Termochemie Termochemie se zabývá tepelným zabarvením chemických reakcí Vychází z 1. termodynamického zákona ∆U = Q + W
∆U – změna vnitřní energie Q – teplo W – práce
Teplo a práce dodané soustavě zvyšují její vnitřní energii. Změna vnitřní energie ∆U charakterizuje změnu stavu soustavy – stavová veličina. Probíhá-li reakce za konstantního objemu (izochorický děj) je práce nulová (W = p · ∆V). ∆U = Q Teplo dodané soustavě při konstantním objemu soustavy se spotřebuje na zvýšení její vnitřní energie (∆U – izochorické reakční teplo QV). Většina chemických reakcí probíhá za konstantního tlaku, pro ně se zavádí stavová veličina – entalpie H (izobarické reakční teplo Qp). Entalpie je definována vztahem H=U+p·V Při změně stavu soustavy se změní všechny veličiny ve vztahu ∆H = ∆U + p · ∆V + V · ∆p Při izobarickém průběhu děje (p = konst.) je člen V · ∆p roven nule. ∆H = ∆U + p · ∆V Entalpie má pro izochorické děje stejný význam jako vnitřní energie pro děje izochorické. Reakční teplo ∆H (∆U) je množství tepla, které se uvolní, nebo které je třeba dodat při stechiometrickém průběhu příslušné chemické reakce. Údaj o reakčním teple je doprovázen chemickou rovnicí, v níž jsou vyznačená skupenství všech reakčních složek – termochemické rovnice. Pro vzájemné srovnání a tabelování se užívají standardní reakční tepla (∆H°298,15; ∆U°298,15), což jsou reakční tepla dějů, při nichž výchozí látky i produkty jsou ve standardních stavech. Plynné látky (T = 298,15 K (t = 25°C), p= 101325 Pa, řídí se stavovou rovnicí) Kapalné látky (T = 298,15 K (t = 25°C), p = 101325 Pa) Pevné látky (T = 298,15 K (t = 25°C), p = 101325 Pa, nejstálejší modifikace)
Rozdělení reakcí podle tepelného zabarvení a) exotermické (exotermní) - ∆H < 0 (soustava teplo uvolňuje a předává ho do okolí) b) endotermická (endotermní) - ∆H > 0 (soustava teplo pohlcuje)
Termochemické zákony 1. termochemický zákon (Laplace a Lavoisier) Tepelné zabarvení reakce probíhající jedním směrem je až na znaménko stejné jako tepelné zabarvení reakce probíhající směrem opačným. Př.:
CO (g) + H2(g) → CO2(g) + H2(g) CO2(g) + H2(g) → CO(g) + H2O(g)
∆H°298 = -41,2 kJ · mol-1 ∆H°298 = 41,2 kJ · mol-1
2. termochemický zákon (Hess) Tepelné zabarvení dané reakce je rovno součtu tepelných zabarvení dílčích reakcí, které vycházejí ze stejných výchozích látek a poskytující stejné produkty jako dané reakce. A
(∆H°298,15)A→B = (∆Η°298,15)Α→C + (∆H°298,15)C→B
B
C Na základě termochemických zákonů lze vypočítat reakční teplo reakcí, které nelze přímo měřit.
Standardní slučovací teplo (∆H°298,15)sluč Standardní slučovací teplo (∆H°298,15)sluč je reakční teplo reakce, při níž z prvků ve standardních stavech vznikne 1 mol sloučeniny ve standardním stavu. Př.:
½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g)
[(∆H°298,15)sluč)]NH3 = 46 kJ · mol-1
Standardní slučovací tepla volných prvků jsou rovna nule. Výpočet reakčních tepel ze standardních slučovacích tepel ∆Η° = ∑ v( ∆Η° 298,15 ) sluč − ∑ v( ∆Η° 298,15 ) sluč prod
vých
v – stechiometrické koeficienty příslušných chemických rovnic
Standardní spalné teplo (∆H°298,15)spal Standardní spalné teplo (∆H°298,15)spal – je reakční teplo reakce, při níž se 1 mol látky ve standardním stavu spálí v proudu kyslíku na konečné oxidační produkty ve standardním stavu. Př.:
C6H6(l) + 15/2O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l)
[(∆H°298,15)spal)]C6H6 = -3300 kJ · mol-1
Standardní spalná tepla konečných oxidačních produktů jsou rovna nule. Výpočet reakčních tepel ze standardních spalných tepel ∆Η° = ∑ v( ∆Η° 298,15 ) spal − ∑ v( ∆Η° 298,15 ) spal vých
prod
v – stechiometrické koeficienty příslušných chemických rovnic
Výpočty tepelného zabarvení chemických reakcí 1) Výpočet reakčního tepla z vazebných energií Při vzniku chemické vazby se energie uvolňuje ( vazebná energie ) a při štěpení chemických vazeb se musí energie dodávat. (disociační energie). Obě energie se udávají v kJ/mol. Vypočítejte reakční teplo reakce. CH4(g) + 4F2(g) → CF4(g) + 4HF CH(g) EC-H = 415,47 kJ/mol EF-F = 158,99 kJ/mol EC-F = 485,34 kJ/mol EH-F = 569,02 kJ/mol Rozštěpí se 4 vazby C – H . . . . . . .4.EC-H 4 vazby F – F. . . . . . . 4. EF-F Vytvoří se nové vazby: 4 vazby C – F . . . . . . .4.EC-F 4 vazby H – F . . . . . . .4.EH-F
energie se znaménkem +
energie se znaménkem -
{ ∆ H} = [4 . 415,47 + 4 . 158,99 – 4 . 485,485,34 – 4 . 569,02] = - 1919,6 ∆ H = - 1919 kJ.mol-1 Při reakci se uvolní 1919,6 kJ/mol tepla, rekce je exotermní. Vypočítejte reakční teplo vzniku jodovodíku z prvků. H2 + I2 → 2HI EH-H = 435 kJ/mol EI-I = 150 kJ/mol EH-I = 299 kJ/mol
∆H = EH-H + EI-I - 2 . EH-I {∆H}= 435 + 150 - 2 . 299 = -13 ∆H= -13 kJ/mol
Reakční teplo dané reakce je -13 kJ/mol.
2) Výpočet reakčního tepla z termochemických rovnic Při těchto výpočtech musí reaktanty a produkty zůstat ve stejných standardních stavech. Nelze např., aby došlo ke změně skupenství, krystalické soustavy atd. Vypočítejte standardní reakční teplo při 25°C pro reakci: H2(g) + S(s) ' H2S(g) Znáte-li reakční tepla těchto rovnicí: ∆H0298,15 = -202,92 kJ/mol (1) Zn(s) + S(s) ' ZnS(s) (2) Zn(s) + H2SO4(aq) ' ZnSO4 (s)+ H2(g) ∆H0298,15 = -167,23 kJ/mol
(3) ZnS(s) + H2SO4(aq) ' ZnSO4(s)+ H2S(g)
∆H0298,15 = 15,54 kJ/mol
Rovnice 1 - 2 + 3 dá danou reakci: Zn(s) + S(s) - Zn(s) - H2SO4(aq) + ZnS(s) + H2SO4(aq) = ZnS(s) - ZnSO4(s) - H2(g) + ZnSO4(s) +H2S(g) H2(g) + S(S) ' H2S(g) {∆H}= -202,92 - (-167,23) + 15,54 = -20,15 ∆H = -20,15 kJ/mol Reakční teplo dané rovnice je -20,15kJ/mol.Reakce je exotermní.
3) Výpočet reakčního tepla ze slučovacích tepel Příklad: Vypočítejte reakční teplo reakce uhlíku s vodní párou ze slučovacích tepel. [ (∆ H0298) sluč] H2O(g) = - 241,8 kJ/mol [ (∆ H0298) sluč] CO(g) = - 110,5 kJ/mol ∆ H0298 = ? C (s, grafit) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ∆ H 298 = [ (∆ H0298) sluč] CO - [ (∆ H0298) sluč] H2O { ∆ H0298 } = -110,5 + 241,8 = 131,3 ∆ H0298 = 131,3 kJ/mol 0
Tepelné zabarvení reakce je 131,3 kJ/mol. Příklad: Oxid železitý se redukuje vodíkem na železo. Vypočítejte, kolik tepla je zapotřebí k vyredukování 10 g železa za standardních podmínek. [(∆H0298,15)sluč] Fe2O3(s) = -822,16 kJ/mol [(∆H0298,15)sluč] H2O(g) = -241,84 kJ/mol M(Fe) = 55,85 g/mol Fe2O3(s) + 3H2(g) → 2Fe(s) + 3 H2O(g) ∆H0298,15 = 3(∆H0298,15)sluč H2O - (∆H0298,15)sluč Fe2O3 {∆H0298,15 }= 3 . (-241,84) + 822,16 = 96,64 ∆H0298,15 = 96,64 kJ/mol Na vyredukování 2 molu Fe (2 . 55,85g) je zapotřebí 96,64 kJ/mol. na vyredukování 10g............x kJ 2 .55,85g Fe ..........96,64 kJ 10g Fe...........x kJ 96,94 ⋅10 = 8, 652 2 ⋅ 55,85 x = 8,652 kJ/mol
{ x} =
K vyredukování 10g Fe je zapotřebí dodat 8,652 kJ/mol.
4) Výpočet reakčního tepla ze spalných tepel Příklad: Vypočítejte reakční teplo reakce uhlíku s vodní párou ze spalných tepel. [ (∆ H0298) spal] C(s) = -393,1 kJ/mol [ (∆ H0298) spal] CO(g) = -282,6 kJ/mol [ (∆ H0298) spal] H2(g)= -241,8 kJ/mol ∆ H0298 = ? C (s, grafit) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ∆ H0298,15 = [ (∆ H0298,15) spal] C - [ (∆ H0298,15) spal] CO - [ (∆ H0298,15) spal] H2 {∆ H0298,15} = -393,1 + 282,6 + 241,8 ∆ H0298,15 = 131,3 kJ/mol Tepelné zabarvení reakce je 131,3 kJ/mol. Příklad: Vypočítejte standardní reakční teplo uvedené reakce: 6C(s grafit) + H2(g) → C6H6(l) [(∆H0298,15)spal] C(s)= -393,51 kJ/mol [(∆H0298,15)spal] H2(g) = -285,85 kJ/mol [(∆H0298,15)spal] C6H6(l) = -3 271,89 kJ/mol ∆H0 = 6(∆H0298,15)spal C + 3(∆H0298,15)spal H2 - (∆H0298,15)spal C6H6 {∆H0}= 6.(-393,51) + 3.(-285,85) - (-3 271,89) = 53,28 ∆H0 = 53,28 kJ/mol Reakční teplo vzniku benzenu z prvků je 53,28 kJ/mol, reakce je endotermická.
