Чему равен тепловой эффект реакции. Определение тепловых эффектов химических реакций

Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии обычно в виде теплоты. Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических процессов, называется термохимией. Тепловые эффекты реакций можно определить как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов.

Тепловым эффектом химической реакции называется количество теплоты, выделенное или поглощенное в результате химического взаимодействия. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, называются экзотермическими, сопровождающиеся поглощением теплоты – эндотермическими .

Подавляющее большинство химических реакций – изобарные процессы. Поэтому целесообразно оценивать энергетический или тепловой эффект реакции изменением энтальпии системы. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы Q p = ΔH .

В экзотермических реакциях теплота выделяется в окружающее пространство, энтальпия или внутренняя энергия системы уменьшается и значения ΔH и ΔU для них отрицательны (ΔН < 0, ΔU < 0). В эндотермических реакциях теплота поглощается из окружающего пространства, энергосодержание системы увеличивается и изменения Δ H и ΔU положительны (ΔН > 0, ΔU > 0).

Уравнения химических реакций, в которых указаны тепловые эффекты и агрегатные состояния веществ называют термохимическими уравнениями .

В термохимических уравнениях указывается также фазовое состояние и полиморфная модификация реагирующих и образующихся веществ: (г) – газовое, (ж) – жидкое, (к) – кристаллическое, (т) – твердое, (р) – растворенное и др.

Например, термохимическое уравнение синтеза воды имеет вид

2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (ж) ; ΔH 0 298 = -571,6 кДж

из уравнения следует, что реакция является экзотермической (ΔН < 0) и при взаимодействии 2 моль водорода и 1 моль кислорода образуется 2 моль воды и выделяется 571,6 кДж теплоты.

По термохимическим уравнениям реакций можно проводить различные расчеты. Для решения задач по термохимическим уравнениям нужно записать уравнение протекающей реакции, затем на основе данных составить пропорцию и решить ее.

Пример №1. Вычислите по термохимическому уравнению

4Р (к) + 5О 2(г) = 2Р 2 О 5(к) ; ΔH= –3010кДж

количество телоты, выделяемой при сгорании 6,2 г фосфора.

Решение: Рассчитаем количество вещества фосфора:

n(P) = m(P)/M(P) = 6,2/31 = 0,2 моль

Составим пропорцию и найдем количество теплоты:

при сгорании 4 моль Р - выделяется 3010 кДж теплоты;

при сгорании 0,2 моль Р - выделяется X кДж теплоты;

4/0,2 = 3010/ X; X = (0,2 · 3010)/4 = 150,5 кДж.

Пример №2. Составьте термохимическое уравнение реакции горения магния, если известно, что при сгорании 6 г магния выделилось 153,6 кДж теплоты.

Решение. Рассчитаем количество вещества сгоревшего магния:

n(Mg) = m(Mg)/M(Mg) = 6/24 = 0,25 моль.

Составим уравнение реакции горения:

2Mg (т) + O 2(г) = 2MgO (т)

найдем количество теплоты, которое выделяется при сгорании 2 моль:

при сгорании 0,25 моль магния - выделяется 153,6 кДж;

при сгорании 2 моль магния - выделяется X кДж теплоты;

0,25/2 = 153,6/X; X = (2 · 153,6)/0,254 = 1228,8 кДж.

Следовательно, термохимическое уравнение реакции имеет вид

2Mg (т) + O 2(г) = 2MgO (т) ; ΔH = –1228,8 кДж

Пример №3. По термохимическому уравнению

С (т) + О 2(г) = СО 2 (г) ; ΔH = – 394 кДж

Определите, сколько литров оксида углерода (IV) (н.у.) образуется, если выделяется 591 кДж теплоты?

Решение. Рассчитаем, при образовании какого количества оксида углерода (IV) выделяется 591 кДж теплоты. Исходя из уравнения реакции составим пропорцию:

При образовании 1 моль СО 2 (н.у.) выделяется 394 кДж теплоты;

При образовании X моль СО 2 (н.у.) выделяется 591 кДж теплоты;

1/X = 394/591; X = 591/394 = 1,5 моль СО 2 (н.у.).

По следствию из закона Авогадро: 1 моль любого газа (при н.у.) занимает объем 22,4 л, составим пропорцию:

1 моль СО 2 (н.у.) занимает объем 22,4 л;

1,5 моль СО 2 (н.у.) занимают X л;

1/1,5 = 22,4/X; X = 1,5 · 22,4/1 = 33,6 л.

Для того, чтобы можно было сравнить тепловые эффекты различных процессов термохимические расчеты обычно относят к 1 моль вещества и стандартным состояниям и условиям. За стандартные условия приняты: давление 101 325 Па и температура 25 0 С (298 К). Стандартным состоянием вещества является состояние, устойчивое при стандартных условиях. Тепловой эффект при стандартных условиях называется стандартным тепловым эффектом реакции и обозначается ΔH 0 298 или ΔH 0 .

Основным законом термохимии является закон Г.И.Гесса (1841г.): тепловой эффект химического процесса зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от пути процесса, т.е. числа и характера промежуточных стадий.

Так, процесс превращения исходных веществ (состояние 1) в продукты (состояние 2) может быть осуществлен несколькими путями, представленными на рис.3;

Рис.3. Изменение энтальпии реакции с течением времени

По закону Гесса тепловой эффект процесса может быть рассчитан следующим образом:

ΔH 1 = ΔH 2 + ΔH 3 + ΔH 4 + ΔH 5 = ΔH 6 + ΔH 7

тепловой эффект реакции равен разности суммы энтальпий образования продуктов реакции и суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔH 0 = ∑ΔH 0 f прод - ∑ ΔH f исх.

Для расчета теплового эффекта реакции используют энтальпии (теплоты) образования веществ. Энтальпией образования называется тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ.

Стандартные энтальпии образования обозначают ΔH 0 обр,298 или ΔH 0 f,298 , где индекс f - formation (образование). Часто один из индексов опускают. Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях (газообразный кислород O 2(г) , жидкий бром Br 2(ж) , кристаллический иод I 2(к) , ромбическая сера S (р) , углерод C (графит) и т.д.), равны нулю.

Стандартной энтальпией образования называется изменение энтальпии в реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ, измеренное в стандартных условиях.

С помощью термохимических расчетов можно определить тепловой эффект реакций, энергию химических связей, энергию кристаллической решетки, межмолекулярного взаимодействия, энтальпию растворения и сольватации (гидратации), энергетические эффекты фазовых превращений и т.д.

Значения стандартных энтальпий образования ряда веществ приведены в Приложении 1.

Пример №4. На основаниизначений стандартной энтальпии образования вычислите тепловой эффект реакции, сделайте вывод, экзотермической или эндотермической она является:

Сu 2 S (к) + 2 O 2(г) = 2 CuO (к) + SO 2(г)

Решение. :

Согласно следствию из закона Гесса:

ΔH 0 = (2 ΔH 0 f, CuO (к) + ΔH 0 f, SO 2(г)) - (ΔH 0 f, Cu 2 S(к) + 2 ΔH 0 f, O 2(г)) =

= – (-82,01 + 2 · 0) = -545,5 кДж.

Так как ΔH 0 < 0, следовательно, реакция экзотермическая, сопровождается выделением 545,5 кДж тепла.

Пример №5. Рассчитайте тепловой эффект реакции взаимодействия кристаллического оксида алюминия и газообразного оксида серы (IV):

Al 2 O 3(к) + 3 SO 3(г) = Al 2 (SO 4) 3(к)

Решение.

ΔH 0 = ΔH 0 f, Al 2 (SO 4) 3 (к) – ( ΔH 0 f, Al 2 O 3 (к) + 3 ΔH 0 f, SO3(г)) =

= (-3442,2) – [(1676,0 + 3(-396,1)] = -577,9 кДж.

Так как ΔH 0 < 0, следовательно, реакция экзотермическая, сопровождается выделением 577,9 кДж энергии.

2H 2 S (г) + CO 2(г) = CS 2(г) + 2H 2 O (г)

Решение. Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования веществ

Тепловой эффект реакции в стандартных условиях определяется:

ΔH 0 = [ ΔH 0 f, CS2 (г) + 2ΔH 0 f, H2 O (г) ] – =

= – = 65,33 кДж

Тепловой эффект реакции составляет ΔH 0 = 65,33 кДж, так как ΔH 0 > 0, следовательно, реакция эндотермическая, протекает с поглощением тепла.

Пример №7. Определить тепловой эффект растворения КОН.

КОН (к) = К + (р) + ОН - (р)

Решение. Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования веществ

ΔH 0 раств. = (ΔH 0 f , К(к) + + ΔH 0 f, ОН(р) -) - ΔH 0 f, КОН(к) ) =[(-251,2) + (230,2)] – (-425,8) = -55,6 кДж

Процесс растворения щелочи экзотермический, сопровождается выделением 55,6 кДж.

Пример №8. Определитетепловой эффект фазового перехода:

SO 3(ж) = SO 3(г)

Решение: Выпишем из Прил. 1 значения стандартных энтальпий образования.

Соединение…………. SO 3 (ж) SO 3 (г)

ΔH 0 f , кДж/моль…….. -439,0 -396,1

Тепловой эффект фазового перехода рассчитывается по уравнению:

ΔH 0 исп. = (ΔH 0 f , SO3 (г)) – (ΔH 0 f , SO3 (ж) ) = (-396,1) – (-439,0) = 42,9 кДж

Процесс испарения оксида серы (VI) эндотермический, требует затраты энергии в 42,9 кДж.

Или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс).
В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH r O . В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях .

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O . Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля - то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии - ΔH 298,15 0 , где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия ), а 298,15 - температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу , оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество . Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH I 2 (тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH I 2 (ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) - ΣΔH f O (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими . Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими . Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т 1 до Т 2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

где ΔC p (T 1 ,T f) - изменение теплоемкости в интервале температур от Т 1 до температуры фазового перехода; ΔC p (T f ,T 2) - изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и T f - температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания - ΔH гор о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения - ΔH раств о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава - гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс - ΔH реш > 0, а гидратация ионов - экзотермический, ΔH гидр < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH раствKOH о = ΔH реш о + ΔH гидрК + о + ΔH гидрOH − о = −59 КДж/моль

Под энтальпией гидратации - ΔH гидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

Стандартная энтальпия нейтрализации - ΔH нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O H + + OH − = H 2 O, ΔH нейтр ° = −55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔH гидратации ° ионов при разбавлении.

Примечания

Литература

Кнорре Д. Г., Крылова Л. Ф., Музыкантов В. С. Физическая химия. - М. : Высшая школа, 1990
Эткинс П. Физическая химия. - Москва. : Мир, 1980

Wikimedia Foundation . 2010 .

Ненюков, Дмитрий Всеволодович
Witching Hour

Смотреть что такое "Тепловой эффект химической реакции" в других словарях:

тепловой эффект химической реакции - Теплота, поглощаемая (выделяемая) в результате химического превращения исходных веществ в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции при следующих условиях: 1) единственно возможной работой при этом является… … Справочник технического переводчика

Тепловой эффект химической реакции - –теплота, поглощаемая (выделяемая) в результате химического превращения исходных веществ в продуктыреакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции при следующих условиях: … … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

тепловой эффект химической реакции - тепловой эффект химической реакции; тепловой эффект Сумма теплоты, поглощенной системой, и всех видов работы, совершенных над ней, кроме работы внешнего давления, причем все величины отнесены к одинаковой температуре начального и конечного… …

тепловой эффект - химической реакции; тепловой эффект Сумма теплоты, поглощенной системой, и всех видов работы, совершенных над ней, кроме работы внешнего давления, причем все величины отнесены к одинаковой температуре начального и конечного состояний системы … Политехнический терминологический толковый словарь

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ - количество теплоты, выделяемой или поглощаемой системой при химической реакции. Тепловой эффект работы равен изменению внутренней энергии системы при постоянном объеме или изменению ее энтальпии при постоянном давлении и отсутствии работы внешних … Большой Энциклопедический словарь

тепловой эффект реакции - количество теплоты, выделяемой или поглощаемой системой при химической реакции. Тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы при постоянном объёме или изменению её энтальпии при постоянном давлении и отсутствии работы… … Энциклопедический словарь

тепловой эффект реакции - количество теплоты, выделенное или поглощенное в термодинамической системе в ходе протекания химической реакции при условии, что система не совершает работы, кроме работы против внешнего давления, а температура… … Энциклопедический словарь по металлургии

Тепловой эффект реакции - алгебраическая сумма теплоты, поглощённой при данной реакции химической (См. Реакции химические), и совершенной внешней работы за вычетом работы против внешнего давления. Если при реакции теплота выделяется или работа совершается системой … Большая советская энциклопедия

изобарный тепловой эффект - Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении … Политехнический терминологический толковый словарь

изохорный тепловой эффект - Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме … Политехнический терминологический толковый словарь

Тепловой эффект химической реакции – отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

[ это количество теплоты, которое выделится или поглотиться в ходе необратимой протекании реакции, при постоянном объеме ИЛИ постоянном давлении и при условии, что температура конечных продуктов равна температуре исходных веществ.]

1 Реакция должна протекать либо при постоянном объеме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс).

2 В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Реакции, сопровождающиеся выделением тепла в окружащию среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими . Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими . Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Тепловой эффект химической реакции – кол-во теплоты, которое выделяется или поглощается в результате необратимо протекающей реакции при постоянном V или P и при условии, что продукты реакции имеют ту же температуру, что и исходные вещества. Определенный таким образом тепловой эффект является ФС

Два типа тепловых эффектов имеют важную роль в химической термодинамике:

–тепловой эффект образования (теплота образования химического соединения)

Тепловой эффект сгорания (теплота сгорания) химического соединения

В таблицах термодинамических величин приводят как правило только стандартные тепловые эффекты (для в-в в стандартном состоянии) сгорания и образования. Тепловые эффекты реакций при температурах, отличных от стандартных рассчитываются методом уравнения Кирхгофа или методом циклов. (см билет 10)

**Связь между темповым эффектом при V=const и тепловым эффектом при P=const.

Qv=DH(*)Т.к. (*) выражение имеет место быть, то в дальнейшем будем называть.

Qp=DU } DH=(DH=Qp*p=const) – тепловым эффектом при P=const.

DU – (DU=Qv; V=const) тепловой эффект, при V=const.

Связь между DU и DH

** Для жидких и твердых веществ DU = DН.

Соотношение между газами: Qp=DU+pDV; Qv=DU

Уравнение состояния идеального газа Менделеева – Клаперона.

PV=nRT; Dn – изменение числа молекул в газообразных продуктов в ходе протекания реакции(pDV = DnRT) => DH = DU +DnRT – для газов.

Стандартная энтальпия образования или стандартная теплота образования - тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Обозначается ΔH f O .

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками. В термохимии с помощью стандартных энтальпий образования можно рассчитать тепловой эффект реакции. Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса).

ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) - ΣΔH f O (реагенты)

Стандартная энтальпия сгорания – ΔH гор о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения - ΔH раств о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава – гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс - ΔH реш > 0, а гидратация ионов - экзотермический, ΔH гидр < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH раствKOH о = ΔH реш о + ΔH гидрК +о + ΔH гидрOH -о = -59КДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации – ΔH нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + + OH - = H 2 O, ΔH нейтр ° = –55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствии измения значения ΔH гидратации ° ионов при разбавлении.

Из теории химической связи известно, что образование связей сопровождается выделением энергии , поэтому если бы реакции протекали между свободными атомами, то все реакции сопровождались бы выделением энергии. Но химические реакции, как правило, протекают между молекулами веществ.

Сравним количество энергии, выделяемой при образовании молекулы HCl из атомов водорода (H ) и хлора (Cl ):

Н + Cl = HCl + 432 кДж/моль

с количеством энергии, выделяемой при образовании молекулы НСl из простых веществ (Н 2 и Cl 2 ):

1/2Н 2 +1/2Cl 2 = HCl + 92,31 кДж/моль.

Энергия реакции из простых веществ меньше, чем из свободных атомов, т.к. часть энергии затрачивается на разрыв связей в молекулах водорода (Н-Н) и хлора (Сl-Сl).

Следовательно, сущность химических реакций сводится к разрыву связей в молекулах исходных веществ и возникновению новых связей в молекулах продуктов реакции . В зависимости от соотношений энергий разрыва и образования соответствующих связей наблюдается выделение пли поглощение энергии. Обычно энергия выделяется или поглощается в форме теплоты.

Реакции, которые протекают с выделенном теплоты , называются экзотермическими . Например:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl + 184,6 кДж

или Н 2 + Cl 2 = 2HCl; DH = –184,6 кДж.

Н 2 ( = 435,9 кДж/моль) и Cl 2 ( = 242,3 кДж/моль) энергии затрачивается меньше, а при образовании связей в молекулах HCl (Е HCl = 431,4 кДж/моль) - выделяется больше, т.е.

2 ´ 431,4 > (435,9 + 242,3).

Реакции, которые протекают с поглощением теплоты , называются эндотермическими . Например:

N 2 + O 2 = 2NO – 180,8 кДж

или N 2 + O 2 = 2NO; DH = 180,8 кДж.

Из примера следует, что на разрыв связей в молекулах N 2 ( = =945,43 кДж/моль) и O 2 ( = 498,38 кДж/моль) энергии затрачивается больше, а при образовании связей в молекулах NO - выделяется меньше, т.е.

2 ´631,5 < (945,43 + 498,38).

Тепловой эффект реакции - это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при протекании реакции. Его обозначают символом Q и выражают в кДж. Для экзотермических реакций Q > 0 (+Q ), для эндотермических - Q < 0 (–Q ). В настоящее время для единообразия с термодинамикой тепловой эффект реакции обозначают DH (изменение энтальпии).

Энтальпия (Н ) - это величина, которая характеризует запас энергии в веществе. Для экзотермических реакций запас энергии в продуктах реакции меньше, чем в исходных веществах, поэтому изменение энтальпии DH < 0 (–DH). Для эндотермических реакций запас энергии в продуктах реакции больше, чем в исходных веществах, поэтому изменение энтальпии DH > 0 (+DH). Следовательно, связь между DH и Q выражается уравнением:

Тепловой эффект реакции зависит от температуры и давления, поэтому условились его определять при давлении (Р ) 1 атм или 101,3 кПа и температуре 25 °С или 298 К. Эти условия называют стандартными .

При постоянном давлении тепловой эффект реакции определяют как изменение энтальпии , а при постоянном объеме – как изменение внутренней энергии .

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты реакций, называются термохимическими .

В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции: г - газообразное, ж - жидкое, к - кристаллическое или тв - твердое . В зависимости от обозначения теплового эффекта (Q или DH ) термохимическое уравнение экзотермической реакции образования воды (Н 2 О (ж)) из простых веществ H 2 и O 2 записывается следующим образом:

2H 2(г) + O 2(г) = 2Н 2 О (ж) + 571,6 кДж

2H 2(г) + O 2(г) = 2Н 2 О (ж) ; DH = - 571,66 кДж.

Это термохимическое уравнение показывает, что при взаимодействии двух моль водорода и одного моль кислорода образуется два моль воды и выделяется 571,66 кДж теплоты. Чтобы показать тепловой эффект при образовании 1 моль вещества в термохимических уравнениях применяют дробные коэффициенты:

H 2(г) + 1/2O 2(г) = Н 2 О (ж) + 285,83 кДж

или H 2(г) + 1/2O 2(г) = Н 2 О (ж) ; DH = -285,83 кДж.

По термохимическим уравнениям реакций можно проводить различные расчеты.

Закон Гесса

Важнейшим законом, на котором основано большинство термохимических расчетов, является закон Гесса.

Закон Гесса : тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода из начального состояния в конечное .

Например, тепловой эффект реакции окисления углерода в оксид углерода (IV) не зависит от того, проводится ли это окисление непосредственно, сжигая уголь до СО 2:

С (тв) + О 2(г) = СО 2(г) (DН 1)

или в две стадии, получая на первой стадии СО, а затем сжигая СО до СО 2:

первая стадия : С (тв) + 1/2О 2(г) = СО (г) (DН 2),

вторая стадия : СО (г) + 1/2О 2(г) = СО 2(г) (DН 3).

Наглядно это можно иллюстрировать в виде схемы, рис. 4.

CO 2

C, O 2

CO, 1/2O 2

Рисунок 4 – Схема определения теплового эффекта (DН) при образовании СО 2

Согласно закону Гесса тепловые эффекты связаны между собой соотношением DН 1 = DН 2 + DН 3 , пользуясь которым можно определить один из них, если другие два известны. Таким образом, на основании закона Гесса можно рассчитать тепловые эффекты таких реакций, для которых экспериментально измерить невозможно. Например, практически невозможно измерить теплоту сгорания углерода до оксида углерода (II), т.к. продукт реакции всегда будет состоять из смеси СО и СО 2 . Но экспериментально можно измерить теплоту полного сгорания углерода до СО 2 (DH 1 = -393 кДж/моль) и теплоту сгорания СО до СО 2 (DH 3 = = -283 кДж/моль). Имея эти данные, по закону Гесса легко рассчитать теплоту сгорания углерода до СО, т.е. DH 2:

DH 2 = DH 1 - DH 3 = -393 - (-283) = -110 кДж/моль

Термохимические расчеты

В термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса : тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции .

Для реакции: aA + bB = cC + dD

Особое значение при расчетах тепловых эффектов реакций имеют теплоты (энтальпии) образования соединений. Стандартная теплота (энтальпия) образования соединения - это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моль химического соединения из простых веществ при стандартных условиях (температура 298 К, давление 101,3 кПа). Она измеряется в кДж/моль и обозначается DH 0 298 (иногда индексы опускаются и обозначают DH).

Стандартная теплота (энтальпия) образования простого вещества равна нулю.

Пример 1 . Вычислите тепловой эффект химической реакции

2H 2 + CO ® CH 3 OH (ж)

при 298 К и определите, насколько при этой температуре отличается DH и DU.

Решение

Тепловой эффект реакции равняется разности между суммой теплот образования конечных и суммой теплот образования начальных веществ. Поскольку стандартные теплоты образования отнесены к 1 молю вещества, их умножают на соответствующие стехиометрические коэффициенты n уравнения реакции.

2H 2 + CO ® CH 3 OH (ж)

КДж/моль 2 ´0 –110,53 –238,57

= –238,57 – (–110,53) = –128,04 кДж.

Тепловой эффект реакции при постоянном объеме , или изохорный тепловой эффект , можно найти из известного уравнения, связывающего изобарный и изохорный тепловые эффекты:

где: Dn - изменение числа молей газообразных веществ в результате реакции, вычисляемое по ее стехиометрическому уравнению.

Dn = – 2 – 1 = – 3 моль.

Пример 2 . Вычислите DН о, DU о, DG о (энергию Гиббса), DF о (энергию Гельмгольца) для химической реакции:

2H 2 + CO = CH 3 OH (г) .

Определите, в каком направлении пойдет реакция при стандартном давлении и 298 К.

Решение

Энергию Гиббса будем рассчитывать по уравнению:

DG 0 298 = DH 0 298 - ТDS 0 298 ,

где DH 0 298 - тепловой эффект реакции при стандартных условиях и температуре Т=298 К.

DS 0 298 - изменение энтропии в результате протекания реакции при стандартных условиях и температуре Т = 298 К. Для расчета DS 0 298 используют уравнение

где n i - число молей i-го вещества, соответствующее стехиометрическому коэффициенту перед этим веществом в уравнении реакции.

Энергию Гельмгольца будем рассчитывать по уравнению:

DF 0 298 = DG 0 298 - DnRT,

где: Dn - изменение числа молей газообразных веществ в результате реакции.

Решение задачи начинаем с выписывания справочных данных:

2H 2 + CO ® CH 3 OH (г) (Dn =1–2–1= –2)

КДж/моль 0 –110,53 –201,00

2 ´130,52 197,15 239,76

= –201,00 – 0 – (–110,53) = –90,47 кДж.

239,76 – 2 ´130,52 – 197,15 = –218,43 Дж/К.

DG 0 298 = –90470 – 298´(–218,43) = –25377,86 Дж.

DF 0 298 = –25377,86 – (–2) ´298´8,314 = –20422,66 Дж.

DG 0 298 < 0 и DF 0 298 < 0, следовательно реакция протекает в прямом направлении.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Химическая кинетика изучает механизм и скорость реакций.

Средняя скорость гомогенной химической реакции (w) определяется изменением количества какого-либо из веществ, участвующих в реакции, в единицу времени (t) в единице объема (или изменением концентрации какого-либо вещества за единицу времени):

(13)

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Зависимость скорости химической реакции от концентрации подчиняется закону действия масс. Закон открыт Гульдбергом и Вааге (1876 г.). Согласно этому закону, мгновенная (истинная) скорость реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении лимитирующей стадии реакции. Частицы взаимодействуют при столкновении, а число столкновений молекул пропорционально произведению концентраций реагентов.

В реакции А + В = АВ, протекающей в закрытом сосуде, скорость взаимодействия веществ в соответствиис законом выражается уравнением:

где k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции , [А] и [В] – равновесные концентрации веществ А и В.

Константа скорости реакции зависит от температуры, природы вещества и не зависит от концентрации, то есть является мерой реакционной способности веществ. При концентрации реагирующих веществ, равных 1 моль/дм 3 , w = k, поэтому физический смыслконстанты скорости реакции – это скорость химической реакции при концентрациях реагентов 1 моль/дм 3 .

Если газообразные или жидкие вещества реагируют с твердыми, то скорость реакции зависит от концентрации веществ в газообразном или жидком состоянии, но не зависит от концентрации веществ в твердом состоянии, например, для реакции

Н 2 (г) + S (тв) = Н 2 S (г) w = k ´ [Н 2 ].

Скорость химических реакций, протекающих с участием газообразных веществ, зависит от давления. Если в системе увеличить давление путем сжатия, то объем системы уменьшится, концентрация взаимодействующих веществ увеличится, скорость реакции возрастет.

Влияние температуры на скорость реакции. Скорость химической реакции зависит от температуры. С увеличением температуры на 10 о С скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза (эмпирическое правило Вант–Гоффа).

Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10 о С, называется температурным коэффициентом скорости реакции , обозначается γ (гамма). Величина γ меняется в пределах от 2 до 4.

Математическое выражение правила Вант – Гоффа:

(15)

где w 2 и w 1 – скорость реакции при температуре t 2 и t 1 соответственно;

∆t = t 2 – t 1 .

Увеличение скорости реакций с повышением температуры связано с увеличением скорости движения частиц и числа столкновений между ними. Однако расчеты показывают, что при нагревании реакционной системы от 273 К до 373 К (от 0 до 100 о С) число столкновений возрастет в = 1,2 раза, а скорость реакции при γ = 2 увеличивается в 2 10 = 1024 раза. Следовательно, основная причина сильного влияния температуры на скорость в другом.

Не всякое соударение приводит к химическому взаимодействию. Реагируют лишь частицы, обладающие определенной энергией. Превращение одних веществ вдругие происходит через стадию образования некоторого активированного комплекса. Энергия, необходимая для перевода молекул в состояние активированного комплекса, называется энергией активации (Е акт). При соударении взаимодействуют лишь частицы, обладающие энергией большей или равной энергии активации. Для большинства реакций Е акт = 0 – 500, кДж/моль. При нагревании растет число активных частиц с Е ³ Е акт., увеличивается число эффективных столкновений и скорость реакции.

Зависимость константы скорости реакции k от энергии активации Е акт и температуры Т выражается уравнением Аррениуса (1889 г.):

(16)

где Z – число столкновений в секунду в единице объема,

R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль´К),

e – основание натурального логарифма (е =2,718),

T – температура по шкале Кельвина, К,

P – стерический фактор.

С уменьшением энергии активации и с увеличением температурывозрастает константа скорости реакции, а, следовательно, и скорость реакции .

Явление изменения скорости процесса в присутствии некоторых веществ (катализаторов) называется катализом .

Катализатор – вещество, которое изменяет скорость реакции, активно в ней участвует, оставаясь после реакции химически неизменным.

Катализаторы или увеличивают скорость реакции (они называются активаторами или положительными катализаторами ), или замедляют реакции (они называются ингибиторами или отрицательными катализаторами ).

Например, в присутствии MnO 2 (катализатор) наблюдается бурное разложение пероксида водорода: 2Н 2 О 2 2H 2 O + O 2 .

Если катализатор находится в той же фазе, что и реагирующие вещества, катализ называется гомогенным . Если катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах – это гетерогенный катализ.

В присутствии катализатора образуется иной активированный комплекс с другой величиной энергии активации, что проводит к изменению скорости реакции.

Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора связано с меньшей энергией активации нового пути процесса.

При гетерогенном катализе процесс протекает более сложно, т.к. промежуточные поверхностные соединения формируются на активных центрах (активных участках) катализатора, поэтому твердые катализаторы должны иметь большую (развитую) поверхность.

Основным законом химической кинетики является открытый в 1864–1867 гг. Гульдбергом и Вааге (Норвегия) закон действия масс , согласно которому скорость элементарной реакции пропорциональна произведению концентрацийреагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам . Такая зависимость скорости реакции от концентрации обусловлена тем, что вероятность столкновения молекул и, следовательно, их взаимодействия, пропорциональна произведению концентраций реагентов.

Рассмотрим в общем виде одностадийную обратимую реакцию, протекающую в гомогенной среде

А (г) +2В (г) Û АВ 2(г)

Предположим, что в закрытом сосуде приведены в соприкосновение вещества А и В. Скорость взаимодействия этих веществ согласно закону действия масс выразится соотношением:

где – коэффициент пропорциональности – константа скорости прямой реакции,

[А] и [В] – равновесные молярные концентрации А и В.

Если же реакция протекает в гетерогенной системе, то скорость ее не зависит от концентрации твердого вещества, т. к. концентрация его постоянна, поэтому твердое вещество не входит в уравнение закона действующих масс.

В общем виде концентрацию обозначают буквой С . – концентрация любого реагента (так как все они связаны стехиометрическими коэффициентами). Для идеального газа (условно при обычных условиях все газы приравнивают к идеальным) применимо уравнение Клапейрона-Менделеева:

РАСТВОРЫ

Растворами называются гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Растворение веществ в воде- это физико-химический процесс, при котором под влиянием молекул растворителя в растворенном веществе разрываются связи между частицами и образуются химические соединения растворяемого вещества и раствори-теля (сольваты и гидраты, если растворитель вода). Затем гидратированные частицы равномерно распределяются по всему объему раствора.

Растворение может быть как эндотермическим, так и экзотермическим процессом, поскольку разрушение структуры растворенного вещества происходит с поглощением определенного количества тепла (+ Н), а взаимодействие растворителя с частицами растворенного вещества сопровождается выделением тепла (- Н). В зависимости от того, какие процессы преобладают при растворении, тепловой эффект процесса положительный или отрицательный.

Способность вещества растворяться в данном растворителе характеризу-ется растворимостью. Растворимостью называется число, показывающее, сколько граммов растворенного вещества может раствориться в 100 г раст-ворителя при данной температуре. Растворимость вещества зависит от при-роды вещества, температуры, давления.

Одной из важнейших характеристик растворов является их концентрация.

Способы выражения концентраций:

1. Молярная концентрация – число молей растворенного вещества в 1 л раствора:

2. Нормальная концентрация – число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора

3.Моляльная концентрация – показывает, сколько молей растворенного вещества содержится в 1 килограмме растворителя.

4. Массовая доля - число граммов вещества, содержащихся в 100г раствора.

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

При растворении в воде или других растворителях, состоящих из полярных молекул, электролиты подвергаются электролитической диссоциации , т. е. в большей или меньшей степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы. Идея этого процесса была выдвинута шведским химиком С. Аррениусом. Ему принадлежит и первая концепция кислот и оснований. Согласно теории электролитической диссоциации С. Аррениуса:

кислоты – это вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н + ;

основания – это вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются гидроксид-ионы ОН – ;

соли – это вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы основания и анионы кислоты.

Диссоциация двух и более основных кислот и двух и более кислотных оснований протекает ступенчато. Например:

Н 3 РО 4 Н + + Н 2 РО 4 -

Н 2 РО 4 ¯ Н + + НРО 4 2-

НРО 4 2 ¯ Н + + РО 4 3-

Ba(ОH) 2 BaOН + + OH -

Введение

Тепловые эффекты химических реакций необходимы для многих технических расчетов. Они находят обширное применение во многих отраслях промышленности, а также в военных разработках.

Целью данной курсовой работы является изучение практического применения теплового эффекта. Мы рассмотрим некоторые варианты его использования, и выясним насколько важно использование тепловых эффектов химических реакций в условиях развития современных технологий.

Тепловой эффект химической реакции

В каждом веществе запасено определенное количество энергии. С этим свойством веществ мы сталкиваемся уже за завтраком, обедом или ужином, так как продукты питания позволяют нашему организму использовать энергию самых разнообразных химических соединений, содержащихся в пище. В организме эта энергия преобразуется в движение, работу, идет на поддержание постоянной (и довольно высокой!) температуры тела.

Одним из самых известных ученых, работающих в области термохимии, является Бертло. Бертло- профессор химии Высшей фармацевтической школы в Париже (1859). Министр просвещения и иностранных дел.

Начиная с 1865 Бертло активно занимался термохимией, провел обширные калориметрические исследования, приведшие, в частности, к изобретению "калориметрической бомбы" (1881); ему принадлежат понятия "экзотермической" и "эндотермической" реакций. Бертло получены обширные данные о тепловых эффектах огромного числа реакций, о теплоте разложения и образования многих веществ.

Бертло исследовал действие взрывчатых веществ: температуру взрыва, скорости сгорания и распространения взрывной волны и др.

Энергия химических соединений сосредоточена главным образом в химических связях. Чтобы разрушить связь между двумя атомами, требуется затратить энергию. Когда химическая связь образуется, энергия выделяется.

Любая химическая реакция заключается в разрыве одних химических связей и образовании других.

Когда в результате химической реакции при образовании новых связей выделяется энергии больше, чем потребовалось для разрушения "старых" связей в исходных веществах, то избыток энергии высвобождается в виде тепла. Примером могут служить реакции горения. Например, природный газ (метан CH 4) сгорает в кислороде воздуха с выделением большого количества теплоты (рис. 1а). Такие реакции являются экзотермическими.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, проявляют положительный тепловой эффект (Q>0, DH<0) и называются экзотермическими.

В других случаях на разрушение связей в исходных веществах требуется энергии больше, чем может выделиться при образовании новых связей. Такие реакции происходят только при подводе энергии извне и называются эндотермическими.

Реакции, которые идут с поглощением теплоты из окружающей среды (Q<0, DH>0), т.е. с отрицательным тепловым эффектом, являются эндотермическими.

Примером является образование оксида углерода (II) CO и водорода H 2 из угля и воды, которое происходит только при нагревании (рис. 1б).

Рис. 1а,б. Изображение химических реакций при помощи моделей молекул: а) экзотермическая реакция, б) эндотермическая реакция. Модели наглядно показывают, как при неизменном числе атомов между ними разрушаются старые и возникают новые химические связи.

Таким образом, любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для одного моля реагента или (реже) для моля продукта реакции. Такая величина называется тепловым эффектом реакции.

Тепловой эффект - количество теплоты, выделившееся или поглощенное химической системой при протекании в ней химической реакции.

Тепловой эффект обозначается символами Q или DH (Q = -DH). Его величина соответствует разности между энергиями исходного и конечного состояний реакции:

DH = Hкон.- Hисх. = Eкон.- Eисх.

Значки (г), (ж) обозначают газообразное и жидкое состояние веществ. Встречаются также обозначения (тв) или (к) - твердое, кристаллическое вещество, (водн) - растворенное в воде вещество и т.д.

Обозначение агрегатного состояния вещества имеет важное значение. Например, в реакции сгорания водорода первоначально образуется вода в виде пара (газообразное состояние), при конденсации которого может выделиться еще некоторое количество энергии. Следовательно, для образования воды в виде жидкости измеренный тепловой эффект реакции будет несколько больше, чем для образования только пара, поскольку при конденсации пара выделится еще порция теплоты.

Используется также частный случай теплового эффекта реакции - теплота сгорания. Из самого названия видно, что теплота сгорания служит для характеристики вещества, применяемого в качестве топлива. Теплоту сгорания относят к 1 молю вещества, являющегося топливом (восстановителем в реакции окисления), например:


ацетилен								теплота сгорания ацетилена

Запасенную в молекулах энергию (Е) можно отложить на энергетической шкале. В этом случае тепловой эффект реакции ( Е) можно показать графически (рис. 2).

Рис. 2. Графическое изображение теплового эффекта (Q =  Е): а) экзотермической реакции горения водорода; б) эндотермической реакции разложения воды под действием электрического тока. Координату реакции (горизонтальную ось графика) можно рассматривать, например, как степень превращения веществ (100% - полное превращение исходных веществ).

Уравнения химических реакций

Уравнения химических реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами записан и тепловой эффект реакции, называются термохимическими уравнениями.

Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя.

Допускается также почленное сложение и вычитание термохимических уравнений. Это бывает нужно для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно или невозможно измерить в опыте.

Приведем пример. В лаборатории чрезвычайно трудно осуществить "в чистом виде" реакцию получения метана СH4 путем прямого соединения углерода с водородом:

С + 2H 2 = СH 4

Но можно многое узнать об этой реакции с помощью вычислений. Например, выяснить, будет эта реакция экзо- или эндотермической, и даже количественно рассчитать величину теплового эффекта.

Известны тепловые эффекты реакций горения метана, углерода и водорода (эти реакции идут легко):

а) СH 4 (г) + 2O 2 (г) = СO 2 (г) + 2H 2 О(ж) + 890 кДж

б) С(тв) + O 2 (г) = СO 2 (г) + 394 кДж

в) 2H 2 (г) + O 2 (г) = 2H 2 О(ж) + 572 кДж

Вычтем два последних уравнения (б) и (в) из уравнения (а). Левые части уравнений будем вычитать из левой, правые - из правой. При этом сократятся все молекулы O 2 , СO 2 и H 2 О. Получим:

СH 4 (г) - С(тв) - 2H 2 (г) = (890 - 394 - 572) кДж = -76 кДж

Это уравнение выглядит несколько непривычно. Умножим обе части уравнения на (-1) и перенесем CH 4 в правую часть с обратным знаком. Получим нужное нам уравнение образования метана из угля и водорода:

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль

Итак, наши расчеты показали, что тепловой эффект образования метана из углерода и водорода составляет 76 кДж (на моль метана), причем этот процесс должен быть экзотермическим (энергия в этой реакции будет выделяться).

Важно обращать внимание на то, что почленно складывать, вычитать и сокращать в термохимических уравнениях можно только вещества, находящиеся в одинаковых агрегатных состояниях, иначе мы ошибемся в определении теплового эффекта на величину теплоты перехода из одного агрегатного состояния в другое.

Основные законы термохимии

Раздел химии, занимающийся изучением превращения энергии в химических реакциях, называется термохимией.

Существует два важнейших закона термохимии. Первый из них, закон Лавуазье–Лапласа, формулируется следующим образом:

Тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.

Это означает, что при образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества. Например:

2H 2 (г) + O 2 (г) = 2H 2 О(ж) + 572 кДж (горение водорода в кислороде)

2 H 2 О(ж) + 572 кДж = 2H 2 (г) + O 2 (г) (разложение воды электрическим током)

Закон Лавуазье–Лапласа является следствием закона сохранения энергии.

Второй закон термохимии был сформулирован в 1840 г российским академиком Г. И. Гессом:

Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Это означает, что общий тепловой эффект ряда последовательных реакций будет таким же, как и у любого другого ряда реакций, если в начале и в конце этих рядов одни и те же исходные и конечные вещества. Эти два основных закона термохимии придают термохимическим уравнениям некоторое сходство с математическими, когда в уравнениях реакций можно переносить члены из одной части в другую, почленно складывать, вычитать и сокращать формулы химических соединений. При этом необходимо учитывать коэффициенты в уравнениях реакций и не забывать о том, что складываемые, вычитаемые или сокращаемые моли вещества должны находиться в одинаковом агрегатном состоянии.

Применение теплового эффекта на практике

Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов. Например, рассмотрим мощную российскую ракету "Энергия", способную выводить на орбиту космические корабли и другие полезные грузы. Двигатели одной из её ступеней работают на сжиженных газах - водороде и кислороде.

Допустим, нам известна работа (в кДж), которую придется затратить для доставки ракеты с грузом с поверхности Земли до орбиты, известна также работа по преодолению сопротивления воздуха и другие затраты энергии во время полета. Как рассчитать необходимый запас водорода и кислорода, которые (в сжиженном состоянии) используются в этой ракете в качестве топлива и окислителя?

Без помощи теплового эффекта реакции образования воды из водорода и кислорода сделать это затруднительно. Ведь тепловой эффект - это и есть та самая энергия, которая должна вывести ракету на орбиту. В камерах сгорания ракеты эта теплота превращается в кинетическую энергию молекул раскаленного газа (пара), который вырывается из сопел и создает реактивную тягу.

В химической промышленности тепловые эффекты нужны для расчета количества теплоты для нагревания реакторов, в которых идут эндотермические реакции. В энергетике с помощью теплот сгорания топлива рассчитывают выработку тепловой энергии.

Врачи-диетологи используют тепловые эффекты окисления пищевых продуктов в организме для составления правильных рационов питания не только для больных, но и для здоровых людей - спортсменов, работников различных профессий. По традиции для расчетов здесь используют не джоули, а другие энергетические единицы - калории (1 кал = 4,1868 Дж). Энергетическое содержание пищи относят к какой-нибудь массе пищевых продуктов: к 1 г, к 100 г или даже к стандартной упаковке продукта. Например, на этикетке баночки со сгущенным молоком можно прочитать такую надпись: "калорийность 320 ккал/100 г".

Тепловой эффект рассчитывается при получении монометиланилина, который относится к классу замещенных ароматических аминов. Основная область применения монометиланилина – антидетонационная присадка для бензинов. Возможно использование монометиланилина в производстве красителей. Товарный монометиланилин (N-метиланилин) выделяется из катализата методом периодической или непрерывной ректификации. Тепловой эффект реакции ∆Н= -14±5 кДж/моль.

Жаропрочные покрытия

Развитие техники высоких температур вызывает необходимость создания особо жаропрочных материалов. Эта задача может быть решена путём использования тугоплавких и жаропрочных металлов. Интерметаллические покрытия привлекают всё большее внимание, поскольку обладают многими ценными качествами: стойкостью к окислению, агрессивными расплавами, жаропрочностью и т.д. Интерес представляет и существенная экзотермичность образования этих соединений из составляющих их элементов. Возможны два способа использования экзотермичности реакции образования интерметаллидов. Первый – получение композитных, двухслойных порошков. При нагреве компоненты порошка вступают во взаимодействие, и тепло экзотермической реакции компенсируют остывание частиц, достигающих защищаемой поверхности в полностью расплавленном состоянии и образующих малопористое прочно сцеплённое с основой покрытие. Другим вариантом может быть нанесение механической смеси порошков. При достаточном нагреве частиц они вступают во взаимодействие уже в слое покрытие. Если величина теплового эффекта значительная, то это может привести к самопроплавлению слоя покрытия, образованию промежуточного диффузионного слоя, повышающего прочность сцепления, получения плотной, малопористой структуры покрытия. Пpи выборе композиции, образующей интерметаллидное покрытие с большим тепловым эффектом и обладающее многими ценными качествами – коррозионной стойкостью, достаточной жаропрочностью и износостойкостью, обращает на себя внимание алюминиды никеля, в частности NiAl и Ni 3 Al. Образование NiAl сопровождается максимальным тепловым эффектом.

Термохимический способ обработки алмаза

Свое название "термохимический" способ получил благодаря тому, что протекает он при повышенных температурах, а в основе его лежит использование химических свойств алмаза. Осуществляется способ следующим образом: алмаз приводят в контакт с металлом, способным растворять в себе углерод, а для того, чтобы процесс растворения или обработки шел непрерывно, его проводят в атмосфере газа, взаимодействующего с растворенным в металле углеродом, но не реагирующим непосредственно с алмазом. В процессе величина теплового эффекта принимает высокое значение.

Для определения оптимальных условий проведения термохимической обработки алмаза и выявления возможностей способа потребовалось изучить механизмы определенных химических процессов, которые, как показал анализ литературы, вообще не исследовались. Более конкретному изучению термохимической обработки алмаза мешало, прежде всего, недостаточное знание свойств самого алмаза. Опасались испортить его нагревом. Исследования по термической устойчивости алмаза были выполнены лишь в последние десятилетия. Установлено, что алмазы, не содержащие включений, в нейтральной атмосфере или в вакууме можно без всякого для них вреда нагреть до 1850 “С”, и только выше.

Алмаз является лучшим материалом для лезвия благодаря уникальной твердости, упругости и низкому трению по биологическим тканям. Оперирование алмазными ножами облегчает проведение операций, сокращает в 2-3 раза сроки заживления разрезов. По мнению микрохирургов МНТК микрохирургии глаза, ножи, заточенные термохимическим способом, не только не уступают, но и превосходят по качеству лучшие зарубежные образцы. Термохимически заточенными ножами уже сделаны тысячи операций. Алмазные ножи разной конфигурации и размеров могут применяться и в других областях медицины, биологии. Так, для изготовления препаратов в электронной микроскопии используют микротомы. Высокая разрешающая способность электронного микроскопа предъявляет особые требования к толщине и качеству среза препаратов. Алмазные микротомы, заточенные термохимическим методом, позволяют изготавливать срезы нужного качества.

Техногенное сырьё для производства цемента

Дальнейшая интенсификация цементного производства предполагает широкое внедрение энерго- и ресурсосберегающих технологий с использованием отходов различных отраслей.

При переработке скарново-магнетитовых руд выделяются хвосты сухой магнитной сепарации (СМС), представляющие собой щебневидный материал с размером зерен до 25 мм. Хвосты СМС имеют достаточно стабильный химический состав, мас.%:

SiO 2 40…45,

Al 2 O 3 10…12,

Fe 2 O 3 15…17,

CaO 12…13,

MgO 5…6,

Доказана возможность использования хвостов СМС в производстве портландцементного клинкера. Полученные цементы характеризуются высокими прочностными показателями.

Тепловой эффект клинкерообразования (ТЭК) определен как алгебраическая сумма теплот эндотермических процессов (декарбонизация известняка, дегидратация минералов глины, образование жидкой фазы) и экзотермических реакций (окисление пирита, вносимого хвостами СМС, формирование клинкерных фаз).

Основными преимуществами использования отходов обогащения скарново-магнетитовых руд в производстве цемента являются:

Расширение сырьевой базы за счет техногенного источника;

Экономия природного сырья при сохранении качества цемента;

Снижение топливно-энергетических затрат на обжиг клинкера;

Возможность выпуска малоэнергоемких активных низкоосновных клинкеров;

Решение экологических проблем за счет рациональной утилизации отходов и сокращения газовых выбросов в атмосферу при обжиге клинкера.

Биосенсоры

Биосенсоры – датчики на основе иммобилизованных ферментов. Позволяют быстро и качественно анализировать сложные, многокомпонентные смеси веществ. В настоящее время находят все более широкое применение в целом ряде отраслей науки, промышленности, сельского хозяйства и здравоохранения. Основой для создания автоматических систем ферментативного анализа послужили последние достижения в области энзимологии и инженерной энзимологии. Уникальные качества ферментов - специфичность действия и высокая каталитическая активность – способствуют простоте и высокой чувствительности этого аналитического метода, а большое количество известных и изученных на сегодняшний день ферментов позволяют постоянно расширять список анализируемых веществ.

Ферментные микрокалориметрические датчики – используют тепловой эффект ферментативной реакции. Состоит из двух колонок (измерительной и контрольной), заполненных носителем с иммобилизованным ферментом и снаряженных термисторами. При пропускании через измерительную колонку анализируемого образца происходит химическая реакция, которая сопровождается регистрируемым тепловым эффектом. Данный тип датчиков интересен своей универсальностью.

Заключение

Итак, проведя анализ практического применения теплового эффекта химических реакций, можно сделать вывод: тепловой эффект вплотную связан с нашей повседневной жизнью, он подвергается постоянному исследованию и находит всё новые применения на практике.

В условиях развития современных технологий теплой эффект нашел свое применение в различных отраслях. Химическая, военная, строительная, пищевая, горнодобывающая и многие другие отрасли используют тепловой эффект в своих разработках. Он применяется в двигателях внутреннего сгорания, холодильных установках и в различных топочных устройствах, а также в производстве хирургических приборов, жаропрочных покрытий, новых видах строительных материалов и так далее.

В современных условиях постоянно развивающейся науке, мы наблюдаем появление всё более новых разработок и открытий в сфере производства. Это влечет за собой всё новые и новые области применения теплового эффекта химических реакций.

Черных Е. А.

Список литературы

Мусабеков Ю. С., Марселен Бертло, М., 1965; Centenaire de Marcelin Berthelot, 1827-1927, P., 1929.

Патент 852586 Российская Федерация. МКИ В 28 Д 5/00. Способ размерной обработки алмаза /А.П.Григорьев, С.Х.Лифшиц, П.П.Шамаев (Российская Федерация). - 2 с.