Transcript ZÁKLADY TERMOCHEMIE 1

Chemická termodynamika
Změny energie při chemických reakcích.
Reakční teplo.
Termochemické zákony.
1
Základní pojmy chemické termodynamiky
 Chemická termodynamika – studuje změny energií při chemických reakcích;
zabývá se též jejich termodynamickou uskutečnitelností a rovnováhami, které
se v soustavách ustavují. Náročná problematika ustavování chemických rovnováh se
probírá v chemii 1. ročníku jako samostatná kapitola.
 Termodynamická soustava – je část prostoru (např. s chemickými látkami),
který je vymezen skutečným nebo myšleným ohraničením.
 Termodynamické soustavy podle ohraničení:
 Izolované
 Uzavřené
 Otevřené
 Stav termodynamické soustavy je určen tzv. základními stavovými veličinami,
které lze rozlišit na:
 Veličiny přímo měřitelné (lze u nich měřit jejich absolutní hodnotu).
Např. teplota (T), tlak (p), objem (V), látkové množství (n).
 Veličiny („stavové funkce“), u kterých nelze měřit absolutní hodnotu, ale
lze zjišťovat pouze jejich změnu. Např. vnitřní energie (U), entalpie (H),
Gibbsova energie (G), entropie (S). V chemii 1. ročníku se probírat nebudou.
S některými se setkáte v učivu fyziky, event. v učivu chemie 4. ročníku.
2
Změny energie při chemických reakcích (1)
 Při chemických reakcích dochází ke štěpení vazeb ve výchozích látkách a ke
vzniku nových vazeb v produktech.
 Na rozštěpení chemických vazeb se energie spotřebovává (tzv. energie
disociační ED ) a při vzniku chemických vazeb se energie uvolňuje
(tzv. energie vazebná EV).
 Energetická bilance (EB) dané chemické reakce se vyčíslí porovnáním energie
dodané k rozštěpení vazeb u výchozích látek s energií, která se uvolní při
vzniku nových vazeb.
 A/ Výpočet energetické bilance použitím znaménkové konvence. Provádí se
součet disociačních energií všech zaniklých vazeb a součet vazebných energií
všech vzniklých vazeb. Energie disociační (dodaná) se uvádí v kJ/mol
s kladným znaménkem. Energie vazebná (uvolněná) se uvádí v kJ/mol se
záporným znaménkem. Energetická bilance = Σ(ED) + Σ(EV); (Σ = součet).
 B/ Výpočet energetické bilance bez znaménkové konvence. Od součtu energií
všech zaniklých chemických vazeb se odečítá součet energií všech vzniklých
chemických vazeb. Jednotkou energie vazby je kJ/mol (jako kladná hodnota).
3
Změny energie při chemických reakcích (2)
 Je-li součet energií všech zaniklých chemických vazeb větší, než je součet
energií všech vazeb vzniklých [Σ(ED) > Σ(EV)], pak je energetická bilance
dané chemické reakce kladná. Při této reakci energie soustavy roste.
Reakce je endergonická.
 Je-li součet energií všech vznikých chemických vazeb větší, než je součet
energií všech vazeb zaniklých [Σ(EV ) > Σ(ED)], pak je energetická bilance
dané chemické reakce záporná. Při této reakci energie soustavy klesá.
Reakce je exergonická.
 Reakce, při kterých reagující soustava uvolňuje energii do svého okolí, se
nazývají reakce exergonické. Reakce, při kterých reagující soustava
spotřebovává energii ze svého okolí, se nazývají reakce endergonické.
V přírodě samovolně probíhají nejčastěji reakce exergonické.
 Výpočet energetické bilance reakce:
H2 + Cl2 → 2 HCl ;
— vazba zanikající; — vazba vznikající;
H—H + Cl—Cl → H—Cl + H—Cl ;
Energie vazeb:
ED(H–H) = 436 kJ/mol; ED(Cl–Cl) = 243 kJ/mol; EV(H–Cl) = - 432 kJ/mol;
EB = Σ(ED) + Σ(EV) = 436 kJ/mol + 243 kJ/mol + 2 .(- 432 kJ/mol); EB = 185 kJ/mol;
Energetická bilance dané reakce je - 185 kJ/mol; její hodnota napovídá, že jde o reakci
exergonickou.
4
Základy termochemie a reakční teplo (1)
 Termochemie je oddíl termodynamiky, který se zabývá tepelnými jevy při
chemických reakcích.
 Teplo uvolněné nebo pohlcené při chemické reakci závisí na množství
reagujících látek, na jejich skupenství, modifikaci i na různých podmínkách
(teplota, tlak apod.).
 Závislost množství vyměňovaného tepla na látkovém množství reagujících látek –
příklad:
a) rozklad 1 molu peroxidu vodíku: H2O2 → H2O + ½ O2 ;
Uvolní se teplo (Qma) 97,9 kJ/mol;
b) rozklad 2 molů peroxidu vodíku: 2 H2O2 → 2 H2O + O2 ;
Uvolní se teplo (Qmb) 195,8 kJ/mol;
Závěr: Při rozkladu dvojnásobného látkového množství peroxidu vodíku se uvolní
dvojnásobné množství tepla. Proto je nutno při uvádění vyměňovaného tepla uvádět
i rovnici děje, u které jsou zřejmá látková množství látek (event. jejich poměry).
 Reakce probíhající v tzv. jednotkovém rozsahu – při ní zreagují taková látková množství
reaktantů, jaká uvádějí stechiometrické koeficienty v platné chemické rovnici daného
děje.
 Reakční teplo Qm je teplo, které soustava příjme nebo uvolní za konstantního
tlaku a konstantní teploty při jednotkovém látkovém rozsahu reakce.
Jednotkou je kJ/mol.
5
Základy termochemie a reakční teplo (2)
 Poznámky k definici reakčního tepla:
Uvedená definice reakčního tepla vychází z termodynamické funkce – entalpie.
Představuje změnu entalpie: Qm = ΔH . Entalpie je termodynamická veličina (funkce),
která v sobě zahrnuje vnitřní energii soustavy a její schopnost konat objemovou práci za
konstantního tlaku. Podrobnější výklad je součástí učiva obecné chemie ve 4. ročníku.
Tato část učiva není pro 1. ročník chemie povinná.
V uvedené definici konstantní teplota představuje podmínku, že teplota výchozích látek
i produktů během reakce zůstává stejná.
 Standardní reakční teplo ΔH º nebo Qm º - je reakční teplo za tzv. standardních
podmínek (tj. teplota 25 ºC, tlak 101,325 kPa; nejstálejší modifikace).
 Termochemická rovnice je způsob zápisu chemického děje v termochemii.
Tato rovnice obsahuje, oproti běžné rovnici, ještě údaj o reakčním teple.
 Hodnota reakčního tepla rovněž závisí na skupenství, modifikaci a struktuře
látek v reakční soustavě. Proto se v termochemické rovnici uvádějí u reaktantů
a produktů i symboly pro skupenství, modifikaci, roztok apod.
 Termochemické rovnice - příklady:
Zn(s) + 2 HCl(aq) → H2(g) + ZnCl(aq) ; ΔH = Qm = - 154,0 kJ/mol;
2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2(g);
Qm = - 195,8 kJ/mol;
C(graf) + O2(g) → CO2(g);
ΔH = - 383,7 kJ/mol;
s – pevné skupenství; l – kapalina; g – plynné skupenství; aq – vodný roztok; graf –
modifikace grafit; ΔH, Qm – reakční teplo.
6
Termochemické zákony (1)
 Reakce exotermické - při nich soustava teplo uvolňuje a předává ho do okolí,
Qm < 0 ;
 Reakce endotermické - při nich soustava teplo pohlcuje, Qm > 0 ;
 První termochemický zákon
Formulovali jej v r. 1780 A. L. Lavoisier a P. S. Laplace. Jeho formulace
v moderní podobě: Reakční teplo určité reakce a reakční teplo téže reakce
probíhající za stejných podmínek opačným směrem je až na znaménko stejné.
Obecně pro reakci A ← → B platí: Qm(A → B) = - Qm (B → A)
Příklad: přímá a zpětná reakce
a) H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) ;
b) 2 HI(g) → H2(g) + I2(g) ;
Qma = -129 kJ/mol ;
Qmb = +129 kJ/mol ;
Platí zde: Qma = - Qmb
7
Termochemické zákony (2.1)
(animace1)
 První termochemický zákon
Příklad: přímá reakce
a) H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) ;
Qma = -129 kJ/mol ;
E
(H) H2(g) + I2(g)
(ΔH)
Reakce je exotermická.
Qma = -129 kJ/mol
Uvolní se 129 kJ/mol tepla.
2 HI(g)
Reakční změna
8
Termochemické zákony (2.2)
(animace2)
 První termochemický zákon
Příklad: zpětná reakce
b) 2 HI(g) → H2(g) + I2(g) ;
Qmb = +129 kJ/mol ;
E
(H)
H2(g) + I2(g)
(ΔH)
Reakce je endotermická.
Qmb = +129 kJ/mol
Spotřebuje se 129 kJ/mol tepla.
2 HI(g)
Reakční změna
9
Termochemické zákony (2.3)
(animace3)
 První termochemický zákon
Příklad: přímá a zpětná reakce
a) H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) ;
Qma = -129 kJ/mol ;
b) 2 HI(g) → H2(g) + I2(g) ;
Qmb = +129 kJ/mol ;
Qma = - Qmb ; Qma + Qmb = -129 kJ/mol +129 kJ/mol = 0;
E
E
(H) H2(g) + I2(g)
(H)
H2(g) + I2(g)
(ΔH)
(ΔH)
Qma = -129 kJ/mol
Qmb = +129 kJ/mol
2 HI(g)
2 HI(g)
Reakční změna
Reakční změna
10
Termochemické zákony (2.4)
(animace4)
 První termochemický zákon
Příklad: přímá a zpětná reakce
a) reaktanty → produkty ;
b) produkty → reaktanty ;
E
(H)
reaktanty
produkty
Qma = - Qmb
produkty
(ΔH)
Qma
Qma
Qmb
Qmb
Reakční teplo určité reakce a reakční
teplo téže reakce probíhající za
stejných podmínek opačným směrem
je až na znaménko stejné.
reaktanty
Reakční změna
11
Termochemické zákony (3.1)
 Druhý termochemický zákon (Hessův)
Objevil jej v 19. století G. H. Hess. Jeho formulace v moderní podobě:
Reakční teplo určité reakce je stejné jako součet reakčních tepel postupně
prováděných reakcí, vycházejících ze stejných výchozích látek a končících
stejnými produky.
Jiná – obecnější formulace: Reakční teplo kterékoliv chemické reakce nezávisí
na způsobu přeměny výchozích látek v produkty, ale pouze na počátečním a
konečném stavu soustavy.
Obecné schéma: A
C
Qm(A → C) = Qm(A → B) + Qm(B → C)
B
Příklad:
Souhrnná reakce:
a) C(grafit) + O2(g) → CO2(g) ;
Dílčí reakce:
b) C(grafit) + ½ O2(g) → CO(g) ;
c) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ;
Protože reakce a) se rovná součtu reakcí b) a c),
Qma = -393,1 kJ/mol ;
Qmb = -110,5 kJ/mol ;
Qmc = -282,6 kJ/mol ;
platí rovněž: Qma = Qmb + Qmc
12
Termochemické zákony (3.2)
(animace1)
 Druhý termochemický zákon
Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O2(g) → CO2(g);
Qma = - 393,1 kJ/mol ;
E
(H) C(s,gr) + O2(g)
(ΔH)
Qma = - 393,1 kJ/mol
CO2(g)
Reakční změna
13
Termochemické zákony (3.3)
(animace2)
 Druhý termochemický zákon
Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O2(g) → CO2(g); Qma = - 393,1 kJ/mol ;
Postupné reakce: b) C(s, gr) + ½ O2(g) → CO(g);
Qmb = - 110,5 kJ/mol ;
E
E
(H) C(s,gr) + O2(g)
(H)
C(s, gr) + ½ O2(g)
(ΔH)
Qmb = - 110,5 kJ/mol
(ΔH)
Qma
CO(g)
= - 393,1 kJ/mol
CO2(g)
Reakční změna
Reakční změna
14
Termochemické zákony (3.4)
(animace3)
 Druhý termochemický zákon
Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O2(g) → CO2(g); Qma = - 393,1 kJ/mol ;
Postupné reakce: b) C(s, gr) + ½ O2(g) → CO(g);
Qmb = - 110,5 kJ/mol ;
c) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g);
Qmc = - 282,6 kJ/mol ;
Qma = Qmb + Qmc = - 110,5 kJ/mol - 282,6 kJ/mol = - 393,1 kJ/mol ;
E
E
(H) C(s,gr) + O2(g)
(H)
C(s, gr) + ½ O2(g)
(ΔH)
Qmb = - 110,5 kJ/mol
(ΔH)
Qma
CO(g)
½ O2(g)
= - 393,1 kJ/mol
(ΔH)
Qmc = - 282,6 kJ/mol
CO2(g)
CO2(g)
Reakční změna
Reakční změna
15
Termochemické zákony (3.5)
(animace4)
 Druhý termochemický zákon
Příklad: Souhrnná reakce: a) reaktanty1 → produkt;
Postupné reakce: b) reaktant2 → meziprodukt;
c) meziprodukt → produkt;
(reaktanty1 + reaktant2 = reaktanty)
Qma
Qmb
Qmc
Qma = Qmb + Qmc
E
(H) reaktanty
reaktanty1,2
(ΔH)
Qmb
(ΔH)
Qma
produkt
meziprodukt
(ΔH)
Qmc
produkt
Reakční teplo určité reakce je stejné jako
součet reakčních tepel postupně
prováděných reakcí, vycházejících ze
stejných výchozích látek a končících
stejnými produky.
Jiná – obecnější formulace: Reakční
teplo kterékoliv chemické reakce
nezávisí na způsobu přeměny výchozích
látek v produkty, ale pouze na
počátečním a konečném stavu soustavy.
Reakční změna
16
Termochemické zákony (3.6)
 Druhý termochemický zákon - příklad:
Souhrnná reakce: a) 2 NaOH(aq) +CO2(g) → Na2CO3(aq) + H2O(l); Qma = - 109 kJ/mol;
Postupné reakce: b) NaOH(aq) +CO2(g) → NaHCO3(aq);
Qmb = 37 kJ/mol;
c) NaHCO3(aq) + NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l); Qmc = - 146 kJ/mol;
Qma = Qmb + Qmc = 37 kJ/mol - 146 kJ/mol = - 109 kJ/mol;
E
E
(H)
(H)
NaHCO3(aq)
+ NaOH(aq)
(ΔH)
Qmb = 37 kJ/mol
2 NaOH(aq) +CO2(g)
NaOH(aq) +CO2(g)
(ΔH)
(ΔH)
Qma = - 109 kJ/mol
Na2CO3(aq) + H2O(l)
Reakční změna
Qmc = - 282,6 kJ/mol
Na2CO3(aq) + H2O(l)
Reakční změna
17
Termochemické zákony (4)
 Využití termochemických zákonů
– při výpočtu reakčního tepla reakcí, kde tato tepla nelze měřit přímo.
 Příklad:
Vypočítejte reakční teplo reakce: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O (l); Qma = ?
Známe termochemickou rovnici: 2 H2O (l) → 2 H2(g) + O2(g) ; Qmb = 457,2 kJ/mol.
Řešení: Zadaná termochemická rovnice představuje zpětnou reakci k reakci, pro kterou
hledáme reakční teplo. Podle 1. termochemického zákona proto platí, že Qma = -Qmb .
Reakční teplo zadané reakce je - 457,2 kJ/mol.
 Příklad:
Vypočítejte reakční teplo děje: C(grafit) + 2 H2(g) → CH4(g); Qm = ?
pomocí následujících termochemických rovnic:
a) C(grafit) + O2(g) → CO2(g) ;
Qma = - 393 kJ/mol ;
b) H2(g) + ½ O2(g) → H2O (l) ;
Qmb = - 286 kJ/mol ;
c) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O (l) ;
Qmc = - 889 kJ/mol ;
Řešení: Zadanou rovnici získáme sečtením rovnice a) s dvojnásobkem rovnice b) a
odečtením rovnice c). Proto podle 2. termochemického zákona platí pro reakční tepla:
Qm = Qma + 2 Qmb – Qmc = [-393 + 2 . (-286) – (-889)] kJ/mol = -76 kJ/mol.
Reakční teplo pro uvedenou chemickou reakci činí – 76 kJ/mol.
18
Autor:
© RNDr. Miroslav TURJAP
2013
19