Термохимические уравнения

Лекция

Тема: Классификация химических реакций.

Химическое равновесие

Основные типы химических реакции.

       По направлению протекания процесса реакции делят на необ­ратимые и обратимые.

       Необратимыми называют реакции, которые протекают только в одном направлении.

           

       В ходе необратимой реакции хотя бы одно из исходных ве­ществ практически полностью превращается в продукты реакции. К необратимым реакциям относятся реакции, которые протекают в растворах с образованием осадка, газа или слабодиссоциирующего вещества, некоторые реакции разложения.

 

Например, в реакции между хлоридом бария и серной кислотой

 

       ВаС1₂ + H₂S0₄= BaS0₄+2НС1

 

при достаточном количестве серной кислоты ионы бария будут полностью осаждены. Если попытаться эту реакцию провести в обратном направлении, т. е. действовать соляной кислотой на сульфат бария, то не удастся получить раствор хлорида бария — эта реакция не может протекать в обратном направлении: она не­обратима.

Большинство химических реакций являются обратимыми.

       Обратимыми называют реакции, которые протекают при данных условиях в двух противоположных направлениях — пря­мом и обратном.

           

       В уравнениях подобных реакций пользуются знаком обрати­мости(). Реакцию, протекающую слева направо (), называют прямой, а справа налево () — обратной.

           

Примером обратимой реакции может служить взаимодействие водорода с парами иода:

                   Н₂ + I_2(пары)2HI

 

Обобщим ваши знания о классификации химических реакций.

Классификация химических реакций

№	Признаки положенные в основу классификации	Типы реакций	Примеры
1	Число и состав исходных веществ и продуктов реакции	1. Реакция соединения	2Ca + O2 = 2CaO CaO + H2O = Ca(OH)2
		2. Реакция разложения	2HgO = 2Hg + O2 Cu(OH)2 = CuO + H2O
		3. Реакция замещения	Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
		4. Реакция обмена	AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3 NaOH + HCl = NaCl + H2O
2	Изменение степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ	1. Не окислительно-восстановительные (реакции без изменения степеней окисления атомов)	+1-2 +1 +1+6 -2 +1+6-2 +1 -2 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + H2O
		2. Oкислительно-восстановительные (реакции c изменением степеней окисления всех или некоторых атомов)	+4         -1  +2         0 MnO2 +HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
3	Направление протекания реакции	1. Необратимые реакции	Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
		2. Обратимые реакции	H2 + I2      2HI
4	Тепловой эффект	1. Экзотермические реакции	C + O2 = CO2 + Q
		2. Эндотермические реакции	CaCO3 + CaO + CO2  - Q
5	Наличие или отсутствие поверхности раздела между реагентами	1. Гомогенные реакции	H2 + Cl2 = 2HCl
		2. Гетерогенные реакции	MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
6	Присутствие катализатора	1. Каталитические реакции	2H2O2MnO2 2H2O + O2
		2. Некаталитические реакции	NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

Энергетика химических реакций

       При химических реакциях одни вещества превращаются в другие. При этом происходит разрыв одних химических связей и образование других, поэтому химические реакции со­провождаются выделением или поглощением энергии в раз­личных формах (теплота, свет, работа расширения образовав­шихся газов).

Тепловые эффекты химических реакций

 

       Вам известно, что при образовании связей выделяется энер­гия (см. § 8), поэтому если бы реакции протекали только между свободными атомами, то все они сопровождались бы выделением энергии. Но химические реакции, как правило, протекают меж­ду молекулами веществ.

       Сравним количество энергии, выделяющейся при образова­нии молекулы НС1 из атомов водорода Н и хлора С1, с количе­ством энергии, выделяющейся при образовании этой же молеку­лы из простых веществ Н₂ и С1₂:

 

       Н + Cl= НС1 + 431,4 кДж/моль 1/2Н₂ + 1/2С1₂ = НС1 + 92,30 кДж/моль

 

       Энергия взаимодействия простых веществ меньше энергии взаимодействия свободных атомов, так как часть энергии затра­чивается на разрыв связей в молекулах водорода (Н-Н) и хлора (C1-C1).

       В зависимости от соотношений энергий разрыва и образова­ния соответствующих связей наблюдается выделение или погло­щение теплоты.

       Реакции, которые протекают с выделением теплоты, назы­вают экзотермическими, например:

       Н₂ + С1₂ = 2НС1 + 184,6 кДж

 

       На разрыв связей в молекулах Н₂ (Е(Н₂) = 435,9 кДж/моль) и С1₂ (Е(С1₂) = 242,3 кДж/моль) затрачивается меньше энергии, чем ее выделяется при образовании связей в молекулах НС1 (Е(НС1) = 431,4 кДж/моль):

       2 * 431,4>435,9 + 242,3

       Реакции, которые протекают с поглощением теплоты, на­зывают эндотермическими, например:

       N₂+ О₂ = 2NO- 180,74 кДж

 

       На разрыв связей в молекулах N₂ (Е(N₂) = 945,43 кДж/моль) и 0₂ (Е( 0₂) = 498,38 кДж/моль) энергии затрачивается больше, чем ее выделяется при образовании связей в молекулах N0 (Е(N0) = = 631,5 кДж/моль):

       2 *631,5 <945,43 + 498,38

       Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при протекании реакции, называют тепловым эффектом ре­акции. Его обозначают символом «Q»и выражают в килоджоулях (кДж). Для экзотермических реакций Q > О (+Q), для эндотерми­ческих реакций Q< О (-Q).

       Тепловой эффект реакции зависит от условий ее протекания, поэтому его определяют при давлении 101,3 кПа, или 1 атм, и температуре 25 °С, или 298 К. Эти условия называют стандарт­ными.

       Тепловой эффект реакции при стандартных условиях выра­жают через изменение энтальпии Н°реакции

       Энтальпия Н — это величина, которая характеризует запас энергии вещества. Если энергия продуктов реакции меньше, чем исходных веществ, то Н < 0. Это экзотермическая реакция. Если же энергия продуктов реакции больше, чем исходных веществ, то Н >0 — реакция эндотермическая. Следовательно, знак величины Н противоположен знаку Q:

♦ экзотермическая реакция +Q и -Н°;

♦ эндотермическая реакция -Q и +Н°.

 

Термохимические уравнения

       Уравнения реакций, в которых указаны тепловые эффекты реакций и агрегатное состояние веществ, называют термохимическими.

       В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции: г – газообразное, ж – жидкое, тв. – твердое. Значение теплового эффекта реакции Н записывают после уравнения и отделяют от него точкой с запятой. Например, термохимическое уравнение образования жидкой воды из простых веществ может быть записано двумя способами.

Н₂ (г.) + 0₂ (г.) = 2Н₂0 (ж.)+ 571,68 кДж

           

Н₂ (г.) + 0₂ (г.) = Н₂0 (ж.); Н° = - 571,68 кДж

       Это термохимическое уравнение показывает, что при взаимо­действии 2 моль водорода и 1 моль кислорода образуется 2 моль воды и выделяется 571,68 кДж теплоты. Следовательно, в дан­ном случае энергия продуктов реакции меньше, чем исходных веществ.

       Чтобы показать тепловой эффект образования 1 моль веще­ства, в термохимических уравнениях применяют дробные коэф­фициенты:

Н₂ (г.) + 1/2О₂ (г.) = Н₂0 (ж.); Н° = -285,84 кДж

 

       Очевидно, что если реакция соединения протекает с выделе­нием теплоты, то обратная ей реакция разложения будет идти с поглощением теплоты. Так, изменение энтальпии при образова­нии одного моля воды равно -285,84 кДж, а при разложении од­ного моля воды +285,84 кДж.

       По термохимическим уравнениям реакций можно проводить различные расчеты.

 

Закон Гесса

 

       Большинство термохимических расчетов основано на законе Гесса:

       - тепловой эффект химической реакции при постоянном да­влении или постоянном объеме зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от пути перехода из начального состояния в конечное.

       Например, тепловой эффект реакции окисления углерода до оксида углерода(1У) не зависит от того, проводят ли это окисле­ние в одну стадию, сжигая уголь, или в две стадии, получая сначала угарный газ, а затем сжигая его до углекислого газа:

 

в одну стадию С (тв.) + О₂ (г.) = СО₂ (г.); Н₁°

первая стадия С (тв.) + 1/2О₂ (г.) = СО (г.); Н₂°

вторая стадия СО (г.) + 1/2О₂ (г.) = СО₂ (г.); Н₃°

 

       Согласно закону Гесса тепловые эффекты связаны между со­бой соотношением

Н₁° =Н°₂ + Н₃, пользуясь которым можно определить один из них, если другие два известны. Таким обра­зом, на основании закона Гесса можно рассчитать тепловые эф­фекты реакций, для которых экспериментально измерить их не­возможно. Например, практически невозможно измерить теплоту окисления углерода до оксида углерода (II), так как про­дукт реакции всегда будет состоять из смеси оксидов углерода. Но экспериментально можно измерить теплоту полного сгорания углерода до углекислого газа (Н\ = -393,52 кДж/моль) и тепло­ту сгорания угарного газа до углекислого (Н = -283 кДж/моль). Имея эти данные, по закону Гесса легко рассчитать теплоту окисления углерода до оксида углерода (П), т. е. Н₂°:

    Н₂  =Н₁- Н₃°;Н = -393,52 - (-283) = -110,52 (кДж/моль).