Entalpia reakcji

Tabela 1. Wartości energii wybranych wiązań chemicznych [kJ/mol]

wiązanie energia wiązanie energia wiązanie energia wiązanie energia
H - H 436 H - Br 365 C = O 742 N = O 631
H - C 415 C - C 348 C - S 272 O - O 147
H - N 390 C = C 612 C = S 536 O = O 499
H - O 465 C ≡ C 838 C - Cl 339 P - P 201
H - F 566 C - N 306 N - N 163 P ≡ P 490
H - P 323 C = N 616 N = N 419 Cl - Cl 243
H - S 348 C ≡ N 892 N ≡ N 947 Br - Br 193
H - Cl 432 C - O 360 N - O 210 I - I 151

Tabela 2 Reakcje egzoenergetyczne (egzotermiczne) i endoenergetyczne (endotermiczne)

typ reakcji opisy reakcji, przykład „ciepło” Entalpia ΔH
Reakcje egzoenergetyczne (egzotermiczne) -reakcje których uwolniona zostaje energia i przechodzi z układu do otoczenia; + Q - ΔH

-energia substratów jest większa od energii produktów

-układ traci energię, dlatego w zapisie pojawia się „- ΔH”
-są to wszystkie reakcje spalania i wiele innych reakcji;
2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O - ΔH

Reakcje

endoenergetyczne (endotermiczne)

-reakcje które wymagają dostarczania energii z zewnątrz; energia przechodzi z otoczenia do układu; - Q + ΔH

-energia substratów jest większa od energii produktów

-układ zyskuje energię, dlatego w zapisie pojawia się „+ ΔH:
-są to wszystkie reakcje rozkładu i wiele innych reakcji;
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 + ΔH

Metody obliczania entalpii reakcji (ΔHr).

Obliczeń entalpii reakcji (ciepła reakcji w war. izobarycznych) dokonuje się przyjmując zwykle warunki standardowe ( ΔHro ).

Ustala się odpowiedni cykl termodynamiczny tzn. szereg reakcji pośrednich (np. tworzenia albo spalania substancji lub także innych) o znanych wartościach ΔH1o, ΔH2o,...., ΔHno (podanych w tablicach termodynamicznych). Wówczas :

ΔHro = ΔH1o + ΔH2o + ..... + ΔHno = Σ ΔHio

Nie jest przy tym istotne czy uwzględnione reakcje można praktycznie zrealizować, czy też są to przemiany jedynie teoretyczne.

Stosuje się cztery podstawowe metody obliczeń tj. wykorzystując :

  1. kombinację równań reakcji pośrednich czyli cykl termodynamiczny, w oparciu o prawa termochemii ;

2. standardową entalpię tworzenia substancji ΔHtwo ;

3. standardową entalpię spalania substancji ΔHspo ;

4. energię wiązań DX−Y.

Podstawowe prawa i reguły:

Prawo Hessa:

Efekt cieplny reakcji i towarzyszących jej przemian nie zależy od drogi procesu, tylko od stanu początkowego i końcowego.

ΔHro = Σ n ΔHtwo produktów − Σ n ΔHtwo substratów

(gdzie n = liczba moli reagenta w równaniu reakcji)

ΔHro = Σ n ΔHspo substratów − Σ n ΔHspo produktów

(gdzie n = liczba moli reagenta w równaniu reakcji)

Całkowity efekt cieplny reakcji równy jest sumie efektów stanów pośrednich, np.:

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 itd.

Reguła Lavoisiera – Laplace`a:

Efekt cieplny reakcji jest równy efektowi reakcji odwrotnej z przeciwnym znakiem

Np. dla reakcji 2 H2 + O2 → 2 H2O ΔH = - 572 kJ

A dla reakcji odwrotnej: 2 H2O → 2 H2 + O2 ΔH = + 572 kJ

Przykład 1.

Obliczyć standardową entalpię reakcji (ΔHro ) [R] : 2 C(s,grafit) + 2 H2 (g) → C2H4 (g) wiedząc, że :

[1] C(s,grafit) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH1o = - 393,1 kJ

[2] 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (c) ΔH2o = - 571,8 kJ

[3] C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 H2O (c) + 2 CO2 (g) ΔH3o = - 1409,9 kJ

Rozwiązanie :

ΔHro obliczyć można w tym przypadku wykorzystując prawa termochemii tj. ustalając odpowiedni (teoretyczny) cykl termodynamiczny. Należy zauważyć, że równanie reakcji podstawowej uzyska się dokonując następującej kombinacji równań reakcji pośrednich (tu podanych) :

[R] = 2 [1] + [2] - [3]

2 C + 2 O2 → 2 CO2

2 H2 + O2 → 2 H2O

2 H2O + 2 CO2 → C2H4 + 3 O2

_____________________________________________

2 C + 2 H2 → C2H4

Dlatego zgodnie z prawami termochemii :

ΔHro = 2 ΔH1o + ΔH2o ΔH3o

ΔHro = 2(- 393,1) + (- 571,8) – (-1409,9)

ΔHro = + 51,9 kJ

Przykład 2.

Obliczyć standardową entalpię reakcji (ΔHro) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (c) wiedząc, że

standardowa entalpia tworzenia ΔHtwo wynosi :

CO2 (g) ΔHtwo = −393,1 kJ/mol

H2O (c) ΔHtwo = − 285,9 kJ/mol

CH4 (g) ΔHtwo = − 74,8 kJ/mol

Wprowadzenie :

STANDARDOWA ENTALPIA TWORZENIA substancji ΔHtwo to efekt cieplny reakcji tworzenia 1 mola tej substancji (w warunkach standardowych) bezpośrednio z pierwiastków w ich trwałej, naturalnej postaci (np. C, S, Al, Fe, H2, O2, N2, Cl2) .

UWAGA: Z definicji tej wynika fakt, że ΔHtwo pierwiastka w jego naturalnej postaci wynosi zero.

Stąd zgodnie z prawami termochemii :

ΔHro = Σ n ΔHtwo produktów − Σ n ΔHtwo substratów

(gdzie n = liczba moli reagenta w równaniu reakcji)

Rozwiązanie :

ΔHro = (ΔHtwo CO2 + 2 ΔHtwo H2O ) − (ΔHtwo CH4 + 0)

ΔHro = (- 393,1) + 2 (- 285,9) − (- 74,8)

ΔHro = − 890,1 kJ

Przykład 3.

Obliczyć standardową entalpię reakcji (ΔHro)

C2H5OH (c) + CH3COOH (c) → CH3COOC2H5 (c) + H2O (c)

wiedząc, że standardowa entalpia spalania ΔHspo wynosi :

C2H5OH (c) ΔHspo = − 1366,9 kJ/mol

CH3COOH (c) ΔHspo = − 873,8 kJ/mol

CH3COOC2H5 (c) ΔHspo = − 2254,2 kJ/mol

Wprowadzenie :

STANDARDOWA ENTALPIA SPALANIA substancji ΔHspo to efekt cieplny reakcji spalania 1 mola tej substancji (w warunkach standardowych) do ciekłej wody (H2O (c) ) i gazowego dwutlenku węgla (CO2 (g) ) ( lub także gazowych N2, SO2, HCl )

UWAGA : Z definicji tej wynika fakt, że ΔHspo ciekłej wody i gazowego dwutlenku węgla wynosi zero.

Stąd zgodnie z prawami termochemii :

ΔHro = Σ n ΔHspo substratów − Σ n ΔHspo produktów

(gdzie n = liczba moli reagenta w równaniu reakcji)

Rozwiązanie :

ΔHro = (ΔHspo C2H5OH + ΔHspo CH3COOH ) − (ΔHspo CH3COOC2H5 + 0)

ΔHro = (-1366,9) + (-873,8) − (-2254,2)

ΔHro = 13,5 kJ

Przykład 4.

Standardowa entalpia tworzenia tlenku glinu wynosi −1675,7 kJ/mol. Obliczyć ile ciepła wydzieli się podczas spalania 9 gramów metalicznego glinu.

Wprowadzenie :

Porównując definicje entalpii tworzenia i entalpii spalania zauważyć można, że skoro reakcja tworzenia tlenku (na drodze syntezy z pierwiastków) jest jednocześnie reakcją spalania pierwiastka, to istnieje prosta relacja

ΔHspo pierwiastka ~ ΔHtwo tlenku np. : 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 więc

4 ΔHspo Al = 2 ΔHtwo Al2O3 czyli

2 ΔHspo Al = ΔHtwo Al2O3

Rozwiązanie :

2 ΔHspo Al = −1675,7 kJ / : 2

ΔHspo Al = −837,85 kJ co oznacza, że w wyniku spalenia jednego mola Al wydzieli się 837,85 kJ ciepła, więc

1 mol Al = 27 g −−−−−− -837,85 kJ

9 g −−−−−− x kJ stąd x = Q = −279,28 kJ

Podczas spalania 9 gramów metalicznego glinu wydzielić się może 279,28 kJ ciepła.

UWAGA :

Zadanie to można rozwiązać także przyjmując następujące rozumowanie :

reakcja spalania glinu / tworzenia tlenku glinu 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3

ΔHro = 2 ΔHtwo Al2O3 gdyż tworzone są w tej reakcji dwa mole tlenku,

ΔHro = 2 (-1675,7) = -3351,4 kJ

to znaczy, że w wyniku spalenia czterech moli glinu wydzielić się może 3351,4 kJ ciepła :

4 mole Al = 4 * 27 g = 108 g −−−−−−− -3351,4 kJ

9 g −−−−−−− x kJ stąd x = Q = −279,28 kJ

Przykład 5.

Obliczyć standardową entalpię reakcji (ΔHro) 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (g)

wiedząc, że energia wiązania DX-Y wynosi :

DN-H = 389 kJ/mol

DO=O = 499 kJ/mol

DN≡N = 946 kJ/mol

DH-O = 465 kJ/mol

Wprowadzenie :

ENERGIA WIĄZANIA to minimalny zasób energii jaki trzeba dostarczyć ( +ΔE ) do rozerwania 1 mola takich wiązań (w warunkach standardowych) tym samym ilość energii jaka wydzieli się (−ΔE) w wyniku utworzenia 1 mola takich wiązań .

Można więc ułożyć teoretyczny cykl termodynamiczny :

ΔHro

A−A + B−B A−B + A−B

+ Σ n DX−Y − Σ n DX−Y

w substratach w produktach

A− , −A

B− , −B

Stąd zgodnie z prawami termochemii :

ΔHro = Σ n DX−Y − Σ n DX−Y

w substratach w produktach

UWAGA : Metoda ta pozwala obliczyć wartość standardowej entalpii reakcji ze stosunkowo małą dokładnością (błąd może przekraczać 10 % ). Stosuje się ją zwykle tylko w przypadku reagentów gazowych.

Rozwiązanie :

Równanie reakcji można zapisać przy pomocy wzorów strukturalnych :

4 H−N−H + 3 O=O → 2 N≡N + 6 H−O

H H

Na tej podstawie łatwo zauważyć, że trzeba rozerwać 12 moli wiązań N−H oraz 3 mole wiązań O=O, a następnie trzeba utworzyć 2 mole wiązań N≡N i 12 moli wiązań H−O.

ΔHro = 12 DN−H + 3 DO=O − 2 DN≡N − 12 DH−O

ΔHro = 12*389 + 3*499 − 2*946 − 12*465 = 4668 + 1497 − 1892 − 5580

ΔHro = −1307 kJ

Z pomiarów wiadomo, że ΔHro tej reakcji wynosi −1266 kJ. Oznacza to błąd metody obliczeń około 3 %.

ZADANIA DODATKOWE

Zadanie 1 (1 pkt) W reakcji przebiegającej według równania 2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g) w pewnych warunkach temperatury i ciśnienia ustalił się stan równowagi. Entalpia tego procesu ΔH > 0. Określ, czy reakcja rozkładu tlenku węgla(IV) w tych warunkach ciśnienia i temperatury jest reakcją egzotermiczną, czy endotermiczną.

Zadanie 2. (2 pkt) Reakcja utleniania tlenku siarki(IV) przebiega z udziałem katalizatora V2O5. Entalpia tej reakcji jest mniejsza od zera. Narysuj wykres zmiany energii spalania tlenku siarki(IV) od przebiegu reakcji: a) bez udziału katalizatora, b) z udziałem katalizatora.

Informacja do zadań 3. i 4.

Poniżej przedstawiony jest wykres zmiany energii reagentów w reakcji A + B → C:

Zadanie 3. (1 pkt) Określ, czy powyższy wykres obrazuje zmianę energii układu w reakcji egzoenergetycznej czy też endoenergetycznej.

Zadanie 4. (1 pkt) Napisz, który z zaznaczonych na wykresie odcinków (E1, E2, E3, E4) dotyczy energii aktywacji.

Zadanie 5. (1 pkt) Podaj numery równań reakcji, które możesz zaliczyć do procesów egzotermicznych.

1. CO + 3 H2 CH4 + H2O ΔH = -205,9 kJ 2. 2 NO2 2 NO + O2 ΔH = 114,2 kJ

3. N2 + 3 H3 2 NH3 ΔH = -92,4 kJ 4. 2 HCl H2 + Cl2 ΔH = 184,6kJ

Zadanie 6. (1 pkt). Przemianę substancji A w substancję B ilustruje wykres:

Wskaż energię aktywacji tej przemiany [kJ/mol]
A. 16, B. 12, C. 8, D. 4.

Zadanie 7 (3 pkt)

Reakcja sodu z wodą zachodzi natychmiast po wprowadzeniu metalu do wody. Reakcja siarki z tlenem wymaga ogrzania siarki w celu zapoczątkowania procesu. Obydwie opisane przemiany są egzotermiczne

  1. Napisz w formie cząsteczkowej równanie procesu, który ma niższą energię aktywacji.

  2. Wykonaj wykres ilustrujący zmiany energii reagentów podczas przebiegu jednej z opisanych w informacji reakcji. Zaznacz na wykresie odcinek odpowiadający energii aktywacji .

Zadanie 8 (2 pkt.)

Pewna przemiana chemiczna przebiega w obecności katalizatora w dwóch etapach:

  1. CH3CHO + I2 → CH3I + HI + CO

  2. CH3I + HI → CH4 +I2

Ustal wzór katalizatora opisanej przemiany oraz napisz sumaryczne równanie reakcji.

Wzór katalizatora

Sumaryczne równanie reakcji

Zadanie 9 (4 pkt) Na podstawie wartości energii wiązań ocenić, czy reakcja

a) N2 + 3 H2 2 NH3

b) CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O są reakcjami egzo- czy endoenergetycznymi

Zadanie 10. (2 pkt) Oblicz entalpię tworzenia (ΔHx) tlenku węgla(II) na podstawie entalpii następujących reakcji:

ΔH1 = - 393,5 kJ/mol

ΔH2 = - 283,0 kJ/mol

Zadanie 11. (3 pkt) Na podstawie wartości energii wiązań oblicz efekt energetyczny całkowitego spalania dwóch moli metanu. (tabela 1)

Zadanie 12. (2 pkt) Na podstawie równań termochemicznych

H2(g) + I2(s) → 2 HI(g) ΔH = 52 kJ

H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) ΔH = - 10 kJ

Wyjaśnić, dlaczego pierwsza reakcja jest endotermiczna, a druga egzotermiczna.

Zadanie 13. (3 pkt) Obliczyć entalpię reakcji CH4(g)­ + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) mając dane:

A. C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = - 75 kJ

B. C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 394 kJ

C. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2)(g) ΔH = - 484 kJ.

Zadanie 14. (2 pkt) Obliczyć entalpię izomeryzacji propenu do cyklopropanu, jeśli entalpie spalania tych węglowodorów w stanie gazowym wynoszą odpowiednio – 2058,8 kJ/mol i – 2079,4 kJ/mol.

Zadanie 15. (3 pkt) Obliczyć entalpię reakcji (s) + 4 H2(g) → C3H8(g) , wiedząc, że:

A. C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) ΔH = - 2220 kJ

B. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ΔH = - 572 kJ

C. C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 394 kJ

Zadanie 16. (2 pkt) Podczas łączenia cynku z siarką wydzieliło się 10,15 kJ energii. Obliczyć entalpię tworzenia siarczku cynku.

Zadanie 17. (3 pkt) Na podstawie równania termochemicznego:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) ΔH = - 891 kJ

Obliczyć, jaką objętość metanu w warunkach normalnych należy spalić, aby uzyskać 1000 kJ energii sposobem termicznym.


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
I zasada termodynamiki, entalpia, reakcje egzo i endo
Wyznaczanie entalpii swobodnej, entalpii i entropii reakcji zachodzącej w ogniwie Clarkax
Czynności obronne i reakcje stresowe
CZLOWIEK I CHOROBA – PODSTAWOWE REAKCJE NA
W15 reakcje utlenienia redukcji
psychologiczna reakcja na katastrofy
06 Kinetyka reakcji enzymatycznych
w5 wzor reakcja chemiczna ilościowo
Reakcje jądrowe
Opor jako reakcja na wplyw spoleczny
Mechanizm wrzodotwórczej reakcji stresowej gr 5b wtorek
procesy fotochemiczne i reakcje Nieznany

więcej podobnych podstron