Termochémia -Energetické zmeny pri chemických reakciách

Termochémia

- vedná disciplína chémie, ktorá skúma tepelné javy prichemických reakciách

Rozdelenie chemických reakcií z hľadiska termochémie:

- exotermické

- endotermické

Exotermické reakcie

Exotermické reakcie sú chemické reakcie, v priebehu ktorých sa teplo uvoľňuje.

Sú charakteristické tým, že energia produktov (P) je menšia ako energia reaktantov (R) o hodnotu uvoľnenej energie

Pr.: H2 + I2 —› 2HI ΔE= -11 kJ.mol-1

Endotermické reakcieEndotermické reakcie sú chemické reakcie, ktoré prebiehajú len pri neustálom spotrebúvaní energie.

Sú charakteristické tým, že energia produktov je väčšia ako energia reaktantov o hodnotu spotrebovanej energie.

Väčšina endotermických reakcií prebieha len pri stálom zohrievaní látok.

Pr.: CaCO3 –› CaO + CO2 ΔE = 178 kJ.mol-1

Reakčné teplo a entalpiaEntalpia (H) je veličina, ktorá nám udáva tepelnú kapacitu (obsah) látky. Súvisí s množstvom energie obsiahnutej v chemických väzbách látky.

Reakčným teplom (Q) chemickej reakcie nazývame zmenu entalpie, teda rozdiel medzi entalpiou produktov (Hp) a entalpiou reaktantov (Hr).

Q = H = Hp – Hr

Reakčné teplo chemickej reakcie je vždy udávané také látkové množstvo reaktantov a produktov, aké udávajú stechiometrickékoeficienty rovnice.

Reakčné teplo a entalpiaExotermické reakcie:

Hr > Hp

Q = H < 0

Endotermické reakcie:

Hr < Hp

Q = H > 0

Aktivačná energiaPri mnohých (aj exotermických) reakciách sa reakcia nespustí len tým, že dáme k sebe reaktanty. Je potrebné dodať malé množstvo energie.

Energiu, ktorú je potrebné dodať na spustenie chemickej reakcie nazývame aktivačnou energiou a označujeme ju Ea.

Príklad:

Horenie metánu za prítomnosti kyslíka je exotermickou reakciou, no začne až vtedy, ak ju zápalkou alebo inou iskrou aktivujeme.

Aktivačná energia - diagram

Termochemické rovniceTermochemická rovnica je chemická rovnica:

1. zapísaná stavovým zápisom – teda pri každom reaktante aj produkte je uvedený skupenský stav,

(g) – plyn

(l) – kvapalina

(s) – tuhá látka

(aq) – látka vo vodnom roztoku

2. obsahujúca hodnotu reakčného tepla, resp. zmeny entalpie. zapísanú priamo v rovnici

zapísanú na pravej strane za rovnicou

Termochemické rovnicePríklad:

zápis reakčného tepla v rovnici:

Ca (s) + 2 H2O (l) Ca (OH)2 (aq) + H2 (g) + 431,1 kJ. mol-1

zápis reakčného za rovnicou:

Ca (s) + 2 H2O (l) Ca (OH)2 (aq) + H2 (g) Δ H = - 431,1 kJ. mol-1

Termochemické zákony

Prvý termochemický zákon (A.L.Lavosier; 1780)

Hodnota reakčného tepla priamej a spätnejreakcie je rovnaká, líši sa iba znamienkom.

Aj keď tento zákon bol Lavoisierom sformulovaný iba prejeden typ reakcií, možno ho zovšeobecniť pre všetkyostatné reakcie.

Termochemické zákonyPríklad:

1. 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g) ΔH1 = - 483,9 kJ.mol-1

(exotermická reakcia)

2. 2H2O (g) 2H2 (g) + O2 (g) ΔH2 = 483,9 kJ.mol-1

(endotermická reakcia)

Termochemické zákonyDruhý termochemický zákon (G.A.Hess; 1840)

Reakčné teplo určitej reakcie sa rovná

súčtu reakčných tepiel čiastkových reakcií.

Reakčné teplo určitej reakcie môžeme teda vypočítať z

reakčných tepiel iných reakcií, pritom vychádzame z rovníc

reakcií, ktorých reakčné teplá poznáme a tie kombinujeme

dovtedy, kým nezískame rovnicu reakcie, ktorej reakčné teplo chceme vypočítať.

Termochemické zákony

Príklad:

2 C (s) + O2 (g) → 2 CO (g) H1 = -219,4 kJ•mol-1

2 CO (g) + O2 (g) → CO2 (g) H2 = -566,5 kJ•mol-1

2 C (s) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g)

H = H1 + H2 = -785,5 kJ•mol-1

Ďakujem za pozornosť