Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

1 Chemická termodynamika Změny energie při chemických reakcích. Reakční teplo. Termochemické zákony.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "1 Chemická termodynamika Změny energie při chemických reakcích. Reakční teplo. Termochemické zákony."— Transkript prezentace:

1 1 Chemická termodynamika Změny energie při chemických reakcích. Reakční teplo. Termochemické zákony.

2 2 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.

3 3 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 E D ) a při vzniku chemických vazeb se energie uvolňuje (tzv. energie vazebná E V ).  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(E D ) + Σ(E V ); (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).

4 4 Změny energie při chemických reakcích (2)  Je-li součet energií všech zaniklých chemických vazeb větší, než je součet energií všech vazeb vzniklých [Σ(E D ) > Σ(E V )], 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(E V ) > Σ(E D )], 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: H 2 + Cl 2 → 2 HCl ; — vazba zanikající; — vazba vznikající; H—H + Cl—Cl → H—Cl + H—Cl ; Energie vazeb: E D (H–H) = 436 kJ/mol; E D (Cl–Cl) = 243 kJ/mol; E V (H–Cl) = kJ/mol; EB = Σ(E D ) + Σ(E V ) = 436 kJ/mol kJ/mol + 2.(- 432 kJ/mol); EB = 185 kJ/mol; Energetická bilance dané reakce je kJ/mol; její hodnota napovídá, že jde o reakci exergonickou.

5 5 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: H 2 O 2 → H 2 O + ½ O 2 ; Uvolní se teplo (Q m a ) 97,9 kJ/mol; b) rozklad 2 molů peroxidu vodíku: 2 H 2 O 2 → 2 H 2 O + O 2 ; Uvolní se teplo (Q m b ) 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 Q m je teplo, které soustava příjme nebo uvolní za konstantního tlaku a konstantní teploty při jednotkovém látkovém rozsahu reakce. Jednotkou je kJ/mol.

6 6 Základy termochemie a reakční teplo (2)  Poznámky k definici reakčního tepla: Uvedená definice reakčního tepla vychází z termodynamické funkce – entalpie. Představuje změnu entalpie: Q m = 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 Q m 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) → H 2 (g) + ZnCl(aq) ; ΔH = Q m = - 154,0 kJ/mol; 2 H 2 O 2 (l) → 2 H 2 O(l) + O 2 (g); Q m = - 195,8 kJ/mol; C(graf) + O 2 (g) → CO 2 (g); ΔH = - 383,7 kJ/mol; s – pevné skupenství; l – kapalina; g – plynné skupenství; aq – vodný roztok; graf – modifikace grafit; ΔH, Q m – reakční teplo.

7 7 Termochemické zákony (1)  Reakce exotermické - při nich soustava teplo uvolňuje a předává ho do okolí, Q m < 0 ;  Reakce endotermické - při nich soustava teplo pohlcuje, Q m > 0 ;  První termochemický zákon Formulovali jej v r 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: Q m (A → B) = - Q m (B → A) Příklad: přímá a zpětná reakce a) H 2 (g) + I 2 (g) → 2 HI(g) ; Q m a = -129 kJ/mol ; b) 2 HI(g) → H 2 (g) + I 2 (g) ; Q m b = +129 kJ/mol ; Platí zde: Q m a = - Q m b

8 8 Termochemické zákony (2.1)  První termochemický zákon Příklad: přímá reakce a) H 2 (g) + I 2 (g) → 2 HI(g) ; Q m a = -129 kJ/mol ; E H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI(g) Q m a = -129 kJ/mol (H) (ΔH) Reakční změna (animace1) Reakce je exotermická. Uvolní se 129 kJ/mol tepla.

9 9 Termochemické zákony (2.2)  První termochemický zákon Příklad: zpětná reakce b) 2 HI(g) → H 2 (g) + I 2 (g) ; Q m b = +129 kJ/mol ; Q m b = +129 kJ/mol (ΔH) 2 HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) E (H) Reakční změna (animace2) Reakce je endotermická. Spotřebuje se 129 kJ/mol tepla.

10 10 Termochemické zákony (2.3)  První termochemický zákon Příklad: přímá a zpětná reakce a) H 2 (g) + I 2 (g) → 2 HI(g) ; Q m a = -129 kJ/mol ; b) 2 HI(g) → H 2 (g) + I 2 (g) ; Q m b = +129 kJ/mol ; Q m a = - Q m b ; Q m a + Q m b = -129 kJ/mol +129 kJ/mol = 0; E H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI(g) Q m a = -129 kJ/mol (H) (ΔH) Q m b = +129 kJ/mol (ΔH) 2 HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) E (H) Reakční změna (animace3)

11 11 Termochemické zákony (2.4)  První termochemický zákon Příklad: přímá a zpětná reakce a) reaktanty → produkty ; Q m a b) produkty → reaktanty ; Q m b E reaktanty produkty QmaQma (H) (ΔH) Reakční změna (animace4) QmbQmb produkty reaktanty Q m a = - Q m b Reakční teplo určité reakce a reakční teplo téže reakce probíhající za stejných podmínek opačným směrem je až na znaménko stejné.

12 12 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 Q m (A → C) = Q m (A → B) + Q m (B → C) B Příklad: Souhrnná reakce: a) C(grafit) + O 2 (g) → CO 2 (g) ; Q m a = -393,1 kJ/mol ; Dílčí reakce: b) C(grafit) + ½ O 2 (g) → CO(g) ; Q m b = -110,5 kJ/mol ; c) CO(g) + ½ O 2 (g) → CO 2 (g) ; Q m c = -282,6 kJ/mol ; Protože reakce a) se rovná součtu reakcí b) a c), platí rovněž: Q m a = Q m b + Q m c

13 13 Termochemické zákony (3.2)  Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O 2 (g) → CO 2 (g); Q m a = - 393,1 kJ/mol ; E C(s,gr) + O 2 (g) CO 2 (g) Q m a = - 393,1 kJ/mol (H) (ΔH) Reakční změna (animace1)

14 14 Termochemické zákony (3.3)  Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O 2 (g) → CO 2 (g); Q m a = - 393,1 kJ/mol ; Postupné reakce: b) C(s, gr) + ½ O 2 (g) → CO(g); Q m b = - 110,5 kJ/mol ; E C(s,gr) + O 2 (g) CO 2 (g) Q m a = - 393,1 kJ/mol (H) (ΔH) C(s, gr) + ½ O 2 (g) E (H) Reakční změna (animace2) Q m b = - 110,5 kJ/mol CO(g)

15 15 Termochemické zákony (3.4)  Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O 2 (g) → CO 2 (g); Q m a = - 393,1 kJ/mol ; Postupné reakce: b) C(s, gr) + ½ O 2 (g) → CO(g); Q m b = - 110,5 kJ/mol ; c) CO(g) + ½ O 2 (g) → CO 2 (g); Q m c = - 282,6 kJ/mol ; Q m a = Q m b + Q m c = - 110,5 kJ/mol - 282,6 kJ/mol = - 393,1 kJ/mol ; E C(s,gr) + O 2 (g) CO 2 (g) Q m a = - 393,1 kJ/mol (H) (ΔH) CO 2 (g) C(s, gr) + ½ O 2 (g) E (H) Reakční změna (animace3) Q m b = - 110,5 kJ/mol CO(g)½ O 2 (g) Q m c = - 282,6 kJ/mol (ΔH)

16 16 Termochemické zákony (3.5)  Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) reaktanty1 → produkt; Q m a Postupné reakce: b) reaktant2 → meziprodukt; Q m b c) meziprodukt → produkt; Q m c (reaktanty1 + reaktant2 = reaktanty) E reaktanty produkt QmaQma (H) produkt Reakční změna (animace4) QmbQmb meziprodukt QmcQmc (ΔH) Q m a = Q m b + Q m c (ΔH) reaktanty1,2 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.

17 17 Termochemické zákony (3.6)  Druhý termochemický zákon - p říklad: Souhrnná reakce: a) 2 NaOH(aq) +CO 2 (g) → Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l); Q m a = kJ/mol; Postupné reakce: b) NaOH(aq) +CO 2 (g) → NaHCO 3 (aq); Q m b = 37 kJ/mol; c) NaHCO 3 (aq) + NaOH(aq) → Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l); Q m c = kJ/mol; Q m a = Q m b + Q m c = 37 kJ/mol kJ/mol = kJ/mol; E 2 NaOH(aq) +CO 2 (g) Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) Q m a = kJ/mol (H) (ΔH) E (H) Reakční změna Q m c = - 282,6 kJ/mol (ΔH) Q m b = 37 kJ/mol NaOH(aq) +CO 2 (g) NaHCO 3 (aq)+ NaOH(aq) Na 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l)

18 18 Termochemické zákony (4)  Využití termochemických zákonů – při výpočtu reakčního tepla reakcí, kde tato tepla nelze měřit přímo. Příklad: Vypočítejte reakční teplo reakce: 2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O (l); Q m a = ? Známe termochemickou rovnici: 2 H 2 O (l) → 2 H 2 (g) + O 2 (g) ; Q m b = 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 Q m a = - Q m b. Reakční teplo zadané reakce je - 457,2 kJ/mol. Příklad : Vypočítejte reakční teplo děje: C(grafit) + 2 H 2 (g) → CH 4 (g); Q m = ? pomocí následujících termochemických rovnic: a) C(grafit) + O 2 (g) → CO 2 (g) ; Q m a = kJ/mol ; b) H 2 (g) + ½ O 2 (g) → H 2 O (l) ; Q m b = kJ/mol ; c) CH 4 (g) + 2 O 2 (g) → CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ; Q m c = 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: Q m = Q m a + 2 Q m b – Q m c = [ (-286) – (-889)] kJ/mol = -76 kJ/mol. Reakční teplo pro uvedenou chemickou reakci činí – 76 kJ/mol.

19 19 Autor: © RNDr. Miroslav TURJAP 2013


Stáhnout ppt "1 Chemická termodynamika Změny energie při chemických reakcích. Reakční teplo. Termochemické zákony."

Podobné prezentace


Reklamy Google