використовуємо для розрахунку:

Наближено:

= -91880 + (-31,88) (800 - 298) = -107883,8 Дж = - 107, 88 кДж.

= -91880 + (-50,12) (800 - 298) + 1 / 2 · 36,91 · 10 -3 (800 2 - 298 2) +

– (–4,84·10 5)(1/800 – 1/298) = – 107815 Дж = – 107,82 кДж.

Для реакції синтезу аміаку зміна теплоємності в ході реакції
< 0 (см. задачу №7). Следовательно< 0, с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

Таблиця 9

	Речовина			Сума для продуктів реакції	Сума для вихідних речовин	Зміна в ході реакції
,				=	=	=
, Дж/(моль К)				=	=	=
				=	=	=
				=	=	=
				=	= 1,5	=
				= 0	= 0	= 0

В результаті вивчення даної теми ви дізнаєтесь: Чим звичайні рівняння хімічних реакцій від їх термохімічних рівнянь. Від яких чинників залежить швидкість хімічних реакцій. Чим істинна (хімічна) рівновага відрізняється від рівноваги, що здається. В яку сторону зміщується рівновага за зміни зовнішніх умов. У чому полягає механізм гомогенного та гетерогенного каталізу. Що таке інгібітори та промотори. В результаті вивчення даної теми ви навчитеся: Розраховувати теплові ефекти хімічних реакцій із використанням величин ентальпій утворення речовин. Проводити розрахунки з допомогою математичного висловлювання принципу Вант-Гоффа. Визначати напрямок усунення хімічної рівноваги при зміні температури та тиску. Навчальні питання:

6.1. Енергетика хімічних процесів

6.1.1. Внутрішня енергія та ентальпія

У будь-якому процесі дотримується закон збереження енергії:

Q = U + A.

Ця рівність означає, що якщо до системи підводиться теплота Q, то вона витрачається на зміну внутрішньої енергії U і на здійснення роботи А.

Внутрішня енергіясистеми - це загальний її запас, що включає енергію поступального та обертального руху молекул, енергію руху електронів в атомах, енергію взаємодії ядер з електронами, ядер з ядрами і т.д. всі види енергії, крім кінетичної та потенційної енергії системи загалом.

Робота, що здійснюється системою при переході зі стану 1, характеризується обсягом V 1 , стан 2 (обсяг V 2) при постійному тиску (робота розширення), дорівнює:

А = р (V2 - V1).

При постійному тиску (р=const) з урахуванням висловлювання до роботи розширення закон збереження енергії запишеться так:

Q = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).

Сума внутрішньої енергії системи та добутку її обсягу на тиск називається ентальпієюН:

Оскільки точне значення внутрішньої енергії системи невідоме, абсолютні величини ентальпій також можуть бути отримані. Наукове значення мають і практичне застосування знаходять зміни ентальпій Н.

Внутрішня енергія U та ентальпія Н являють собою функції станусистеми. Функціями стану є характеристики системи, зміни яких визначаються лише кінцевим і початковим станом системи, тобто. не залежить від шляху процесу.

6.1.2. Екзо- та ендотермічні процеси

Протікання хімічних реакцій супроводжується поглинанням чи виділенням теплоти. Екзотермічноюназивають реакцію, що протікає з виділенням теплоти у навколишнє середовище, а ендотермічної- З поглинанням теплоти з навколишнього середовища.

Багато процесів у промисловості та в лабораторній практиці протікають при постійних тиску і температурі (Т=const, р=const). Енергетичною характеристикою цих процесів є зміна ентальпії:

Q P = -ΔН.

Для процесів, що протікають при постійних об'ємі та температурі (Т = const, V = const) Q V = - U.

Для екзотермічних реакцій Δ Н< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Наприклад,

N 2(г) + ЅO 2(г) = N 2 O (г); ΔН 298 = +82кДж,

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

Хімічні рівняння, в яких додатково вказується тепловий ефект реакції (величина DН процесу), а також агрегатний стан речовин та температура, називаються термохімічнимирівняннями.

У термохімічних рівняннях відзначають фазовий стан і алотропні модифікації реагентів і речовин, що утворюються: г - газоподібне, ж - рідке, до - кристалічний; S (ромб), S (монокл), С (графіт), С (алмаз) і т.д.

6.1.3. Термохімія; закон Гесса

Енергетичні явища, що супроводжують фізичні та хімічні процеси вивчає термохімія. Основним законом термохімії є закон, сформульований російським вченим Г.І. Гессом 1840 року.

Закон Гесса: зміна ентальпії процесу залежить від виду та стану вихідних речовин та продуктів реакції, але не залежить від шляху процесу.

При розгляді термохімічних ефектів часто замість поняття «зміна ентальпії процесу» використовують вираз «ентальпія процесу», маючи на увазі під цим поняттям величину Δ Н. Неправильно використовувати при формулюванні закону Гесса поняття «тепловий ефект процесу», оскільки величина Q у загальному випадку не є функцією стану . Як вище було зазначено, тільки при постійному тиску Q P =-Δ Н (при постійному обсязі Q V = U U).

Так, освіту PCl 5 можна як результат взаємодії простих речовин:

P (к, білий) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к); Δ Н 1 ,

або як результат процесу, що протікає в кілька стадій:

P (к, білий) + 3/2Cl 2(г) = PCl 3(г); Δ Н 2 ,

PCl 3(г) + Cl 2(г) = PCl 5(к); Δ Н 3 ,

або сумарно:

P (к, білий) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к); Δ Н 1 = Δ Н 2 + Δ Н 3 .

6.1.4. Ентальпії утворення речовин

Ентальпією освіти називається ентальпія процесу утворення речовини в даному агрегатному стані із простих речовин, що знаходяться у стійких модифікаціях. Ентальпією утворення сульфату натрію, наприклад, є ентальпія реакції:

2Na(к) + S(ромб) +2O 2(г) = Na 2 SO 4(к) .

Ентальпія утворення простих речовин дорівнює нулю.

Оскільки тепловий ефект реакції залежить від стану речовин, температури та тиску, то при проведенні термохімічних розрахунків умовилися використовувати стандартні ентальпії освіти- ентальпії утворення речовин, що знаходяться при даній температурі стандартному стані. Як стандартний стан для речовин, що знаходяться в конденсованому стані прийнято реальний стан речовини при даній температурі та тиску 101,325 кПа (1 атм). У довідниках зазвичай наводяться стандартні ентальпії утворення речовин при температурі 25 o С (298К), віднесені до 1 моль речовини (Δ Н f o 298). Стандартні ентальпії утворення деяких речовин при Т=298К наведені у табл. 6.1.

Таблиця 6.1.

Стандартні ентальпії утворення (Δ Н f o 298) деяких речовин

Речовина	Δ Н f o 298 , кДж/моль	Речовина	Δ Н f o 298 , кДж/моль

Стандартні ентальпії утворення більшості складних речовин є негативними величинами. Для невеликої кількості нестійких речовин Δ Н f o 298 > 0. До таких речовин, зокрема, належать оксид азоту(II) і оксид азоту(IV), табл.6.1.

6.1.5. Розрахунок теплових ефектів хімічних реакцій

Для розрахунку ентальпій процесів використовується наслідок із закону Гесса: ентальпія реакції дорівнює сумі ентальпій утворення продуктів реакції за вирахуванням суми ентальпій утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.

Розрахуємо ентальпію розкладання карбонату кальцію. Процес описується наступним рівнянням:

СаСО 3(к) = CaO(к) + CO 2(г).

Ентальпія цієї реакції дорівнюватиме сумі ентальпій утворення оксиду кальцію та вуглекислого газу за вирахуванням ентальпії утворення карбонату кальцію:

Δ Н o 298 = Δ Н f o 298 (СаО (к)) + Δ Н f o 298 (СО 2(г)) - Δ Н f o 298 (СаСО 3(к)).

Використовуючи дані табл.6.1. отримуємо:

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

З даних слід, що аналізована реакція є эндотермической, тобто. протікає із поглинанням тепла.

CaO(к) + CO 2(к) = СаСО 3(к)

Супроводжується виділенням теплоти. Її ентальпія виявиться рівною

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

6.2. Швидкість хімічних реакцій

6.2.1. Поняття швидкості реакції

Розділ хімії, в якому розглядаються швидкість та механізми хімічних реакцій називається хімічною кінетикою. Одним із ключових понять у хімічній кінетиці є швидкість хімічної реакції.

Швидкість хімічної реакції визначається зміною концентрації речовин, що реагують, в одиницю часу при незмінному обсязі системи.

Розглянемо наступний процес:

Нехай у якийсь момент часу t 1 концентрація речовини А дорівнює величині з 1, а в момент t 2 – величині з 2 . За проміжок часу від t 1 до t 2 зміна концентрації складе Δ с = с 2 - с 1 . Середня швидкість реакції дорівнює:

Знак мінус ставиться тому, що в міру перебігу реакції (Δt>0) концентрація речовини зменшується (Δс< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин та умов перебігу реакцій: концентрації, температури, присутності каталізатора, тиску (для газових реакцій) та інших чинників. Зокрема, зі збільшенням площі зіткнення речовин швидкість реакції збільшується. Швидкість реакції також зростає зі збільшенням швидкості перемішування реагуючих речовин.

Чисельне значення швидкості реакції залежить також від того, яким компонентом розраховується швидкість реакції. Так, наприклад, швидкість процесу

Н 2 + I 2 = 2HI,

розрахована зі зміни концентрації HI вдвічі більше швидкості реакції, обчисленої зміни концентрації реагентів Н 2 або I 2 .

6.2.2. Залежність швидкості реакції від концентрації; порядок та молекулярність реакції

Основний закон хімічної кінетики – закон чинних мас-Встановлює залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Швидкість реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. Для реакції, записаної у загальному вигляді як

аA + bB = cC + dD,

залежність швидкості реакції від концентрації має вигляд:

v = k [A] α [B] β.

У даному кінетичному рівнянні k – коефіцієнт пропорційності, званий константою швидкості; [A] та [B] – концентрації речовин А та В. Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин та від температури, але не залежить від їх концентрацій. Коефіцієнти α та β знаходять із експериментальних даних.

Сума показників ступенів у кінетичних рівняннях називається загальним порядкомреакції. Розрізняють також окремий порядок реакції по одному з компонентів. Наприклад, для реакції

Н 2 + С1 2 = 2 НС1

Кінетичне рівняння виглядає так:

v = k 1/2

тобто. загальний порядок дорівнює 1,5, а порядки реакції по компонентах Н 2 і С1 2 рівні відповідно 1 і 0,5.

Молекулярністьреакції визначається числом частинок, одночасним зіткненням яких здійснюється елементарний акт хімічної взаємодії. Елементарний акт (елементарна стадія)– одиничний акт взаємодії чи перетворення частинок (молекул, іонів, радикалів) на інші частки. Для елементарних реакцій молекулярність та порядок реакції збігаються. Якщо процес багатостадій і тому запис рівняння реакції не розкриває механізм процесу, порядок реакції не збігається з її молекулярністю.

Хімічні реакції поділяють на прості (одностадійні) і складні, які у кілька стадій.

Мономолекулярна реакція– це реакція, у якій елементарний акт є хімічне перетворення однієї молекули. Наприклад:

СН 3 СНТ (г) = СН 4 (г) + СО (г) .

Бімолекулярна реакція- Реакція, елементарний акт в якій здійснюється при зіткненні двох частинок. Наприклад:

H 2(г) + I 2(г) = 2 HI(г) .

Тримолекулярна реакція- Проста реакція, елементарний акт якої здійснюється при одночасному зіткненні трьох молекул. Наприклад:

2NO(г) + O 2(г) = 2 NO 2(г) .

Встановлено, що одночасне зіткнення більш як трьох молекул, що призводить до утворення продуктів реакції, практично неможливе.

Закон мас, що діють, не поширюється на реакції, що протікають за участю твердих речовин, оскільки їх концентрації постійні і вони реагують лише на поверхні. Швидкість таких реакцій залежить від величини поверхні зіткнення між речовинами, що реагують.

6.2.3. Залежність швидкості реакції від температури

Швидкість хімічних реакцій у разі підвищення температури зростає. Це збільшення спричинене зростанням кінетичної енергії молекул. У 1884 році голландський хімік Вант-Гофф сформулював правило: у разі підвищення температури на кожні 10 градусів швидкість хімічних реакцій збільшується в 2-4 рази.

Правило Вант-Гоффа записується у вигляді:

,

де V t 1 і V t 2 - швидкості реакції при температурах t 1 і t 2; γ - температурний коефіцієнт швидкості, що дорівнює 2 - 4.

Правило Вант-Гоффа використовується для оцінки впливу температури на швидкість реакції. Точніше рівняння, що описує залежність константи швидкості реакції від температури, запропонував у 1889 році шведський учений С. Арреніус:

.

У рівнянні Арреніуса А – константа, Е – енергія активації (Дж/моль); Т – температура, До.

Згідно з Арреніус не всі зіткнення молекул призводять до хімічних перетворень. Лише молекули, що мають деяку надмірну енергію здатні прореагувати. Ця надмірна енергія, якою повинні мати частинки, що зіштовхуються, щоб між ними відбулася реакція, називається енергією активації.

6.3. Поняття про каталіз і каталізаторів

Каталізатором називається речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, але залишається хімічно незмінним після закінчення реакції.

Одні каталізатори прискорюють реакцію, інші називаються інгібіторами, уповільнюють її перебіг. Наприклад, додавання як каталізатор невеликої кількості МnO 2 до пероксиду водню Н2О2 викликає бурхливе розкладання:

2 Н 2 O 2 - (MnO 2) 2 Н 2 O + O 2 .

У присутності невеликих кількостей сірчаної кислоти спостерігається зменшення швидкості розкладання Н2О2. У цій реакції сірчана кислота виступає як інгібітор.

Залежно від того, чи каталізатор знаходиться в тій же фазі, що і реагуючі речовини або утворює самостійну фазу, розрізняють гомогеннийі гетерогенний каталіз.

Гомогенний каталіз

У разі гомогенного каталізу реагуючі речовини та каталізатор знаходяться в одній фазі, наприклад, газоподібної. Механізм дії каталізатора заснований на тому, що він вступає у взаємодію з речовинами, що реагують, з утворенням проміжних сполук.

Розглянемо механізм дії каталізатора. За відсутності каталізатора реакція

Протікає дуже повільно. Каталізатор утворює з вихідними речовинами (наприклад, речовиною В) реакційноздатний проміжний продукт:

який енергійно реагує з іншою вихідною речовиною з утворенням кінцевого продукту реакції:

ВК+А=АВ+К.

Гомогенний каталіз має місце, наприклад, у процесі окислення оксиду сірки(IV) до оксиду сірки(VI), який відбувається в присутності оксидів азоту.

Гомогенна реакція

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

без каталізатора йде дуже повільно. Але при введенні каталізатора (NO) відбувається утворення проміжної сполуки (NO2):

O 2 + 2 NO = 2 NO 2 ,

яке легко окислює SO 2:

NO2+SO2=SO3+NO.

Енергія активації останнього процесу дуже мала, тому реакція протікає з високою швидкістю. Таким чином, дія каталізаторів зводиться до зменшення активації енергії реакції.

Гетерогенний каталіз

При гетерогенному каталізі каталізатор та реагуючі речовини знаходяться у різних фазах. Каталізатор зазвичай знаходиться в твердому, а реагуючі речовини в рідкому або газоподібному стані. При гетерогенному каталізі прискорення процесу пов'язане з каталітичною дією поверхні каталізатора.

Каталізатори відрізняються вибірковістю (селективністю) дії. Так, наприклад, у присутності каталізатора оксиду алюмінію Al 2 O 3 при 300 o З етилового спирту отримують воду і етилен:

З 2 Н 5 OН - (Al 2 O 3) З 2 Н 4 + Н 2 O.

При тій же температурі, але в присутності як каталізатор міді Cu відбувається дегідрування етилового спирту:

З 2 Н 5 OН - (Cu) СН 3 СНТ + Н 2 .

Невеликі кількості деяких речовин знижують або повністю знищують активність каталізаторів (отруєння каталізаторів). Такі речовини називаються каталітичними отрутами. Наприклад, кисень викликає оборотне отруєння залізного каталізатора при синтезі NH3. Відновити активність каталізатора можна шляхом пропускання очищеної від кисню свіжої суміші азоту та водню. Сірка викликає незворотне отруєння каталізатора при синтезі NH3. Його активність пропусканням свіжої суміші N 2 +Н 2 відновити не вдається.

Речовини, що підсилюють дію каталізаторів реакції, називаються промоторами, або активаторами(Промотування платинових каталізаторів, наприклад, проводиться шляхом добавок заліза або алюмінію).

Більш складний механізм гетерогенного каталізу. Для пояснення використовується адсорбційна теорія каталізу. Поверхня каталізатора неоднорідна, тому у ньому є звані активні центри. На активних центрах відбувається адсорбція речовин, що реагують. Останній процес викликає зближення реагуючих молекул і підвищення їхньої хімічної активності, так як у адсорбованих молекул послаблюється зв'язок між атомами, збільшується відстань між атомами.

З іншого боку, вважають, що прискорююча дія каталізатора в гетерогенному каталізі пов'язана з тим, що речовини, що реагують, утворюють проміжні сполуки (як і у разі гомогенного каталізу), що призводить до зниження енергії активації.

6.4. Хімічна рівновага

Необоротні та оборотні реакції

Реакції, що протікають тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних речовин на кінцеві речовини, називаються незворотними.

Необоротними, тобто. протікають до кінця, є реакції в яких

Хімічні реакції, які можуть бути в протилежних напрямках, називаються оборотними.Типовими оборотними реакціями є реакції синтезу аміаку та окислення оксиду сірки(IV) до оксиду сірки(VI):

N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

p align="justify"> При написанні рівнянь оборотних реакцій замість знака рівності ставлять дві стрілки, спрямовані в протилежні сторони.

У оборотних реакціях швидкість прямої реакції в початковий момент часу має максимальне значення, що зменшується в міру зменшення концентрації вихідних реагентів. Навпаки, зворотна реакція спочатку має мінімальну швидкість, що зростає зі збільшенням концентрації продуктів. В результаті, настає момент, коли швидкості прямої та зворотної реакції стають рівні між собою і в системі встановлюється хімічна рівновага.

Хімічна рівновага

Стан системи реагуючих речовин, при якому швидкість прямої реакції стає рівною швидкості зворотної реакції, називається хімічною рівновагою.

Хімічна рівновага називається також істинною рівновагою. Крім рівності швидкостей прямої та зворотної реакцій, істинна (хімічна) рівновага характеризується такими ознаками:

незмінність стану системи викликана протіканням прямої та зворотної реакції, тобто рівноважний стан є динамічним;

стан системи залишається незмінним у часі, якщо систему не виявляється зовнішній вплив;

будь-яка зовнішня дія викликає зміщення рівноваги системи; однак, якщо зовнішній вплив знімається, система знову повертається у вихідний стан;

• стан системи однаково незалежно від цього, з якого боку система підходить до рівноваги – з боку вихідних речовин чи продуктів реакції.

Від істинного слід відрізняти здавалося б рівновагу. Так, наприклад, суміш кисню і водню в закритій посудині при кімнатній температурі може зберігатися скільки завгодно довго. Однак ініціювання реакції (електричний розряд, ультрафіолетове опромінення, підвищення температури) викликає необоротне перебіг реакції утворення води.

6.5. Принцип Ле Шательє

Вплив зміни зовнішніх умов на положення рівноваги визначається принципом Ле Шателье (Франція, 1884 рік): якщо на систему, що перебуває в стані рівноваги, виробляти якийсь зовнішній вплив, то рівновага в системі зміститься у бік послаблення цього впливу.

Принцип Ле Шательє застосовується не тільки до хімічних процесів, але і до фізичних, таких як кипіння, кристалізація, розчинення і т.д.

Розглянемо вплив різних чинників на хімічну рівновагу з прикладу реакції синтезу аміаку:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3; Δ H = -91,8 кДж.

Вплив концентрації на хімічну рівновагу.

Відповідно до принципу Ле Шательє збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу у бік утворення продуктів реакції. Збільшення концентрації продуктів реакції зміщує рівновагу у бік утворення вихідних речовин.

У розглянутому вище процесі синтезу аміаку введення в рівноважну систему додаткових кількостей N 2 або H 2 викликає усунення рівноваги в тому напрямку, при якому концентрація цих речовин зменшується, отже, відбувається зсув рівноваги у бік утворення NH3. Збільшення концентрації аміаку зміщує рівновагу у бік вихідних речовин.

Каталізатор однаково прискорює як пряму, так і зворотну реакції, тому Введення каталізатора не впливає на хімічну рівновагу.

Вплив температури на хімічну рівновагу

При підвищенні температури рівновага зсувається у бік ендотермічної реакції, при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції.

Ступінь усунення рівноваги визначається абсолютною величиною теплового ефекту: чим більша величина ΔH реакції, тим значніший вплив температури.

У аналізованої реакції синтезу аміаку підвищення температури змістить рівновагу у бік вихідних речовин.

Вплив тиску на хімічну рівновагу

Зміна тиску впливає на хімічну рівновагу за участю газоподібних речовин. Згідно з принципом Ле Шательє, підвищення тиску зміщує рівновагу у бік реакції, що протікає зі зменшенням обсягу газоподібних речовин, а зниження тиску зсуває рівновагу в протилежний бік. Реакції синтезу аміаку протікає із зменшенням обсягу системи (у лівій частині рівняння знаходиться чотири обсяги, у правій – два). Тому підвищення тиску зміщує рівновагу у бік утворення аміаку. Зменшення тиску змістить рівновагу у зворотний бік. Якщо в рівнянні оборотної реакції кількість молекул газоподібних речовин у правій та лівій частинах рівні (реакція протікає без зміни обсягу газоподібних речовин), то тиск не впливає на положення рівноваги у цій системі.

Завдання 81.
Обчисліть кількість теплоти, яка виділиться при відновленні Fe 2 O 3 металевим алюмінієм, якщо отримано 335,1 р заліза. Відповідь: 2543,1 кДж.
Рішення:
Рівняння реакції:

= (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) = -1669,8 -(-822,1) = -847,7 кДж

Обчислення кількості теплоти, що виділяється при отриманні 335,1 г заліза, виробляємо з пропорції:

(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : х; х = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 кДж,

де 55,85 атомна маса заліза.

Відповідь: 2543,1 кДж.

Тепловий ефект реакції

Завдання 82.
Газоподібний етиловий спирт С2Н5ОН можна отримати при взаємодії етилену З 2 Н 4 (г) та водяної пари. Напишіть термохімічне рівняння цієї реакції, попередньо обчисливши її тепловий ефект. Відповідь: -45,76 кДж.
Рішення:
Рівняння реакції має вигляд:

З 2 Н 4 (г) + Н 2 О (г) = С2Н 5 ВІН (г); =?

Значення стандартних теплот утворення речовин наведено у спеціальних таблицях. З огляду на те, що теплоти утворення простих речовин умовно прийняті рівними нулю. Розрахуємо тепловий ефект реакції, використовуючи слідство із закону Гесса, отримаємо:

= (З 2 Н 5 ВІН) - [(С 2 Н 4) + (Н 2 О)] =
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 кДж

Рівняння реакцій, у яких близько символів хімічних сполук вказуються їх агрегатні стани чи кристалічна модифікація, і навіть числове значення теплових ефектів, називають термохімічними. У термохімічних рівняннях, якщо це спеціально не обумовлено, вказуються значення теплових ефектів при постійному тиску Q p рівні зміни ентальпії системи . Значення наводять зазвичай у правій частині рівняння, відокремлюючи його комою або крапкою з комою. Прийнято такі скорочені позначення агрегатного стану речовини: г- газоподібне, ж- Рідке, до

Якщо результаті реакції виділяється теплота, то< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

З 2 Н 4 (г) + Н 2 О (г) = З 2 Н 5 ВІН (г); = - 45,76 кДж.

Відповідь:- 45,76 кДж.

Завдання 83.
Обчисліть тепловий ефект реакції відновлення оксиду заліза (II) воднем виходячи з наступних термохімічних рівнянь:

а) ЕеО (к) + СО (г) = Fe (к) + СО 2 (г); = -13,18 кДж;
б) СО (г) + 1/2O 2 (г) = СО 2 (г); = -283,0 кДж;
в) Н2(г) + 1/2O2(г) = Н2O(г); = -241,83 кДж.
Відповідь: +27,99 кДж.

Рішення:
Рівняння реакції відновлення оксиду заліза (II) воднем має вигляд:

ЕеО (к) + Н 2 (г) = Fe (к) + Н 2 О (г); =?

= (Н2О) – [(FeO)

Теплота утворення води визначається рівнянням

Н 2 (г) + 1/2O 2 (г) = Н 2 O (г); = -241,83 кДж,

а теплоту утворення оксиду заліза (II) можна обчислити, якщо від рівняння (б) відняти рівняння (а).

=(в) - (б) - (а) = -241,83 - [-283,o - (-13,18)] = +27,99 кДж.

Відповідь:+27,99 кДж.

Завдання 84.
При взаємодії газоподібних сірководню та діоксиду вуглецю утворюються пари води та сірковуглець СS 2 (г) . Напишіть термохімічне рівняння цієї реакції, попередньо обчисліть її тепловий ефект. Відповідь: +65,43 кДж.
Рішення:
г- газоподібне, ж- Рідке, до- Кристалічний. Ці символи опускаються, якщо агрегатний стан речовин очевидний, наприклад, Про 2 , Н 2 та ін.
Рівняння реакції має вигляд:

2H 2 S(г) + CO 2 (г) = 2Н 2 Про (г) + СS 2 (г); =?

Значення стандартних теплот утворення речовин наведено у спеціальних таблицях. З огляду на те, що теплоти утворення простих речовин умовно прийняті рівними нулю. Тепловий ефект реакції можна обчислити, використовуючи слідство з закону Гесса:

= (Н 2 Про) +(СS 2) – [(Н 2 S) + (СO 2)];
= 2 (-241,83) + 115,28 - = +65,43 кДж.

2H 2 S(г) + CO 2 (г) = 2Н 2 Про (г) + СS 2 (г); = +65,43 кДж.

Відповідь:+65,43 кДж.

Термохімічне рівняння реакції

Завдання 85.
Напишіть термохімічне рівняння реакції між СО(г) та воднем, у результаті якої утворюються СН4(г) та Н2О(г). Скільки теплоти виділиться за цієї реакції, якщо було отримано 67,2 л метану у перерахунку на нормальні умови? Відповідь: 618,48 кДж.
Рішення:
Рівняння реакцій, у яких близько символів хімічних сполук вказуються їх агрегатні стани чи кристалічна модифікація, і навіть числове значення теплових ефектів, називають термохімічними. У термохімічних рівняннях, якщо це спеціально не зазначено, вказуються значення теплових ефектів при постійному тиску Q p рівні зміни ентальпії системи. Значення наводять зазвичай у правій частині рівняння, відокремлюючи його комою або крапкою з комою. Прийнято такі скорочені позначення агрегатного стану речовини: г- газоподібне, ж- дещо, до- Кристальний. Ці символи опускаються, якщо агрегатний стан речовин очевидний, наприклад, Про 2 , Н 2 та ін.
Рівняння реакції має вигляд:

СО (г) + 3Н 2 (г) = СН 4 (г) + Н 2 О (г); =?

Значення стандартних теплот утворення речовин наведено у спеціальних таблицях. З огляду на те, що теплоти утворення простих речовин умовно прийняті рівними нулю. Тепловий ефект реакції можна обчислити, використовуючи слідство з закону Гесса:

= (Н 2 О) + (СН 4) - (СO)];
= (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) = -206,16 кДж.

Термохімічне рівняння матиме вигляд:

22,4 : -206,16 = 67,2 : х; х = 67,2 (-206,16) / 22? 4 = -618,48 кДж; Q = 618,48 кДж.

Відповідь: 618,48 кДж.

Теплота освіти

Завдання 86.
Тепловий ефект якої реакції дорівнює теплоті освіти. Обчисліть теплоту освіти NO, виходячи з наступних термохімічних рівнянь:
а) 4NH 3 (г) + 5О 2 (г) = 4NO (г) + 6Н 2 O (ж); = -1168,80 кДж;
б) 4NH 3 (г) + 3О 2 (г) = 2N 2 (г) + 6Н 2 O (ж); = -1530,28 кДж
Відповідь: 90,37 кДж.
Рішення:
Стандартна теплота освіти дорівнює теплоті реакції утворення 1 моль цієї речовини з простих речовин за стандартних умов (Т = 298 К; р = 1,0325. 105 Па). Утворення NO з простих речовин можна так:

1/2N 2 + 1/2O 2 = NO

Дана реакція (а), у якій утворюється 4 моль NO і дана реакція (б), у якій утворюється 2 моль N2. В обох реакціях бере участь кисень. Отже, для визначення стандартної теплоти освіти NO складемо наступний цикл Гесса, тобто потрібно вирахувати рівняння (а) з рівняння (б):

Отже, 1/2N 2 + 1/2O 2 = NO; = 90,37 кДж.

Відповідь: 618,48 кДж.

Завдання 87.
Кристалічний хлорид амонію утворюється при взаємодії газоподібних аміаку та хлороводню. Напишіть термохімічне рівняння цієї реакції, попередньо обчисливши її тепловий ефект. Скільки теплоти виділиться, якщо реакції було витрачено 10 л аміаку в перерахунку на нормальні умови? Відповідь: 78,97 кДж.
Рішення:
Рівняння реакцій, у яких близько символів хімічних сполук вказуються їх агрегатні стани чи кристалічна модифікація, і навіть числове значення теплових ефектів, називають термохімічними. У термохімічних рівняннях, якщо це спеціально не зазначено, вказуються значення теплових ефектів при постійному тиску Q p рівні зміни ентальпії системи. Значення наводять зазвичай у правій частині рівняння, відокремлюючи його комою або крапкою з комою. Прийняті такі дещо, до- Кристалічний. Ці символи опускаються, якщо агрегатний стан речовин очевидний, наприклад, Про 2 , Н 2 та ін.
Рівняння реакції має вигляд:

NH 3 (г) + НCl (г) = NH 4 Cl (к). ; =?

Значення стандартних теплот утворення речовин наведено у спеціальних таблицях. З огляду на те, що теплоти утворення простих речовин умовно прийняті рівними нулю. Тепловий ефект реакції можна обчислити, використовуючи слідство з закону Гесса:

= (NH4Cl) - [(NH 3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 кДж.

Термохімічне рівняння матиме вигляд:

Теплоту, що виділилася при реакції 10 л аміаку за цією реакцією, визначимо з пропорції:

22,4 : -176,85 = 10 : х; х = 10 (-176,85) / 22,4 = -78,97 кДж; Q = 78,97 кДж.

Відповідь: 78,97 кДж.

7. Обчислити тепловий ефект реакції за стандартних умов: Fe 2 O 3 (т) + 3 CO (г) = 2 Fe (т) + 3 CO 2 (г), якщо теплота освіти: Fe 2 O 3 (т) = - 821,3 кДж/моль; ) = - 110,5 кДж/моль;

СО 2 (г) = - 393,5 кДж/моль.

Fe 2 O 3 (т) + 3 CO (г) = 2 Fe (т) + 3 CO 2 (г) ,

Знаючи стандартні теплові ефекти згоряння вихідних речовин та продуктів реакції, розраховуємо тепловий ефект реакції за стандартних умов:

16. Залежність швидкості хімічної реакції від температури. Правило Вант-Гофф. Температурний коефіцієнт реакції.

До реакцій наводять лише зіткнення між активними молекулами, середня енергія яких перевищує середню енергію учасників реакції.

При повідомленні молекул деякої енергії активації Е (надмірна енергія над середньою) зменшується потенційна енергія взаємодії атомів у молекулах, зв'язки всередині молекул слабшають, молекули стають реакційноздатними.

Енергія активації не обов'язково підводиться ззовні, вона може бути повідомлена деякій частині молекул шляхом перерозподілу енергії при їх зіткненнях. За Больцманом, серед N молекул знаходиться така кількість активних молекул N   з підвищеною енергією  :

N N·e – E / RT (1)

де Е – енергія активації, що показує той необхідний надлишок енергії, порівняно із середнім рівнем, яким повинні мати молекули, щоб реакція стала можливою; інші позначення загальновідомі.

При термічній активації для двох температур T 1 і T 2 відношення констант швидкостей буде:

, (2) , (3)

що дозволяє визначати енергію активації вимірювання швидкості реакції при двох різних температурах Т 1 і Т 2 .

Підвищення температури на 100 збільшує швидкість реакції у 2 – 4 рази (наближене правило Вант-Гоффа). Число, що показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції (отже константа швидкості) при збільшенні температури на 10 0 називається температурним коефіцієнтом реакції:

 (4) .(5)

Це означає, наприклад, що при збільшенні температури на 100 0 умовно прийнятого збільшення середньої швидкості в 2 рази ( = 2) швидкість реакції зростає в 2 10 , тобто. приблизно в 1000 разів, а при  = 4 - 4 10 , тобто. у 1000000 разів. Правило Вант-Гоффа застосовується для реакцій, що протікають при порівняно невисоких температурах у вузькому інтервалі. Різке зростання швидкості реакції у разі підвищення температури пояснюється тим, що кількість активних молекул при цьому зростає в геометричній прогресії.

25. Рівняння ізотерми хімічної реакції Вант-Гоффа.

Відповідно до закону діючих мас для довільної реакції

а A + bB = cC + dD

рівняння швидкості прямої реакції можна записати:

,

а для швидкості зворотної реакції:

.

У міру протікання реакції зліва направо концентрації речовин А і зменшуватимуться і швидкість прямої реакції падатиме. З іншого боку, з накопиченням продуктів реакції C і D швидкість реакції справа наліво зростатиме. Настає момент, коли швидкості 1 і 2 стають однаковими, концентрації всіх речовин залишаються незмінними, отже,

,

Звідки K c = k 1 / k 2 =

.

Постійна величина До, рівна відношенню констант швидкостей прямої та зворотної реакцій, кількісно описує стан рівноваги через рівноважні концентрації вихідних речовин і продуктів їх взаємодії (у ступені їх стехіометричних коефіцієнтів) і називається константою рівноваги. Константа рівноваги є постійної лише цієї температури, тобто.

С = f (Т). Константу рівноваги хімічної реакції прийнято висловлювати ставленням, у чисельнику якого стоїть добуток рівноважних молярних концентрацій продуктів реакції, а в знаменнику – добуток концентрацій вихідних речовин.

Якщо компоненти реакції являють собою суміш ідеальних газів, то константа рівноваги (К р) виражається через парціальний тиск компонентів:

.

Для переходу від К р до К з скористаємось рівнянням стану P · V = n · R · T. Оскільки

то P = C·R·T. .

З рівняння випливає, що К р = К з за умови, якщо реакція без зміни числа моль у газовій фазі, тобто. коли (з + d) = (a + b).

Якщо реакція протікає мимовільно при постійних Р і Т або V і Т, то значення G і F цієї реакції можна отримати з рівнянь:

,

де С А, С, С, С D – нерівноважні концентрації вихідних речовин і продуктів реакції.

,

де Р А, Р В, Р С, Р D – парціальні тиски вихідних речовин та продуктів реакції.

Два останні рівняння називаються рівняннями ізотерми хімічної реакції Вант-Гоффа. Це співвідношення дозволяє розрахувати значення  G і  F реакції, визначити її напрямок при різних концентраціях вихідних речовин.

Необхідно відзначити, що як для газових систем, так і для розчинів, за участю реакції твердих тіл (тобто для гетерогенних систем) концентрація твердої фази не входить у вираз для константи рівноваги, оскільки ця концентрація практично постійна. Так, для реакції

2 СО (г) = СО 2 (г) + С (т)

константа рівноваги записується у вигляді

.

Залежність константи рівноваги від температури (для температури Т 2 щодо температури Т 1) виражається наступним рівнянням Вант-Гоффа:

,

де Н 0 – тепловий ефект реакції.

Для ендотермічної реакції (реакція йде з поглинанням тепла) константа рівноваги збільшується з підвищенням температури, система ніби чинить опір нагріванню.

34. Осмос, осмотичний тиск. Рівняння Вант-Гоффа та осмотичний коефіцієнт.

Осмос – мимовільний рух молекул розчинника через напівпроникну мембрану, що розділяє розчини різної концентрації, з меншого розчину концентрації в розчин з більш високою концентрацією, що призводить до розведення останнього. Як напівпроникна мембрана, через маленькі отвори якої можуть селективно проходити лише невеликі за обсягом молекули розчинника і затримуються великі або сольватовані молекули або іони, часто служить целофанова плівка – для високомолекулярних речовин, а для низькомолекулярних – плівка з ферроціаніду міді. Процес перенесення розчинника (осмос) можна запобігти, якщо на розчин з більшою концентрацією зовнішнє гідростатичний тиск (в умовах рівноваги це буде так званий осмотичний тиск, що позначається буквою ). Для розрахунку значення  у розчинах неелектролітів використовується емпіричне рівняння Вант-Гоффа:

де С – молярна концентрація речовини, моль/кг;

R – універсальна газова стала, Дж/моль · До.

Величина осмотичного тиску пропорційна числу молекул (загалом числу частинок) однієї чи кількох речовин, розчинених у цьому обсязі розчину, і залежить від їхньої природи і природи розчинника. У розчинах сильних або слабких електролітів загальна кількість індивідуальних частинок збільшується внаслідок дисоціації молекул, тому рівняння для розрахунку осмотичного тиску необхідно вводити відповідний коефіцієнт пропорційності, званий ізотонічним коефіцієнтом.

i · C · R · T,

де i – ізотонічний коефіцієнт, що розраховується як відношення суми чисел іонів і молекул електроліту, що не продісоціювали, до початкового числа молекул цієї речовини.

Тож якщо ступінь дисоціації електроліту, тобто. відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул розчиненої речовини дорівнює  і молекула електроліту розпадається при цьому на n іонів, то ізотонічний коефіцієнт розраховується наступним чином:

i = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).

Для сильних електролітів можна прийняти  = 1, тоді i = n, коефіцієнт i (також більше 1) носить назву осмотичного коефіцієнта.

Явище осмосу має велике значення для рослинних і тваринних організмів, оскільки оболонки їх клітин по відношенню до розчинів багатьох речовин мають властивості напівпроникної мембрани. У чистій воді клітина сильно набухає, у ряді випадків аж до розриву оболонки, а в розчинах з високою концентрацією солей, навпаки, зменшується в розмірах і зморщується через велику втрату води. Тому при консервуванні харчових продуктів до них додається велика кількість солі чи цукру. Клітини мікроорганізмів у таких умовах втрачають значну кількість води та гинуть.

Теплотою реакції (тепловим ефектом реакції) називається кількість виділеної або поглиненої теплоти Q. Якщо в ході реакції теплота виділяється, така реакція називається екзотермічною, якщо теплота поглинається, реакція називається ендотермічною.

Теплота реакції визначається, виходячи з першого закону (початку) термодинаміки,математичним виразом якого у його найпростішій формі для хімічних реакцій є рівняння:

Q = U + р V (2.1)

де Q - теплота реакції, ΔU - зміна внутрішньої енергії, р-тиск, ΔV - зміна об'єму.

Термохімічний розрахунок полягає у визначенні теплового ефекту реакції.Відповідно до рівняння (2.1) чисельне значення теплоти реакції залежить від способу її проведення. У ізохорному процесі, проведеному при V=const, теплота реакції Q V =Δ U в ізобарному процесі при p=const тепловий ефект Q P =Δ H.Таким чином, термохімічний розрахунок полягає ввизначення величини зміни або внутрішньої енергії, або ентальпії в ході реакції. Оскільки переважна більшість реакцій протікає в ізобарних умовах (наприклад, це всі реакції у відкритих судинах. що протікають при атмосферному тиску), при приведенні термохімічних розрахунків практично завжди проводиться розрахунок ΔН . ЯкщоΔ Н<0, то реакция экзотермическая, если же Δ Н>0, то ендотермічна реакція.

Термохімічні розрахунки проводяться, використовуючи або закон Гесса, згідно з яким тепловий ефект процесу не залежить від його шляху, а визначається лише природою та станом вихідних речовин і продуктів процесу, або, найчастіше, наслідок із закону Гесса: тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот (ентальпій ) освіти товарів з відрахуванням суми теплот (ентальпій) освіти реагентів.

У розрахунках згідно із законом Гесса використовуються рівняння допоміжних реакцій, теплові ефекти яких відомі. Суть операцій при розрахунках за законом Гесса полягає в тому, що над рівняннями допоміжних реакцій роблять такі дії алгебри, які призводять до рівняння реакції з невідомим тепловим ефектом.

приклад 2.1. Визначення теплоти реакції: 2СО + O 2 = 2СO 2 ΔН -?

Як допоміжні використовуємо реакції: 1) С + О 2 = С0 2;Δ Н 1 = -393,51 кДж та 2) 2С + Про 2 = 2СО;Δ Н 2 = -220,1 кДж, деΔ Н/іΔ Н 2 – теплові ефекти допоміжних реакцій. Використовуючи рівняння цих реакцій, можна отримати рівняння заданої реакції, якщо допоміжне рівняння 1) помножити на два і з отриманого результату відняти рівняння 2). Тому невідома теплота заданої реакції дорівнює:

Δ Н = 2Δ H 1 -Δ Н 2 = 2 (-393,51) - (-220,1) = -566,92 кДж.

Якщо термохімічному розрахунку використовується слідство із закону Гесса, то реакції, вираженої рівнянням aA+bB=cC+dD, користуються співвідношенням:

ΔН =(сΔНобр,с + dΔHoбp D) - (аΔНобр A + bΔН обр,в) (2.2)

де ΔН – теплота реакції; ΔН o бр - теплоти (ентальпії) утворення, відповідно, продуктів реакції С та D і реагентів А та В; с, d, a, b – стехіометричні коефіцієнти.

Теплотою (ентальпією) утворення сполуки називається тепловий ефект реакції, в ході якої утворюється 1 моль цієї сполуки з простих речовин, що знаходяться в термодинамічно стійких фазах і модифікаціях 1*. Наприклад , теплота утворення води в пароподібному стані дорівнює половині теплоти реакції, що виражається рівнянням: 2Н 2 (г)+ Про 2(г)= 2Н2О(г).Розмір теплоти освіти - кДж/моль.

У термохімічних розрахунках теплоти реакцій, як правило, визначаються для стандартних умов, для яких формула (2.2) набуває вигляду:

ΔН°298 = (сΔН° 298,обр,С + dΔH° 298, o 6 p , D) - (аΔН° 298,обр A + bΔН° 298,обр,в)(2.3)

де ΔН° 298 - стандартна теплота реакції в кДж (стандартність величини вказується верхнім індексом "0") при температурі 298К, а ΔН° 298,обР - стандартні теплоти (ентальпії) утворення також при температурі 298К. Значення ΔН° 298..визначені всім сполук і є табличними даними. 2* - див. таблицю програми.

приклад 2.2. Розрахунок стандартної теплоти ре акції, вираженої рівнянням:

4NH 3 (r) + 5O 2 (г) = 4NO(г) + 6Н 2 О(г).

Відповідно до слідства із закону Гесса записуємо 3*:

Δ Н 0298 = (4Δ Н 0298. o б p. No + 6ΔH 0 298. одр.Н20) - 4ΔH 0 298 обр. NH з. Підставивши табличні значення стандартних теплот утворення сполук, представлених у рівнянні, отримаємо:Δ Н °298= (4 (90,37) + 6 (-241,84)) - 4 (-46,19) = - 904,8 кДж.

Негативний знак теплоти реакції свідчить про екзотермічність процесу.

У термохімії теплові ефекти прийнято вказувати на рівняннях реакцій. Такі рівняння із зазначеним тепловим ефектом називаються термохімічними.Наприклад, термохімічне рівняння розглянутої у прикладі 2.2 реакції записується:

4NH 3 (г) + 50 2 (г) = 4NО(г) + 6Н 2 0(г);Δ Н ° 298 = - 904,8 кДж.

Якщо умови від стандартних, у практичних термохімічних розрахунках допускає сявикористання наближення: Н ≈Δ Н° 298 (2.4)Вираз (2.4) відбиває слабку залежність величини теплоти реакції умов її протікання.