Тепловой эффект химической реакции.

Важнейшим законом, на котором основано большинство термохимических расчетов, является закон Гесса (открыт в 1840 г. русским химиком): Тепловой эффект химической реакции зависит от состояния исходных продуктов и конечных веществ, но не зависит от промежуточных стадий реакции.

Из закона Гесса следует, что если известны общий тепловой эффект реакции и одной из ее промежуточных стадий, то можно вычислить тепловой эффект другой промежуточной реакции.

Рассмотрим пример, поясняющий закон Гесса. Раствор сульфата натрия можно приготовить из растворов серной кислоты и гидроксида натрия двумя способами:

1. Смешать раствор, содержащий два моля NaOH, с раствором, содержащим один моль H₂SO₄;

2. Смешать раствор, содержащий один моль NaOH, с раствором, содержащим один моль H₂SO₄, и к полученному раствору кислой соли (NaHSO₄) добавить раствор, содержащий еще один моль NaOH.

Запишем термохимические уравнения этих реакций.

Первый способ:

2 NaOH (водн.) + H₂SO₄ (водн.) = Na₂SO₄ (водн.) + 2 H₂O + 131, 4 кДж

Второй способ:

NaOH (водн.) + H₂SO₄ (водн.) = NaHSO₄ (водн.) + H₂O + 61, 7 кДж

NaHSO₄ (водн.) + NaOH (водн.) = Na₂SO₄ (водн.) + H₂O + 69, 7 кДж

Символ (водн.) означает, что вещество взято в виде водного раствора.

Согласно закону Гесса, тепловой эффект в обоих случаях должен быть одним и тем же. Действительно, складывая тепловые эффекты, отвечающие двум стадиям второго способа, получаем тот же суммарный эффект, который наблюдается при первом способе проведения процесса: 61, 7 + 69, 7 = 131, 4 кДж

Таким образом, подобно обычным уравнениям химических реакций, термохимические уравнения можно складывать.

Закон Гесса дает возможность вычислять тепловые эффекты реакции в тех случаях, когда их непосредственное измерение почему либо неосуществимо. В качестве примера такого рода расчетов рассмотрим вычисление теплоты образования оксида углерода (II) из графита и кислорода. Измерить тепловой эффект реакции

C (графит) + 1/2 O₂ = CO

очень трудно, потому что при сгорании графита в ограниченном количестве кислорода получается не оксид углерода (II), а его смесь с диоксидом углерода. Но теплоту образования СО можно вычислить, зная его теплоту сгорания (283 кДж/моль) и теплоту образования диоксида углерода (393, 5 кДж/моль).

Горение графита выражается термохимическим уравнением

C (графит) + O₂ = CO₂ + 393, 5 кДж

Для вычисления теплоты образования СО запишем эту реакцию в виде двух стадий:

C (графит) + 1/2 O₂ = CO + x кДж

CО + 1/2 O₂ = CO₂ + 283 кДж

и сложим термохимические уравнения, отвечающие этим стадиям. Получим суммарное уравнение:

C (графит) + O₂ = CO₂ + (x + 283) кДж

Coгласно закону Гесса, тепловой эффект этой суммарной реакции равен тепловому эффекту реакции непосредственного сгорания графита, т.е.

x + 283 = 393, 5. Отсюда x = 110, 5 кДж или

C (графит) + 1/2 O₂ = CO + 110, 5 кДж

Рассмотрим еще один пример применения закона Гесса. Вычислим тепловой эффект реакции сгорания метана CH₄, зная теплоты образования метана (74, 9 кДж/моль) и продуктов его сгорания — диоксида углерода (393, 5 кДж/моль) и воды (285, 8 кДж/моль). Для вычисления запишем реакцию горения метана сначала непосредственно, а затем разбив на стадии. Соответствующие термохимические уравнения будут иметь вид:

CH₄ + 2 O₂ = CO₂ + 2 H₂O + x кДж

CH₄ = C(графит) + 2 H₂ - 74, 9 кДж

C(графит) + O₂ = CO₂ + 393, 5 кДж

2 H₂ + O₂ = 2 H₂O + 2 285, 8 кДж

Складывая последние три термохимические уравнения, отвечающие проведению реакции по стадиям, получим суммарное уравнение горения метана:

CH₄ + 2 O₂ = CO₂ + 2 H₂O + (- 74, 9 + 393, 5 + 571, 6) кДж

Согласно закону Гесса, - 74, 9 + 393, 5 + 571, 6 = x, откуда теплота сгорания метана x = 890, 2 кДж.

Рассмотренный пример иллюстрирует практически важное следствие закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции без суммы теплот образования исходных веществ.

Q = Q _{образования} - Q _{образования}

_{продуктов исходных}

_{реакции веществ}

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА.

Скорость химических реакций.

Учение о скоростях и механизмах химических реакции называется химической кинетикой.

Cкорость химической реакции — изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Изменение концентрации реагирующего вещества во времени можно изобразить графически:

концентрация моль/л

C

C1

Δ C

C2

Δ t

t1 t2 t время (секунды, минуты, часы, сутки и т.д.)

C — концентрация вещества — моль/литр;

Δ С — изменение концентрации;

C = C₂ - C₁ — величина отрицательная, т.к. концентрация с течением времени уменьшается.

Δ t — время (сек., мин.,...)

t = t₂ – t₁ — промежуток времени, за который изменилась концентрация.

C учетом этого выражение для скорости химической реакции будет иметь следующий вид:

V_ср. = - (C₂ - C₁) / (t₂ – t₁) = - Δ C / Δ t

Знак ^,, - ^,, ставится потому, что значение скорости не может быть отрицательным, а величина Δ С – отрицательная.

Т.к. скорость все время меняется, то в химической кинетике рассматривается только истинная скорость химической реакции V в данный момент времени.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Скорость реакции зависит от:

а) концентрации реагирующих веществ

б) температуры

в) природы реагирующих веществ

г) площади соприкосновения

д) катализатора

Зависимость скорости реакции от концентрации.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает основной закон химической кинетики (закон действующих масс), который гласит: cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Если реакция протекает согласно уравнения nА + mВ = pС + qD, то скорость хим. реакции, согласно закона действующих масс, определяется выражением:

V = k C_Aⁿ C_B^m (кинетическое ур-е скорости реакции), где

C_A, C_B — концентрации веществ А и В,

k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

n, m – коэффициенты в уравнении реакции