Chemick termodynamika Zmny energie pi chemickch reakcch Reakn

Chemická termodynamika Změny energie při chemických reakcích Reakční teplo Termochemické zákony 1

Základní pojmy chemické termodynamiky Ø Chemická termodynamika – studuje změny energií při chemických reakcích; zabývá se též jejich termodynamickou uskutečnitelností a rovnováhami, které se v soustavách ustavují. Náročná problematika ustavování chemických rovnováh se probírá v chemii 1. ročníku jako samostatná kapitola. Ø Termodynamická soustava – je část prostoru (např. s chemickými látkami), který je vymezen skutečným nebo myšleným ohraničením. Ø Termodynamické soustavy podle ohraničení: § Izolované § Uzavřené § Otevřené Ø Stav termodynamické soustavy je určen tzv. základními stavovými veličinami, které lze rozlišit na: § Veličiny přímo měřitelné (lze u nich měřit jejich absolutní hodnotu). Např. teplota (T), tlak (p), objem (V), látkové množství (n). § Veličiny („stavové funkce“), u kterých nelze měřit absolutní hodnotu, ale lze zjišťovat pouze jejich změnu. Např. vnitřní energie (U), entalpie (H), Gibbsova energie (G), entropie (S). V chemii 1. ročníku se probírat nebudou. S některými se setkáte v učivu fyziky, event. v učivu chemie 4. ročníku. 2

Změny energie při chemických reakcích (1) Ø Při chemických reakcích dochází ke štěpení vazeb ve výchozích látkách a ke vzniku nových vazeb v produktech. Ø Na rozštěpení chemických vazeb se energie spotřebovává (tzv. energie disociační ED ) a při vzniku chemických vazeb se energie uvolňuje (tzv. energie vazebná EV). Ø Energetická bilance (EB) dané chemické reakce se vyčíslí porovnáním energie dodané k rozštěpení vazeb u výchozích látek s energií, která se uvolní při vzniku nových vazeb. Ø A/ Výpočet energetické bilance použitím znaménkové konvence. Provádí se součet disociačních energií všech zaniklých vazeb a součet vazebných energií všech vzniklých vazeb. Energie disociační (dodaná) se uvádí v k. J/mol s kladným znaménkem. Energie vazebná (uvolněná) se uvádí v k. J/mol se záporným znaménkem. Energetická bilance = Σ(ED) + Σ(EV); (Σ = součet). Ø B/ Výpočet energetické bilance bez znaménkové konvence. Od součtu energií všech zaniklých chemických vazeb se odečítá součet energií všech vzniklých chemických vazeb. Jednotkou energie vazby je k. J/mol (jako kladná hodnota). 3

Změny energie při chemických reakcích (2) Ø Je-li součet energií všech zaniklých chemických vazeb větší, než je součet energií všech vazeb vzniklých [Σ(ED) > Σ(EV)], pak je energetická bilance dané chemické reakce kladná. Při této reakci energie soustavy roste. Reakce je endergonická. Ø Je-li součet energií všech vznikých chemických vazeb větší, než je součet energií všech vazeb zaniklých [Σ(EV ) > Σ(ED)], pak je energetická bilance dané chemické reakce záporná. Při této reakci energie soustavy klesá. Reakce je exergonická. Ø Reakce, při kterých reagující soustava uvolňuje energii do svého okolí, se nazývají reakce exergonické. Reakce, při kterých reagující soustava spotřebovává energii ze svého okolí, se nazývají reakce endergonické. V přírodě samovolně probíhají nejčastěji reakce exergonické. Ø Výpočet energetické bilance reakce: H 2 + Cl 2 → 2 HCl ; — vazba zanikající; — vazba vznikající; H—H + Cl—Cl → H—Cl + H—Cl ; Energie vazeb: ED(H–H) = 436 k. J/mol; ED(Cl–Cl) = 243 k. J/mol; EV(H–Cl) = - 432 k. J/mol; EB = Σ(ED) + Σ(EV) = 436 k. J/mol + 243 k. J/mol + 2. (- 432 k. J/mol); EB = 185 k. J/mol; Energetická bilance dané reakce je - 185 k. J/mol; její hodnota napovídá, že jde o reakci exergonickou. 4

Základy termochemie a reakční teplo (1) Ø Termochemie je oddíl termodynamiky, který se zabývá tepelnými jevy při chemických reakcích. Ø Teplo uvolněné nebo pohlcené při chemické reakci závisí na množství reagujících látek, na jejich skupenství, modifikaci i na různých podmínkách (teplota, tlak apod. ). Ø Závislost množství vyměňovaného tepla na látkovém množství reagujících látek – příklad: a) rozklad 1 molu peroxidu vodíku: H 2 O 2 → H 2 O + ½ O 2 ; Uvolní se teplo (Qma) 97, 9 k. J/mol; b) rozklad 2 molů peroxidu vodíku: 2 H 2 O 2 → 2 H 2 O + O 2 ; Uvolní se teplo (Qmb) 195, 8 k. J/mol; Závěr: Při rozkladu dvojnásobného látkového množství peroxidu vodíku se uvolní dvojnásobné množství tepla. Proto je nutno při uvádění vyměňovaného tepla uvádět i rovnici děje, u které jsou zřejmá látková množství látek (event. jejich poměry). Ø Reakce probíhající v tzv. jednotkovém rozsahu – při ní zreagují taková látková množství reaktantů, jaká uvádějí stechiometrické koeficienty v platné chemické rovnici daného děje. Ø Reakční teplo Qm je teplo, které soustava příjme nebo uvolní za konstantního tlaku a konstantní teploty při jednotkovém látkovém rozsahu reakce. Jednotkou je k. J/mol. 5

Základy termochemie a reakční teplo (2) 1. Poznámky k definici reakčního tepla: Uvedená definice reakčního tepla vychází z termodynamické funkce – entalpie. Představuje změnu entalpie: Qm = ΔH. Entalpie je termodynamická veličina (funkce), která v sobě zahrnuje vnitřní energii soustavy a její schopnost konat objemovou práci za konstantního tlaku. Podrobnější výklad je součástí učiva obecné chemie ve 4. ročníku. Tato část učiva není pro 1. ročník chemie povinná. V uvedené definici konstantní teplota představuje podmínku, že teplota výchozích látek i produktů během reakce zůstává stejná. 1. Standardní reakční teplo ΔH º nebo Qm º - je reakční teplo za tzv. standardních podmínek (tj. teplota 25 ºC, tlak 101, 325 k. Pa; nejstálejší modifikace). 2. Termochemická rovnice je způsob zápisu chemického děje v termochemii. Tato rovnice obsahuje, oproti běžné rovnici, ještě údaj o reakčním teple. 3. Hodnota reakčního tepla rovněž závisí na skupenství, modifikaci a struktuře látek v reakční soustavě. Proto se v termochemické rovnici uvádějí u reaktantů a produktů i symboly pro skupenství, modifikaci, roztok apod. 4. Termochemické rovnice - příklady: Zn(s) + 2 HCl(aq) → H 2(g) + Zn. Cl(aq) ; ΔH = Qm = - 154, 0 k. J/mol; 2 H 2 O 2(l) → 2 H 2 O(l) + O 2(g); Qm = - 195, 8 k. J/mol; C(graf) + O 2(g) → CO 2(g); ΔH = - 383, 7 k. J/mol; s – pevné skupenství; l – kapalina; g – plynné skupenství; aq – vodný roztok; graf – modifikace grafit; ΔH, Qm – reakční teplo. 6

Termochemické zákony (1) Ø Reakce exotermické - při nich soustava teplo uvolňuje a předává ho do okolí, Qm < 0 ; Ø Reakce endotermické - při nich soustava teplo pohlcuje, Qm > 0 ; v První termochemický zákon Formulovali jej v r. 1780 A. L. Lavoisier a P. S. Laplace. Jeho formulace v moderní podobě: Reakční teplo určité reakce a reakční teplo téže reakce probíhající za stejných podmínek opačným směrem je až na znaménko stejné. Obecně pro reakci A ← → B platí: Qm(A → B) = - Qm (B → A) Příklad: přímá a zpětná reakce a) H 2(g) + I 2(g) → 2 HI(g) ; b) 2 HI(g) → H 2(g) + I 2(g) ; Qma = -129 k. J/mol ; Qmb = +129 k. J/mol ; Platí zde: Qma = - Qmb 7

Termochemické zákony (2. 1) (animace 1) v První termochemický zákon Příklad: přímá reakce a) H 2(g) + I 2(g) → 2 HI(g) ; Qma = -129 k. J/mol ; E (H) H 2(g) + I 2(g) (ΔH) Reakce je exotermická. Qma = -129 k. J/mol Uvolní se 129 k. J/mol tepla. 2 HI(g) Reakční změna 8

Termochemické zákony (2. 2) (animace 2) v První termochemický zákon Příklad: zpětná reakce Qmb = +129 k. J/mol ; b) 2 HI(g) → H 2(g) + I 2(g) ; E (H) H 2(g) + I 2(g) (ΔH) Reakce je endotermická. Qmb = +129 k. J/mol Spotřebuje se 129 k. J/mol tepla. 2 HI(g) Reakční změna 9

Termochemické zákony (2. 3) (animace 3) v První termochemický zákon Příklad: přímá a zpětná reakce a) H 2(g) + I 2(g) → 2 HI(g) ; Qma = -129 k. J/mol ; b) 2 HI(g) → H 2(g) + I 2(g) ; Qmb = +129 k. J/mol ; Qma = - Qmb ; Qma + Qmb = -129 k. J/mol +129 k. J/mol = 0; E E (H) H 2(g) + I 2(g) (ΔH) Qma = -129 k. J/mol Qmb = +129 k. J/mol 2 HI(g) Reakční změna 10

Termochemické zákony (2. 4) (animace 4) v První termochemický zákon Příklad: přímá a zpětná reakce a) reaktanty → produkty ; b) produkty → reaktanty ; E (H) reaktanty produkty Qma = - Qmb produkty (ΔH) Qma Qmb Reakční teplo určité reakce a reakční teplo téže reakce probíhající za stejných podmínek opačným směrem je až na znaménko stejné. reaktanty Reakční změna 11

Termochemické zákony (3. 1) v Druhý termochemický zákon (Hessův) Objevil jej v 19. století G. H. Hess. Jeho formulace v moderní podobě: Reakční teplo určité reakce je stejné jako součet reakčních tepel postupně prováděných reakcí, vycházejících ze stejných výchozích látek a končících stejnými produky. Jiná – obecnější formulace: Reakční teplo kterékoliv chemické reakce nezávisí na způsobu přeměny výchozích látek v produkty, ale pouze na počátečním a konečném stavu soustavy. Obecné schéma: A C Qm(A → C) = Qm(A → B) + Qm(B → C) B Příklad: Souhrnná reakce: a) C(grafit) + O 2(g) → CO 2(g) ; Dílčí reakce: b) C(grafit) + ½ O 2(g) → CO(g) ; c) CO(g) + ½ O 2(g) → CO 2(g) ; Protože reakce a) se rovná součtu reakcí b) a c), Qma = -393, 1 k. J/mol ; Qmb = -110, 5 k. J/mol ; Qmc = -282, 6 k. J/mol ; platí rovněž: Qma = Qmb + Qmc 12

Termochemické zákony (3. 2) (animace 1) v Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O 2(g) → CO 2(g); Qma = - 393, 1 k. J/mol ; E (H) C(s, gr) + O 2(g) (ΔH) Qma = - 393, 1 k. J/mol CO 2(g) Reakční změna 13

Termochemické zákony (3. 3) (animace 2) v Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O 2(g) → CO 2(g); Qma = - 393, 1 k. J/mol ; Postupné reakce: b) C(s, gr) + ½ O 2(g) → CO(g); Qmb = - 110, 5 k. J/mol ; E E (H) C(s, gr) + O 2(g) (H) C(s, gr) + ½ O 2(g) (ΔH) Qmb = - 110, 5 k. J/mol (ΔH) Qma CO(g) = - 393, 1 k. J/mol CO 2(g) Reakční změna 14

Termochemické zákony (3. 4) (animace 3) v Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) C(s, gr) + O 2(g) → CO 2(g); Qma = - 393, 1 k. J/mol ; Postupné reakce: b) C(s, gr) + ½ O 2(g) → CO(g); Qmb = - 110, 5 k. J/mol ; c) CO(g) + ½ O 2(g) → CO 2(g); Qmc = - 282, 6 k. J/mol ; Qma = Qmb + Qmc = - 110, 5 k. J/mol - 282, 6 k. J/mol = - 393, 1 k. J/mol ; E E (H) C(s, gr) + O 2(g) (H) C(s, gr) + ½ O 2(g) (ΔH) Qmb = - 110, 5 k. J/mol (ΔH) Qma CO(g) = - 393, 1 k. J/mol ½ O 2(g) (ΔH) Qmc = - 282, 6 k. J/mol CO 2(g) Reakční změna 15

Termochemické zákony (3. 5) (animace 4) 1. Druhý termochemický zákon Příklad: Souhrnná reakce: a) reaktanty 1 → produkt; Postupné reakce: b) reaktant 2 → meziprodukt; c) meziprodukt → produkt; (reaktanty 1 + reaktant 2 = reaktanty) Qma Qmb Qmc Qma = Qmb + Qmc E (H) reaktanty 1, 2 (ΔH) Qmb (ΔH) Qma produkt meziprodukt (ΔH) Qmc produkt Reakční teplo určité reakce je stejné jako součet reakčních tepel postupně prováděných reakcí, vycházejících ze stejných výchozích látek a končících stejnými produky. Jiná – obecnější formulace: Reakční teplo kterékoliv chemické reakce nezávisí na způsobu přeměny výchozích látek v produkty, ale pouze na počátečním a konečném stavu soustavy. Reakční změna 16

Termochemické zákony (3. 6) v Druhý termochemický zákon - příklad: Souhrnná reakce: a) 2 Na. OH(aq) +CO 2(g) → Na 2 CO 3(aq) + H 2 O(l); Qma = - 109 k. J/mol; Postupné reakce: b) Na. OH(aq) +CO 2(g) → Na. HCO 3(aq); Qmb = 37 k. J/mol; c) Na. HCO 3(aq) + Na. OH(aq) → Na 2 CO 3(aq) + H 2 O(l); Qmc = - 146 k. J/mol; Qma = Qmb + Qmc = 37 k. J/mol - 146 k. J/mol = - 109 k. J/mol; E E (H) Na. HCO 3(aq) + Na. OH(aq) (ΔH) Qmb = 37 k. J/mol 2 Na. OH(aq) +CO 2(g) (ΔH) Qma = - 109 k. J/mol Na 2 CO 3(aq) + H 2 O(l) Reakční změna Qmc = - 282, 6 k. J/mol Na 2 CO 3(aq) + H 2 O(l) Reakční změna 17

Termochemické zákony (4) Ø Využití termochemických zákonů – při výpočtu reakčního tepla reakcí, kde tato tepla nelze měřit přímo. ü Příklad: Vypočítejte reakční teplo reakce: 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O (l); Qma = ? Známe termochemickou rovnici: 2 H 2 O (l) → 2 H 2(g) + O 2(g) ; Qmb = 457, 2 k. J/mol. Řešení: Zadaná termochemická rovnice představuje zpětnou reakci k reakci, pro kterou hledáme reakční teplo. Podle 1. termochemického zákona proto platí, že Qma = Qmb. Reakční teplo zadané reakce je - 457, 2 k. J/mol. ü Příklad: Vypočítejte reakční teplo děje: C(grafit) + 2 H 2(g) → CH 4(g); Qm = ? pomocí následujících termochemických rovnic: a) C(grafit) + O 2(g) → CO 2(g) ; Qma = - 393 k. J/mol ; b) H 2(g) + ½ O 2(g) → H 2 O (l) ; Qmb = - 286 k. J/mol ; c) CH 4(g) + 2 O 2(g) → CO 2(g) + 2 H 2 O (l) ; Qmc = - 889 k. J/mol ; Řešení: Zadanou rovnici získáme sečtením rovnice a) s dvojnásobkem rovnice b) a odečtením rovnice c). Proto podle 2. termochemického zákona platí pro reakční tepla: Qm = Qma + 2 Qmb – Qmc = [-393 + 2. (-286) – (-889)] k. J/mol = -76 k. J/mol. Reakční teplo pro uvedenou chemickou reakci činí – 76 k. J/mol. 18

Autor: © RNDr. Miroslav TURJAP 2013 19