Как сделать экзотермическую реакцию
Добавил пользователь Алексей Ф. Обновлено: 05.10.2024
При протекании химических реакций всегда происходит поглощение или выделение энергии. Д. И. Менделеевым было отмечено, что изменение энергии — важнейший признак химических реакций.
- поглощается при разрыве химических связей в молекулах реагирующих веществ;
- выделяется при возникновении химических связей в молекулах продуктов реакции.
В ходе химической реакции теплота может выделяться в окружающую среду или поглощаться из окружающей среды.
Чаще всего в природе протекают экзотермические процессы. В лабораториях и химическом производстве большая часть химических реакций также происходят с выделением теплоты. Реакции соединения, как правило, являются экзотермическими.
Экзотерми́ческая реа́кция (от греч. ἔξω экзо — наружу и θερμός термос — теплота) — химическая реакция или ядерная реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. По знаку тепловыделения противоположна эндотермической реакции — реакции с поглощением теплоты.
Полное количество внутренней энергии в любой системе трудно измерить или вычислить, но изменение энергии Δ E в реакции гораздо легче измерить или вычислить. Для измерения изменения энергии химических реакций обычно используют калориметры, измерения изменения энергии в ядерных реакциях вычисляют по энергиям и массам продуктов реакции.
С изменением энергии тесно связано изменение энтальпии ( Δ H , ) поэтому во многих случаях эти величины часто смешивают. Изменение энергии равно изменению энтальпии, если реакция происходит при постоянном объёме [1] . Если реакция происходит при постоянном давлении, то часть выделившейся энергии может расходоваться на работу против сил давления за счет изменения объёма продуктов реакции, и, соответственно, тепловой эффект экзотермической реакции будет меньше. Для реакций не сопровождающихся выделением или поглощением газов, или если число молей газа до и после реакции не изменяется, то изменение энергии и изменение энтальпии практически равны.
Δ A H — это энергия, потраченная на разрыв связей в исходных веществах, минус энергия, выделившаяся при образовании связей или разрыв связей в продуктов реакции.
Для экзотермических реакций эта формула даёт отрицательное значение для Δ H , так как большее значение вычитается из меньшего значения.
При сгорании водорода, например:
и изменение энтальпии равно ΔH = −483,6 кДж на один моль молекул кислорода O 2 >> .
К экзотермическим относятся реакции: горения, окисления, соединения металлов с другими элементами, радиоактивный распад и ядерный синтез лёгких элементов и т. д.
При протекании химических реакций всегда происходит поглощение или выделение энергии. Д. И. Менделеевым было отмечено, что изменение энергии — важнейший признак химических реакций.
- поглощается при разрыве химических связей в молекулах реагирующих веществ;
- выделяется при возникновении химических связей в молекулах продуктов реакции.
В ходе химической реакции теплота может выделяться в окружающую среду или поглощаться из окружающей среды.
Чаще всего в природе протекают экзотермические процессы. В лабораториях и химическом производстве большая часть химических реакций также происходят с выделением теплоты. Реакции соединения, как правило, являются экзотермическими.
Протекание химических реакций сопровождается поглощением или выделением теплоты. Экзотермической называют реакцию, протекающую с выделением теплоты в окружающую среду, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.
Многие процессы в промышленности и в лабораторной практике протекают при постоянных давлении и температуре (Т=const, р=const). Энергетической характеристикой этих процессов является изменение энтальпии:
Для процессов, протекающих при постоянных объеме и температуре (Т=const, V=const) QV=-ΔU.
Для экзотермических реакций ΔН 0. Например,
Химические уравнения, в которых дополнительно указывается тепловой эффект реакции (величина DН процесса), а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическимиуравнениями.
В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S(ромб), S(монокл), С(графит), С(алмаз) и т.д.
Термохимия; закон Гесса
Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных вещест и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.
Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.
Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям энергий, можно определить энтальпию, и наоборот. Q=[Cc+(mCв)] DT
Cc — теплоёмкость сосуда калориметра.
Cв — удельная теплоёмкость реагирующей смеси и или воды
m — масса реагирующей смеси или воды.
Тепловой эффект химической реакции. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы рас ширения, называется тепловым эффектом химической реакции. При постоянном давлении — это DH — энтальпия реакции. В стандартных условиях DH 0 .
Экзо-, эндотермические реакции.
Экзотермическими реакциями называют такие реакции, при которых происходит выделение теплоты. DH 0.
Энтальпии образования веществ
Энтальпией образования называется энтальпия процесса образования вещества в данном агрегатном состоянии из простых веществ, находящихся в устойчивых модификациях. Энтальпией образования сульфата натрия, например, является энтальпия реакции:
Энтальпия образования простых веществ равна нулю.
Поскольку тепловой эффект реакции зависит от состояния веществ, температуры и давления, то при проведении термохимических расчетов условились использовать стандартные энтальпии образования – энтальпии образования веществ, находящихся при данной температуре в стандартном состоянии. В качестве стандартного состояния для веществ, находящихся в конденсированном состоянии принято реальное состояние вещества при данной температуре и давлении 101,325 кПа (1 атм). В справочниках обычно приводятся стандартные энтальпии образования веществ при температуре 25 o С (298К), отнесенные к 1 моль вещества (ΔНf o 298). Стандартные энтальпии образования некоторых веществ при Т=298К приведены в табл. 6.1.
Стандартные энтальпии образования (ΔНf o 298) некоторых веществ
| Вещество | ΔНf o 298, кДж/моль | Вещество | ΔНf o 298, кДж/моль |
| Н2O(ж) | -285,8 | NО(г) | +91,3 |
| NH3(г) | -45,9 | NО2(г) | +34,2 |
| СО(г) | -110,5 | NaCl(к) | -411,1 |
| СО2(г) | -393,5 | Na2SO4(к) | -1387,2 |
| СаО(к) | -635,1 | СаСО3(к) | -1206,8 |
Стандартные энтальпии образования большинства сложных веществ являются отрицательными величинами. Для небольшого числа неустойчивых веществ ΔНf o 298>0. К числу таких веществ, в частности, относятся оксид азота(II) и оксид азота(IV), табл.6.1.
Расчет тепловых эффектов химических реакций
Для расчета энтальпий процессов используется следствие из закона Гесса: энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Рассчитаем энтальпию разложения карбоната кальция. Процесс описывается следующим уравнением:
Энтальпия этой реакции будет равна сумме энтальпий образования оксида кальция и углекислого газа за вычетом энтальпии образования карбоната кальция:
Используя данные табл.6.1. получаем:
ΔН o 298= - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 кДж.
Из полученных данных следует, что рассматриваемая реакция является эндотермической, т.е. протекает с поглощением тепла.
Сопровождается выделением теплоты. Ее энтальпия окажется равной
ΔН o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 кДж.
Химическая кинетика и равновесие. Скорость химических реакций. Закон действия масс. Влияние температуры (закон Вант-Гоффа).
Химическая кинетика- учение о скорости хим. реакций и её зависимости от различных факторов.
Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных
реакций) ,
Скорость химической реакции зависит от следующих факторов: природы и концентрации реагирующих веществ; температуры реакционной системы; наличия катализатора; давления, величины поверхности раздела фаз и скорости перемешивания системы (для гетерогенных реакций); типа растворителя.
Влияние концентрации реагентов. Скорость реакции пропорциональна числу соударений молекул реагирующих веществ. Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ.
Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции даёт закон действия масс (1867 г., Гульдберг, Вааге, Бекетов).
При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их уравнительных (стехиометрических) коэффициентов.
Для реакции аА + вВ = сС V = K[A] а [B] в ,
где К – коэффициент пропорциональности или константа скорости;
[ ] - концентрация реагента в моль/л.
Влияние температуры на скорость реакции.С ростом температуры увеличивается частота столкновения реагирующих молекул, а следовательно, увеличивается скорость реакции.
Количественно влияние температуры на скорость гомогенных реакций может быть выражено правилом Вант-Гоффа.
В соответствии с правилом Вант-Гоффа при повышении (понижении) температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается (уменьшается) в 2-4 раза: или ,гдеV(t2) и V(t1) – скорости химической реакции при соответствующих температурах; τ(t2) и τ(t1) – продолжительность химической реакции при соответствующих температурах; γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать числовое значение в интервале 2-4.
Катализом называют процесс изменения скорости реакции под действием катализаторов. Катализатор – это вещество, которое изменяет скорость реакции, но не расходуется в результате реакции. Отрицательные катализаторы замедляют реакцию, связывая промежуточные молекулы. Их часто называют ингибиторами.
© 2014-2022 — Студопедия.Нет — Информационный студенческий ресурс. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав (0.005)
Читайте также: