Termochemie

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 2. ledna 2019; kontroly vyžadují 6 úprav .

Termochemie  je odvětví chemické termodynamiky , jehož úkolem je určovat a studovat tepelné účinky reakcí , jakož i stanovit jejich vztah k různým fyzikálně -chemickým parametrům. Dalším z úkolů termochemie je měření tepelných kapacit látek a zjišťování jejich tepel fázových přechodů .

Základní pojmy a zákony termochemie

Termochemické rovnice

Rovnice termochemické reakce jsou rovnice, ve kterých jsou agregované stavy těchto sloučenin nebo krystalografické modifikace uvedeny v blízkosti symbolů chemických sloučenin a číselné hodnoty tepelných účinků jsou uvedeny na pravé straně rovnice.

Nejdůležitější veličinou v termochemii je standardní teplo tvorby ( standardní entalpie tvorby ). Standardní teplo (entalpie) vzniku komplexní látky je tepelný efekt (změna standardní entalpie) reakce vzniku jednoho molu této látky z jednoduchých látek ve standardním stavu. Standardní entalpie tvorby jednoduchých látek se v tomto případě bere rovna nule.

V termochemických rovnicích je nutné označovat agregované stavy látek pomocí písmenných indexů a tepelný účinek reakce (ΔН) by měl být zaznamenán samostatně, oddělen čárkami. Například termochemická rovnice

4NH3 (g) + 3O2 ( g ) → 2N2 ( g ) + 6H20 (g), ΔH = -1531 kJ

ukazuje, že tato chemická reakce je doprovázena uvolněním 1531 kJ tepla při tlaku 101 kPa a vztahuje se k počtu molů každé z látek, který odpovídá stechiometrickému koeficientu v reakční rovnici. V termochemii se také používají rovnice, ve kterých je tepelný efekt přisuzován jednomu molu vzniklé látky, v případě potřeby pomocí zlomkových koeficientů.

Tepelný účinek chemické reakce je roven rozdílu mezi celkovou entalpií tvorby všech reakčních produktů a všech výchozích látek, přičemž se berou v úvahu stechiometrické koeficienty (počet molů zreagovaných látek). To znamená, že tepelný účinek chemické reakce se vypočítá podle obecného výrazu:

ΔH=(∑ΔH produkty )-(∑ΔH činidla )

Čím stabilnější jsou produkty reakce a čím vyšší je vnitřní energie výchozích sloučenin, tím vyšší je tepelný účinek reakce, což je přímým důsledkem zákona minimální energie a maximální entropie . Pro výpočet tepelných účinků reakcí za standardních podmínek se používají standardní entalpie tvorby sloučenin převzaté z referenčních tabulek.

Hessův zákon

Termochemické výpočty jsou založeny na Hessově zákoně: Tepelný účinek (∆H) chemické reakce (při konstantě Р a Т) závisí na povaze a fyzikálním stavu výchozích látek (činidel) a reakčních produktů a nezávisí na směr jeho výskytu.

Důsledky z Hessova zákona:

  1. Tepelné účinky přímé a zpětné reakce jsou stejné velikosti a opačného znaménka.
  2. Tepelný účinek chemické reakce (∆Н) se rovná rozdílu mezi součtem entalpií tvorby reakčních produktů a součtem entalpií tvorby výchozích látek, vezmeme-li v úvahu koeficienty v reakci. rovnice (tedy jimi vynásobené).
  3. Termochemické rovnice (pokud jsou uvedeny tepelné účinky za stejných podmínek) lze provozovat úplně stejně jako s obyčejnými algebraickými rovnicemi [1] : v reakčních rovnicích lze přenášet členy z jedné části do druhé, zkracovat vzorce chemických sloučenin , rovnice lze sčítat , jednu od druhé odečítat, násobit konstantními koeficienty atd. [2] , přičemž nezapomínáme, že přidané, odečtené nebo redukované látky musí být ve stejném stavu agregace [3] .

Hessův zákon lze zapsat jako následující matematický výraz:

.

Pomocí Hessova zákona lze vypočítat entalpie vzniku látek a tepelné účinky reakcí, které nelze experimentálně změřit.

Kirchhoffův zákon

Kirchhoffův zákon stanoví závislost tepelného účinku chemické reakce na teplotě: teplotní koeficient tepelného účinku chemické reakce je roven změně tepelné kapacity systému během reakce. Kirchhoffův zákon je základem výpočtu tepelných účinků při různých teplotách.

Metody termochemie

Hlavními experimentálními metodami termochemie jsou kalorimetrie , diferenciální termická analýza a derivatografie .

Viz také

Poznámky

  1. ↑ Nenitescu K. , Obecná chemie, 1968 , s. 183.
  2. ↑ Krasnov K. S. a kol. , Fyzikální chemie, kniha. 1, 2001 , str. 221.
  3. ↑ Manuilov A.V., Rodionov V.I. , Základy chemie pro děti a dospělé, 2014 , s. 331.

Literatura