Теоретична частина - студопедія

Тепловим ефектом хімічної реакції або будь-якого процесу називається кількість теплоти, виділеної або поглиненої системою при відсутності корисної роботи і при однаковій температурі вихідних і кінцевих речовин. Тепловий ефект реакції залежить від агрегатного стану та кристалічної модифікації реагуючих речовин.

Хімічні реакції звичайно протікають при постійному тиску (відкрита колба) або при постійному тиску (в автоклаві), тобто є відповідно ізобарна (V = const) або ізохорно (Р = const) процесами.

Процеси, що супроводжуються виділенням теплоти, називаються екзотермічні а процеси, при яких теплота поглинається, називаються ендотермічними.

В термохімічних розрахунках використовують термохімічні рівняння. У них вказують тепловий ефект реакції, фазовий стан і полиморфную модифікацію реагують і утворюються речовин. (Г-газове; ж-рідке; к-кристалічна, т-тверде; р-розчинене і ін.). наприклад:

Термохімічні розрахунки проводять, використовуючи ентальпії (теплоти) утворення речовин. Під ентальпії освіти розуміють тепловий ефект реакції утворення 1 моль речовини їх простих. Зазвичай використовують стандартні ентальпії освіти (# 916; # 919; ° обр. 298 або # 916; # 919; ° f, 298). Стандартні ентальпії утворення простих речовин, стійких в стандартних умовах, прийняті рівними нулю.

В основі термохімічних розрахунків лежить закон Гесса: тепловий ефект хімічної реакції залежить тільки від початкового і кінцевого стану системи і не залежить від її проміжних станів.

Наслідки закону Гесса:

· Тепловий ефект розкладання будь-якого з'єднання дорівнює, але протилежний за знаком тепловому ефекту його освіти.

· Якщо дві реакції з різних початкових станів приходять до одного кінцевого, то різниця їх теплових ефектів дорівнює тепловому ефекту переходу з одного початкового стану в інше.

· Якщо дві реакції мають однакові початкові стану і різні кінцеві, то різниця їх теплових ефектів дорівнює тепловому ефекту переходу з одного кінцевого стану в інше.

Закон Гесса дозволяє розраховувати теплоти освіти нестабільних сполук і теплові ефекти реакцій, які не можна здійснити експериментально.

Відповідно до закону Гесса тепловий ефект реакції являє собою різницю між сумою ентальпій утворення продуктів реакції і сумою ентальпій утворення вихідних речовин. для реакції

тепловий ефект Н визначається рівністю

На практиці при проведенні термохімічних вимірювань найбільш часто визначають наступні теплові ефекти. теплоту освіти, теплоту розкладання, теплоту згоряння, теплоту розчинення і теплоту нейтралізації.

Теплотою освіти речовини називається тепловий ефект реакції утворення 1 моля складної речовини з простих, найбільш стійких при температурі 25 # 730; С (298 0 К) і р = 101,3 кПа. наприклад:

½Н2 (г) + ½СI2 (г) = НСІ (г) - 95,05 кДж

Теплотою розкладання речовини називається кількість теплоти, що виділяється або поглинається при розкладанні 1 благаючи складного речовини на більш прості сполуки, наприклад:

СаСО3 = СаО + СО2 + 179,08 кДж

Теплотою згоряння називається тепловий ефект реакції окислення 1 моля даного з'єднання киснем з утворенням вищих оксидів відповідних елементів, наприклад:

Теплотою розчинення називається кількість теплоти, що виділяється або поглинається при розчиненні 1 моля речовини в такому обсязі розчинника, щоб при подальшому розведенні розчину не спостерігалося зміни теплового ефекту.

При розчиненні солі у воді протікають одночасно два процеси:

3) руйнування кристалічної решітки речовини. При цьому тепло поглинається (Q1);

4) гідратація іонів. При цьому тепло виділяється (Q2).

Тепловий ефект розчинення солі буде дорівнює сумі теплових ефектів цих процесів:

Тому речовини, що володіють міцною кристалічною решіткою і слабо гидратирующие в розчині, розчиняються з поглинанням тепла. Речовини з невисокою міцністю кристалічною решіткою, що утворюють в розчині сильно гідратованих іони розчиняються з виділенням тепла.

Теплота розчинення речовини збільшується з розведенням, але лише до 100 300 моль розчинника на 1 моль речовини, що розчиняється. Подальше розведення розчину практично не змінює величину теплоти розчинення.

Теплотою нейтралізації називається кількість теплоти, що виділяється при взаємодії еквівалента кислоти з еквівалентом лугу. При нейтралізації водних розчинів сильних кислот сильними основами виділяється завжди однакова кількість тепла, яке дорівнює 57,11 кДж на 1 моль-еквівалент кислоти або підстави (закон сталості теплоти нейтралізації). Це пояснюється процесом взаємодії іонів:

Н3 Про + + ОН - = 2Н2 О - 57,11 кДж (13,65 Ккал)

Сказане справедливо для розчинів сильних кислот і підстав. У разі розчинів слабкої кислоти або підстави процес взаємодії супроводжується дисоціацією слабкого електроліту. Дисоціація має характерний для кожної речовини парниковий ефект (тепловий ефект дисоціації) ..

Другий закон термодинаміки встановлює можливість, напрямок і межа протікання самовільних процесів. Найчастіше зустрічаються кілька формулювань другого закону:

Теплота не може сама собою переходити від менш нагрітого тіла до більш нагрітого.

Неможливий вічний двигун другого роду, тобто. Е. Неможлива така періодично діюча машина, яка дозволяла б отримувати роботу тільки за рахунок охолодження джерела теплоти.

Ці формулювання пов'язані один з одним і випливають одна з іншої. Обидві вони вказують на неможливість самовільного протікання певних процесів. Для оцінки можливості протікання процесу в тому чи іншому напрямку введена величина - ентропія. Ентропія - це міра безладу.

При переході системи з більш упорядкованого в менш упорядкований стан ентропія зростає (# 916; S> 0). У разі переходу з менш упорядкованого стану в більш впорядкована ентропія системи зменшується (# 916; S<0).

Питання для підготовки

14. Предмет хімічної термодинаміки.

15. Основні поняття термодинаміки.

16. Чому закон сталості теплоти нейтралізації застосовується тільки для сильних кислот і підстав?

17. Перший закон термодинаміки. Ентальпія.

18. Які процеси протікають при розчиненні солі у воді?

19. Тепловий ефект реакції, його залежність від температури.

20. Закон Гесса і наслідки з нього. Термохімічні рівняння.

21. Розрахунок ентальпій хімічних реакцій. Стандартні термодинамічні величини.

22. Другий закон термодинаміки.

24. Третій закон термодинаміки.

25. Термодинамічні потенціали Гіббса і Гельмгольца.