Termochémia

Vypracovala: Mgr. Zuzana Szocsová

Termochémia je odbor chémie, ktorý sa zaoberá tepelnými javmi, ktoré prebiehajú pri chemických reakciách (zaoberá sa energetickými zmenami). Pri chemických reakciách nastáva určitá energetická zmena, teda uvoľňuje sa alebo spotrebúva teplo. Spotreba alebo uvoľnenie tepla závisí od druhu reaktantov, ktoré vstupujú do chemickej reakcie a od druhu produktov, ktoré vznikajú pri chemickej reakcii.

Podľa toho či sa pri chemickej reakcii teplo uvoľňuje alebo spotrebúva (teda podľa tepelnej bilancie) delíme chemické reakcie na:

Exotermické - v priebehu exotermických reakcií sa teplo uvoľňuje.
Endotermické – v priebehu endotermických reakcií sa teplo spotrebúva.

Exotermické reakcie

Energia produktov je nižšia ako energia reaktantov (o hodnotu uvoľnenej energie)
Produkty sú stabilnejšie ako reaktanty, z ktorých vznikli
Niektoré prebiehajú pri bežnej teplote a tlaku samovoľne (neutralizačné, zrážacie, atď.)
Niektoré prebiehajú pri počiatočnom dodaní energie, ale potom prebiehajú ďalej a uvoľňuje sa energia (horenie papiera, uhlia, atď.)

Endotermické reakcie

Energia produktov je vyššia ako energia vstupujúcich reaktantov
Produkty sú menej stabilné ako reaktanty
Väčšina prebieha len pri stálom zahrievaní

Reakčné teplo Q

Reakčné teplo je veličina, ktorá nám udáva teplo, ktoré sa pri priebehu chemickej reakcie uvoľní alebo spotrebuje. Určuje sa ako rozdiel entalpie produktov a entalpie reaktantov chemickej reakcie.

Entalpiu označujeme veľkým písmenom H, jej jednotkou je kJ. mol^-1.

Teda pre reakčné teplo platí:

Q= Δ H

Δ H = H produktov – H reaktantov

Pri exotermických reakciách je entalpia produktov menšia ako entalpia reaktantov a preto má reakčné teplo zápornú hodnotu.

ΔH < 0

H_R – entalpia produktov

H_P – entalpia reaktantov

ΔH = H_P – H_R

ΔH < 0

H_P

H_R

Pri endotermických reakciách je entalpia produktov väčšia ako entalpia reaktantov a preto má reakčné teplo kladnú hodnotu.

ΔH > 0

H_R – entalpia produktov

H_P – entalpia reaktantov

ΔH = H_P – H_R

ΔH > 0

Hodnota reakčného tepla závisí od látkového množstva reaktantov vstupujúcich do chemickej reakcie. Teda čím je látkové množstvo reaktantov väčšie, tým je väčšie aj reakčné teplo danej chemickej reakcie.

Teda reakčné teplo určitej chemickej reakcie je množstvo tepla, ktoré sa spotrebuje alebo uvoľní ak zreaguje také látkové množstvo reaktantov, aké je udávané prostredníctvom stechiometrických koeficientov v chemickej rovnici príslušnej chemickej reakcie.

Napríklad:

2H₂O (g) →2 H₂ (g) + O₂ (g) spotrebuje sa 457°C tepla

H₂O (g) →H₂ (g) + 1/2O₂ (g) spotrebuje sa 457/2°C tepla

Reakčné teplo chemickej reakcie, ktorá prebieha pri štandardných podmienkach označujeme ΔH⁰. (štandardné podmienky: teplota 298,15 K , tlak 101,3 kPa)

Termochemické rovnice

Termochemické rovnice sú rovnice, ktoré obsahujú informáciu o spotrebovanom alebo uvoľnenom teple. Tieto rovnice musia obsahovať aj vyznačenie skupenstiev všetkých reakčných zložiek.

Napríklad:

Exotermické rovnice (teplo sa uvoľňuje do okolia) ΔH < 0

Ca (s) + 2 H₂O (l) Ca (OH)₂ (aq) + H₂ (g) Δ H = - 431,1 kJ. mol^-1

Endotermické rovnice (teplo sa spotrebúva) ΔH > 0

H₂O (g) + C (s) CO (g) + H₂ (g) Δ H = 131,4 kJ.mol^-1

Skupenský stav v termochemických rovniciach:

s (solidus) – látka v tuhom skupenstve

l (liquidus) – látka v kvapalnom skupenstve

g (gaseus) – látka v plynnom skupenstve

aq (aqua) – látka vo vodnom roztoku

Termochemické zákony

Prvý termochemický zákon objavili v roku 1780 Lavoiser a Laplace:

„Hodnota reakčného tepla priamej a spätnej reakcie je rovnaká a líši sa len znamienkom.“

Príklad 1:

2H₂ (g) + O₂ (g) → 2H₂O (g) ΔH₁ = - 483,9 kJ.mol^-1

spätná (vratná) reakcia 2H₂O (g) → 2H₂ (g) + O₂ (g) ΔH₂ = 483,9 kJ.mol^-1

Príklad 2:

Pri syntéze dvoch mólov oxidu sírového z dvoch mólov oxidu síričitého a jedného mólu kyslíka sa uvoľní teplo 196 kJ

2SO₂(g) + O₂(g) → 2 SO₃(g) ΔH = - 196 kJ.mol^-1

Pri rozklade dvoch mólov oxidu sírového, sa rovnaké množstvo tepla spotrebuje:

2SO₃(g) → 2SO₂(g) + O₂(g) ΔH = 196 kJ. mol^-1

Druhý termochemický zákon objavil a formuloval v roku 1840 Hess:

Reakčné teplo určitej reakcie sa rovná súčtu reakčných tepiel čiastkových reakcií.

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

Príklad: Na základe termochemických rovníc čiastkových reakcií

1. Sn (s) + Cl₂ (g) SnCl₂ (s) ΔH₁ = - 349,4 kJ.mol^-1

2. SnCl₂ (s) + Cl₂ (g) SnCl₄ (l) ΔH₂ = - 195,2 kJ.mol^-1

určte reakčné teplo reakcie:

Riešenie:

Sn (s) + 2 Cl₂ (g) → SnCl₄ (l) ΔH = ?

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ = - 349,4 kJ.mol^-1 + (-195,2 kJ.mol^-1)

ΔH = - 544,6kJ.mol^-1

Tepelné javy pri rozpúšťaní tuhých látok vo vode – Na₂CO₃ . 10 H₂O, NaOH

Pri rozpúšťaní tuhých látok sa teplo môže uvoľňovať (teplota stúpla).

Na častice rozpúšťanej látky sa viažu molekuly vody – teplo sa uvoľňuje. Zmena entalpie je záporná.

Pri rozpúšťaní tuhých látok vo vode, sa teplo môže pohlcovať (teplota klesla). Pri rozpúšťaní sa musí najskôr rozrušiť kryštálová štruktúra – teplo sa spotrebuje. Zmena entalpie je kladná.

(Pri rozpúšťaní tuhých látok vo vode sa na rozrušenie kryštálovej štruktúry spotrebuje určité množstvo tepla (zmena entalpie je kladná). Pri hydratácii častíc rozpustenej látky sa teplo uvoľňuje (zmena entalpie je záporná). Výsledný tepelný efekt, ktorý nastáva po rozpúšťaní sa rovná súčtu tepelných efektov (hodnôt zmien entalpií čiastkových dejov).

To či sa teplo uvoľní alebo spotrebuje, závisí od množstva tepla, ktoré sa spotrebuje na rozrušenie kryštálovej štruktúry a od množstva tepla, ktoré sa uvoľní pri hydratácii iónov.
Ak sa pri rozrušení kryštálovej štruktúry spotrebuje viac tepla ako sa uvoľní pri hydratácii iónov, tak rozpúšťanie je endotermický dej. Ak sa spotrebuje menej tepla ide o exotermický dej.)

Druhy reakčného tepla

Reakčné teplo môžme rozlišovať podľa typu chemického deja.

Reakčné teplo reakcií, pri ktorých vzniká 1 mol zlúčeniny z prvkov, sa nazýva zlučovacie teplo.

(Štandardné zlučovacie teplo zlúčeniny je reakčné teplo chemickej reakcie, pri ktorej z prvkov v štandardnom stave vznikne 1 mol zlúčeniny v štandardnom stave)

Reakčné teplo reakcií, pri ktorých sa spaľuje 1 mol východiskových látok za vzniku stabilných oxidačných produktov, sa nazýva spaľné teplo.

(Štandardné spaľné teplo zlúčeniny je reakčné teplo chemickej reakcie, v priebehu ktorej sa 1 mol zlúčeniny v štandardnom stave zoxiduje na stabilný oxidačný produkt)

Symbolicky tieto reakčné teplá značíme ∆H⁰zl a ∆H⁰sp.

Výpočet reakčného tepla z tabuľkových hodnôt

Reakčné teplo chemickej reakcie vypočítame a.) ako rozdiel súčtu zlučovacieho tepla produktov a súčtu zlučovacieho tepla reaktantov:

∆H⁰ =∑_prod│ν│(∆H⁰)_zluč - ∑_reakt│ν│(∆H⁰)_zluč

ν – stechiometrický koeficient

Reakčné teplo chemickej reakcie vypočítame b.) jako rozdiel súčtu spalného reakčného tepla reaktantov a súčtu spalného tepla produktov:

∆H⁰ =∑_reakt│ν│(∆H⁰)_spal - ∑_prod│ν│(∆H⁰)_spal

Jednotkou je kJ. mol^-1

Príklad 1:

Vypočítajte reakčné teplo chemickej reakcie:

HOOC-COOH(s) + 2 CH₃OH(l) (COOCH₃)₂ + 2H₂O

$Delta$ H°_spal_CH3OH = -726,1 kJ.mol^-1

$Delta$ H°_{spal (}_COOCH3)2= -1678,91 kJ.mol^-1

$Delta$ H°_{spal (}_COOH)2 = -251,63 kJ.mol^-1

$Delta$ H°_spal_H2O = 0 kJ.mol^-1

Riešenie 1:

∆H⁰ =∑_reakt│ν│(∆H⁰)_spal - ∑_prod│ν│(∆H⁰)_spal

∆H⁰ = -251,63 + 2.(-726,1) – (-1678,91)kJ.mol^-1

∆H⁰ = -24,92 kJ.mol^-1

Reakčné teplo uvedenej chemickej reakcie sa rovná -24,92 kJ.mol^-1

Príklad 2:

Vypočítajte reakčné teplo reakcie:

CO₂(g) + H₂(g) → CO(g) + H₂O(g)

keď sú známe zlučovacie teplá

$Delta$ H°_zluč,_CO2(g) = -410,34 kJ.mol^-1

$Delta$ H°_zluč,CO(g) = -124,74 kJ.mol^-1

$Delta$ H°_zluč,_H2O(g) = - 242,76.kJ mo1^-1

$Delta$ H°_zluč,_H2(g) = 0 kJ.mol^-1

Riešenie 2:

$Delta$ H° = ∑_prod│ν│(∆H⁰)_zluč - ∑_reakt│ν│(∆H⁰)_zluč

$Delta$ H° = ( $Delta$ H°_zluč,CO(g)+ $Delta$ H°_zluč,_H2O(g)) - ( $Delta$ H°_zluč,_CO2(g) )

$Delta$ H° = (- 124,74 kJ.mol^-1 + (- 242,76 kJ.mol^-1)) – ( - 410,34 kJ.mol^-1)

$Delta$ H° = 42,84 kJ

Príklad 3:

Vypočítajte zlučovacie teplo chloridu amónneho pomocou rovnice:

NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s); $Delta$ H⁰= - 180,18 kJ.mol^-1

Keď sú známe zlučovacie teplá:

$Delta$ H°_zl,NH3(g) = - 46,2 kJ.mol^-1

$Delta$ H°_zl,HCl(g) = - 91,98 kJ.mol^-1

Riešenie3:

$Delta$ H° = ∑_prod│ν│(∆H⁰)_zluč - ∑_reakt│ν│(∆H⁰)_zluč

$Delta$ H° = -180,18 kJ.mol^-1

-180,18 kJ.mol^-1 = ( $Delta$ H°_zluč, _NH₄_Cl(s) ) – ( $Delta$ H°_zl,NH3(g) + $Delta$ H°_zl,HCl(g))
-180,18 kJ.mol^-1 = ( $Delta$ H°_zluč, _NH₄_Cl(s) kJ.mol^-1) – (- 46,2 kJ.mol^-1 + (- 91,98 kJ.mol^-1))
-180,18 kJ.mol^-1 = ( $Delta$ H°_zluč, _NH₄_Cl(s) kJ.mol^-1) – (-138,18 kJ.mol^-1 )
- ( $Delta$ H°_zluč, _NH₄_Cl(s) kJ.mol^-1) = 180,18 kJ.mol^-1 + 138,18 kJ.mol^-1
- ( $Delta$ H°_zluč, _NH₄_Cl(s) kJ.mol^-1) = 318,16 kJ.mol^-1
( $Delta$ H°_zluč, _NH₄_Cl(s) kJ.mol^-1) = - 318,16 kJ.mol^-1

$Delta$ H°_zl,NH4Cl(s) = - 318,36 kJ.mol^-1

Použitá literatúra:

Zmaturuj z chémie, 2002

Prehľad chémie 1, 2002

http://images.google.sk/imgres?imgurl=http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/9e/Entalpia_r_exotermica.PNG&imgrefurl=http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Entalpia_r_exotermica.PNG&usg=__qWYGW5F6_Ohaq2D1K4AxioPMfmI=&h=322&w=335&sz=5&hl=sk&start=2&um=1&tbnid=fMrdqJHT7zLegM:&tbnh=114&tbnw=119&prev=/images%3Fq%3Dentalpia%26um%3D1%26hl%3Dsk%26sa%3DN

http://images.google.sk/imgres?imgurl=http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/6f/Entalpia_r_endot%C3%A9rmica.svg/345px-Entalpia_r_endot%C3%A9rmica.svg.png&imgrefurl=http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Entalpia_r_endot%25C3%25A9rmica.svg&usg=__nTzTw4pkNqFC0Xa9_XJ8uuaUXX4=&h=298&w=345&sz=4&hl=sk&start=1&um=1&tbnid=4VjqeYrvcovyRM:&tbnh=104&tbnw=120&prev=/images%3Fq%3Dentalpia%26um%3D1%26hl%3Dsk%26sa%3DN

Informácie

Kategórie