Глава 7. технологии получения, преобразования и использования энергии. химическая энергия§ 7.1 выделение энергии при химических реакциях

Химическая кинетика

Она представляет собой учение о тех явлениях, которые касаются взаимодействия веществ. Именно в данной отрасли химии объясняется механизм протекания процесса, скорость взаимодействия, а также условия осуществления заданной реакции. Химическая термодинамика дает возможность проводить различные математические расчеты, связанные с выявлением возможности самостоятельного протекания процесса. Для этого используют параметры начального и конечного состояния системы, применяют закон Гесса. Исследование кинетики протекания реакций позволяет развивать современные химические отрасли, рационально использовать выделяющую при взаимодействии энергию.

Представление о тепловом эффекте процесса исследователи используют для разработки инновационных способов получения препаратов и компонентов. Например, именно эндотермические процессы помогают сохранять определенные реагенты, применяемые в современной косметологии. Без экзотермических превращений невозможен обогрев жилых помещений, промышленных предприятий. Для того чтобы провести оценку эффективности теплового процесса, в химической кинетике осуществляют специальные вычисления, они базируются на основных законах термодинамики.

Внутренняя энергия и энтальпия

Движение является неотъемлемым свойством материи. Движение проявляется в разных формах, качественно отличающихся друг от друга, но взаимосвязанных между собой и превращающихся друг в друга.

Мерой движения является энергия.

В химической термодинамике важное значение имеет понятие внутренней энергии. Внутренней энергией системы называется сумма потенциальной энергии взаимодействия всех частиц тела между собой и кинетической энергией их движения, т.е

внутренняя энергия системы складывается из энергии поступательного и вращательного движения молекул, энергии внутримолекулярного колебательного движения атомов и атомных групп, составляющих молекулы, энергии вращения электронов в атомах, энергии, заключающейся в ядрах атомов, энергии межмолекулярного взаимодействия и других видов энергии

Внутренней энергией системы называется сумма потенциальной энергии взаимодействия всех частиц тела между собой и кинетической энергией их движения, т.е. внутренняя энергия системы складывается из энергии поступательного и вращательного движения молекул, энергии внутримолекулярного колебательного движения атомов и атомных групп, составляющих молекулы, энергии вращения электронов в атомах, энергии, заключающейся в ядрах атомов, энергии межмолекулярного взаимодействия и других видов энергии.

Внутренняя энергия — это общий запас энергии системы за вычетом кинетической энергии системы в целом и ее потенциальной энергии положения.

Абсолютная величина внутренней энергии тела неизвестна, но для изучения химических явления важно знать только изменение внутренней энергии при переходе системы из одного состояния в другое. Во многих процессах передача энергии может осуществляться частично в виде теплоты и частично в виде работы

Во многих процессах передача энергии может осуществляться частично в виде теплоты и частично в виде работы.

Таким образом, теплота и работа характеризуют качественно и количественно две различные формы передачи энергии от одного тела к другому; они измеряются в тех же единицах, что и энергия.

Работу или энергию любого вида можно представить как произведение двух факторов: фактора интенсивности на изменение фактора емкости, называемого также фактором экстенсивности (если фактор интенсивности остается постоянным во время процесса).

Так, например, обычная работа (механическая), равна произведению приложенной силы на приращение пути:

Если к системе (веществу или совокупности веществ) подводится теплота Q, то согласно закону сохранения энергии она в общем случае расходуется на возрастание внутренней энергии системы D U и на совершение работы А, т.е.

(1)

где D U — изменение внутренней энергии системы при переходе из начального состояния U_НАЧ в конечное U_КОН.

(2)

где D V — изменение объема в процессе.

При изохорном процессе А=0, т.к. изменения объема системы не происходит (D V=0).

Следовательно, переходу системы, предположим из состояния 1 в состояние 2 отвечает равенство:

(3)

Поэтому, если реакция протекает при V=const, то выделение и поглощение теплоты Q_V связано с изменением внутренней энергии D U.

Для изобарического процесса D V — разность между суммой объемов продуктов реакций и суммой объемов исходных веществ (Р=const).

(4)

Для изобарического процесса тепловой эффект Q_P будет равен:

(5)

(6)

или

(7)

Обозначим,

(8) — Энтальпия

Энтальпия равна сумме внутренней энергии и произведения объема на давление.

Энтальпия характеризует энергетическое состояние вещества и включает в себя внутреннюю энергию и энергию, затраченную на преодоление внутреннего давления (т.е. на работу расширения). Использовав (7) и (8) можно написать

т.е. D H — это тепловой эффект реакции Q_p при p=const.

Энтальпия является функцией состояния, т.е. её изменение определяется заданными начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода.

dim = или [кДж/моль]

Таким образом, при изохорическом процессе тепловой эффект реакции:

Тепловым эффектом (теплотой химической реакции) называют количество теплоты (энергии), выделяемое или поглощаемое системой в ходе реакции при условиях постоянного объема или давления, а получаемые продукты имеют ту же температуру, что и исходное вещество.

Энергетический и пластический обмен, их взаимосвязь

Метаболизм процессуально слагается из двух частей, происходящих в клетке в одно и то же время: пластического и энергетического обмена.

Пластический метаболизм (анаболизм, ассимиляция) является совокупностью реакций синтеза, сопровождающихся расходом энергии аденозинтрифосфата. Пластический обмен особенно важен тем, что в результате него синтезируются органические вещества, играющие важную роль в жизнедеятельности клетки. Реакциями данного обмена  являются, например, процесс фотосинтеза, биологический синтез белковых молекул и репликация молекул ДНК (самодублирование).

Энергетический обмен (катаболизм, диссимиляция) являет собой сочетание реакций разложения сложных веществ на более простые. Результатом данного обмена является накапливание энергии в форме АТФ. Важнейшими процессами энергетического обмена являются дыхание и брожение.

Пластический и энергетический обмены прочно коррелируют между собой, в связи с тем, что синтез органических веществ происходит в процессе пластического обмена, а для этого нужна именно энергия АТФ; в процессе обмена энергии органические вещества разлагаются, и высвобождается АТФ, а затем используется для синтеза.

Получение энергии организмами осуществляется в процессе питания, затем высвобождают ее и переводят в форму, доступную главным образом в процессе дыхания. По способу питания все организмы подразделяются на автотрофные и гетеротрофные. Автотрофы способны к самостоятельному синтезу органических веществ из неорганических, а гетеротрофные организмы поглощают уже готовые органические вещества.

Ассимиляция — биосинтез макромолекул, свойственных клеткам организма. Растения и многие бактерии могут создавать молекулы глюкозы из углекислого газа и воды. На этот процесс расходуется и запасается энергия. Животным необходимы готовые молекулы белков, жиров и углеводов (БЖУ). Это важнейший строительный и энергетический материал для клеток. 

Ассимиляция — это совокупность процессов создания структур организма с накоплением энергии.

Значение метаболизма:

• Поступление из внешней среды веществ, необходимых для организма;
• Превращение питательных веществ в соединения, которые могут использоваться клетками и тканями;
• Синтез структурных элементов клеток, ферментов и т.д., замена устаревшим новыми;
• Синтез более сложных соединений из более простых;
• Отложение запасов.

Чтобы организм мог усвоить вещества из пищи, они должны быть сначала разобраны на «кирпичики» или мономеры. Из них в организме «собираются» собственные макромолекулы.

Диссимиляция — распад веществ, противоположный ассимиляции (биосинтезу). Белки гидролизуются до аминокислот. При распаде жиров выделяются жирные кислоты и глицерин. Сложные углеводы разлагаются на простые сахара.

Ассимиляция и диссимиляция происходят согласованно. Распад и окисление веществ с выделением энергии возможны лишь тогда, когда есть субстрат — макромолекулы. Они разлагаются на мономеры, которые участвуют в биосинтезе. Выделяющаяся при диссимиляции энергия затрачивается на образование свойственных организму веществ.

Классификация по тепловому эффекту

Многие реакции протекают так, что выделяется теплота. Они относятся к группе экзотермических. Взаимодействие двух простых элемента с образованием сложного часто проходят с выделением тепла.

Горение пропана происходит под действием кислорода, при этом выделяется тепло, которое в уравнении может указываться символом +Q. Связано это с высвобождением энергии, когда старые химические связи разрываются, образуя новые. В этой реакции так много свободной энергии, что может произойти взрыв.

Запускаются экзотермические реакции часто методом инициации, путем нагревания. Сначала уголь поджигают, затем он самопроизвольно горит.

При разложении сложных веществ тепло, наоборот, поглощается. Происходит эндотермическая реакция. В данном случае энергии не хватает, чтобы разрушить связи в исходных соединениях.

Нитрат калия разлагается на нитрит калия и кислород, поглощая теплоту.

Выделение теплоты происходит тогда, когда из менее устойчивых реагентов получают более устойчивый конечный продукт

Важно, что количество выделяемой теплоты пропорционально количественному составу реагента

Расчет тепловых эффектов от химических реакций необходим для работы конструкторов, занимающихся выводом космических ракет на орбиту, диетологов, рассчитывающих затраты калорий.

Занимается изучением химических реакций с тепловым эффектом термохимия.

ссылки

1. Уиттен, Дэвис, Пек и Стэнли. (2008). Химия. (8-е изд.). CENGAGE Learning.
2. Wikipedia. (2018). Эндотермический процесс. Получено с: en.wikipedia.org
3. Хельменстин, Анна Мари, доктор философии (27 декабря 2018 г.) Примеры эндотермических реакций. Получено с: мысли
4. Ханская академия. (2019). Эндотермический против экзотермические реакции Получено с: khanacademy.org
5. Серм Мурмсон. (2019). Что происходит на молекулярном уровне во время эндотермической реакции? Херст Сиэтл Медиа. Получено с: education.seattlepi.com
6. QuimiTube. (2013). Расчет энтальпии реакции по энтальпиям образования. Получено с: quimitube.com
7. Quimicas.net (2018). Примеры эндотермической реакции. Получено из:quimicas.net.

Технологии получения, преобразования и использования энергии. Химическая энергия

Очень много процессов и явлений, происходящих на Земле, связаны с проявлениями химической энергии. Она задаёт рост и развитие всех живых организмов. С нею связано растворение в водах рек, озёр, морей и океанов различных веществ. Химическая энергия проявляется в процессах горения, гниения и др. Познание видов и проявлений химической энергии, их свойств позволило людям не только эффективно использовать природные вещества, но и создавать совершенно новые материалы с уникальными свойствами.

Вы узнаете:

• что такое химическая энергия и в чём она проявляется;

• как и в каких технологиях используется химическая энергия;

• почему химическая энергия может проявляться в виде взрыва.

Вы научитесь:

• использовать химическую энергию в доступных вам технологиях обработки материалов.

Дыхание

Кислородное дыхание производится в митохондриях, где пировиноградная кислота вначале теряет один атом углерода, что сопровождается синтезом одного восстанавливающего эквивалента молекул НАДН+Н+ и ацетилкофермента A (ацетил-КоА):

Ацетил-КоА в митохондриальном матриксе участвует в цепочке химических превращений, которые в совокупности называются циклом Кребса (цикл трикарбоновых кислот, цикл лимонной кислоты). Во время этих превращений образуются две молекулы АТФ, ацетил-КоА полностью окисляется до диоксида углерода, а его ионы водорода и электроны присоединяются к водородным векторам НАДН+Н+  и НАДH2. Носители переносят протоны и электроны водорода во внутренние митохондриальные мембраны, которые образуют гребни. При помощи белков-носителей протоны водорода вводятся в межмембранное пространство, а электроны переносятся через, так называемую, дыхательную цепь энзимов, которые расположены во внутренней митохондриальной мембране, и разряжаются в атомы кислорода:

O₂ + 2e− → O2−.

Важно то, что в дыхательной цепи имеются белки, содержащие железо и серу. Протоны водорода переносятся из межмембранного пространства в митохондриальный матрикс благодаря специальным ферментам, АТФ-синтетаз, а энергия, выделенная в результате этого процесса, используется для синтеза 34 молекул АТФ из каждой молекулы глюкозы

Этот процесс называется окислительным фосфорилированием. В митохондриальной матрице протоны водорода, прореагировавшие с радикалами кислорода с образованием воды:

Протоны водорода переносятся из межмембранного пространства в митохондриальный матрикс благодаря специальным ферментам, АТФ-синтетаз, а энергия, выделенная в результате этого процесса, используется для синтеза 34 молекул АТФ из каждой молекулы глюкозы. Этот процесс называется окислительным фосфорилированием. В митохондриальной матрице протоны водорода, прореагировавшие с радикалами кислорода с образованием воды:

4H+ + O2−→ 2H₂O.

Набор кислородных дыхательных реакций можно выразить таким уравнением:

Общее уравнение дыхания выглядит следующим образом:

Таким образом, клеточное дыхание в организме человека происходит поэтапно. Гликолиз сопровождается образованием 8 молекул АТФ (2 из них расходуются). Окислительное декарбоксилирование «дает» 6 АТФ, цикл Кребса — 24 АТФ. Итого, разложение молекулы глюкозы приводит к созданию 38 молекул АТФ. Аэробное дыхание — более совершенный способ получения и накопления энергии.

Смотри также:

• Строение клетки. Взаимосвязь строения и функций частей и органоидов клетки – основа ее целостности
• Фотосинтез, его значение, космическая роль. Фазы фотосинтеза. Световые и темновые реакции фотосинтеза, их взаимосвязь. Хемосинтез. Роль хемосинтезирующих бактерий на Земле

Теплота реакции

Представление о законе сохранения энергии можно получить на примере разложения пероксида водорода, H₂O₂. Когда водный раствор H₂O₂ реагирует с образованием газообразного кислорода и жидкой воды, происходит заметное выделение тепла: разложение 1 моля H₂O₂ при 25°С (комнатная температура) сопровождается выделением 94,7 кДж (94700 Дж) тепла.

Теплоту химической реакции, проводимой при постоянном давлении, принято называть изменением энтальпии реагирующей системы, ΔH (читается «дельта-аш»). Если в процессе реакции выделяется теплота, то энтальпия реагирующей системы убывает и ΔH отрицательно, а сами реакции называются экзотермическими. Напротив, эндотермические реакции протекают с поглощением теплоты и сопровождаются возрастанием энтальпии реакционной смеси. Для реакции разложения пероксида водорода можно записать:

H2O2(водн.) → H2O(ж.) + ½O2(г.)  ΔH = -94,7 кДж (1)

Это количество теплоты, которое выделяется при разложении 1 моля пероксида водорода на 1 моль воды и 1/2 моля газообразного кислорода, т.е. в расчете на 1 моль реагента. Если удвоить все коэффициенты в уравнении реакции, то придется удвоить и теплоту реакции, поскольку она будет относиться теперь к вдвое большему количеству реагента:

2H2O2(водн.) → 2H2O(ж.) + O2(г.)  ΔH = -189,4 кДж (2)

Физическое состояние реагентов и продуктов также оказывает влияние на теплоту реакции (изменение энтальпии). Если H₂O₂ заставить разлагаться на газообразный кислород и водяной пар, а не жидкую воду, часть молярной теплоты разложения H₂O₂ (94,7 кДж) затратится на испарение H₂O, которое описывается уравнением:

H2O(водн.) → H2O(г.)  ΔH = +44,0 кДж (3)

и поэтому при таком разложении пероксида водорода будет выделяться меньше теплоты:

H2O2(водн.) → H2O(г.) + ½O2(г.)  ΔH = -50,7 кДж (4)

Здесь мы молчаливо воспользовались очень важным предположением, что теплоты реакций аддитивны. Уравнение (1) в сумме с уравнением (3) дает уравнение (4), и поэтому мы предположили, что теплота третьей из этих реакций должна быть равна сумме первых двух:

ΔH = -94,7 кДж + 44,0 кДж = -50,7 кДж (5)

Энтропия

Состояние какого-либо тела (например газа) можно охарактеризовать двояко:

1) не рассматривая поведение отдельных частиц (молекул, атомов, ионов), указать лишь суммарный результат в виде таких доступных наблюдению и измерению величин (например, Т, P, V и др.), т.е. определить макросостояние вещества;

2) рассматривая тело как микросистему из отдельных частиц, указать для каждой из них мгновенные скорости и координаты, т.е. определить микросостояние вещества. Число микросостояний системы, посредством которых осуществляется макросостояние вещества, называют вероятностью состояния и обозначают W.

Величина W есть число различных способов, посредством которых реализуется данное состояние вещества. Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно осуществляется. Число микросостояний W — велико. Следовательно, удобнее и проще характеризовать состояние системы величиной пропорциональной логарифму вероятности осуществления данного микросостояния. Эту величину называют — энтропией от греческого превращение.

Как показано Больцманом, между энтропией S и вероятностью W существует связь, выраженная формулой:

R = 8,3144 Дж/мольЧ К — универсальная, газовая постоянная,

N_A= 6,02296Ч 1023 моль-1 — постоянная Авогадро

S= [ Дж/(мольЧ К)].

Энтропия S характеризует состояние и возможные изменения состояний материальных систем.

Следовательно, вероятность различных состояний вещества (газ, жидкое, твердой) можно описать как некоторое его свойство, т.е. количественно выразить значением энтропии.

1 э.е.= 4,184 Дж/моль К

э.е. — энтропийная единица.

Энтропия является функцией состояния и для перехода из состояния 1 в состояние 2 ее изменение равно:

С другой стороны понятие энтропии связано с количеством теплоты системы, хотя теплота и не является функцией состояния, но сообщение теплоты системе меняет функцию состояния S, которую нельзя привести к прежнему значению.

Так например, для идеального газа приведенная теплота представляет собой полный дифференциал функции состояния? энтропия.

Энтропия — величина экстенсивная, она зависит от количества вещества в систе.

Энтропия является количественной мерой беспорядка:

Величину S можно рассматривать как меру неупорядоченности состояния системы (вещества).

Чем выше беспорядок в системе, тем выше энтропия системы, и наоборот, чем выше порядок, тем меньше его энтропия.

чем тверже вещество, тем меньше его энтропия.

Пример:

при комнатной T:

S _алмаза= 0,6 э.е.

S _{графита}= 1,4 э.е.

Все изменения, которые вызывают увеличение беспорядка, приводят к росту энтропии. Энтропия растет с — T, при плавлении твердого вещества, при превращении жидкости в пар, т.е. при переходе вещества из состояния с меньшей энергией.

Страницы

• Главная страница
• ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
• 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 2.1 Вещества. Атомы
• 2.2 Размеры атомов
• 2.3 Молекулы. Химические формулы
• 2.4 Простые и сложные вещества
• 2.5 Валентность элементов
• 2.6 Моль. Молярная масса
• 2.7 Закон Авогадро
• 2.8 Закон сохранения массы веществ
• 2.9 Вывод химических формул
• 3.1 Строение атома. Химическая связь
• 3.2 Строение атома
• 3.4 Строение электронной оболочки атома
• 3.5 Периодическая система химических элементов
• 3.6 Зависимость свойств элементов
• 3.7 Химическая связь и строение вещества
• 3.8 Гибридизация орбиталей
• 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
• 3.10 Степени окисления элементов
• 4.1 Классификация химических реакций
• 4.2 Тепловые эффекты реакций
• 4.3 Скорость химических реакций
• 4.4 Необратимые и обратимые реакции
• 4.5 Общая классификация химических реакций
• НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
• 5.2 Количественная характеристика состава растворов
• 5.3 Электролитическая диссоциация
• 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
• 5.5 Диссоциация воды
• 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
• 5.7 Гидролиз солей
• 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 6.2 Кислоты, их свойства и получение
• 6.3 Амфотерные гидроксиды
• 6.4 Соли, их свойства и получение
• 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
• 6.6 Понятие о двойных солях
• 7.1 Металлы и их соединения
• 7.2 Электролиз
• 7.3 Общая характеристика металлов
• 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
• 7.5 Алюминий
• 7.6 Железо
• 7.7 Хром
• 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
• 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
• 8.2 Водород, его получение
• 8.3 Галогены. Хлор
• 8.4 Халькогены. Кислород
• 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
• 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
• 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
• 8.8 Фосфор и его соединения
• 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
• 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
• ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
• 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
• 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
• 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
• 9.4 Понятие о циклоалканах
• 9.5 Непредельные углеводороды
• 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
• 9.7 Алкины
• 9.8 Ароматические углеводороды
• 9.9 Природные источники углеводородов
• 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
• 10.2 Фенолы
• 10.3 Альдегиды
• 10.4 Карбоновые кислоты
• 10.5 Сложные эфиры. Жиры
• 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
• 10.7 Углеводы
• 11.1 Амины. Аминокислоты
• 11.2 Белки
• 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
• 11.4 Нуклеиновые кислоты
• 12.1 Высокомолекулярные соединения
• 12.2 Синтетические волокна

Закон Гесса

Аддитивность теплот реакций вытекает непосредственно из первого закона термодинамики: изменение энергии или энтальпии между двумя состояниями системы зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними. Следовательно, разность между энтальпиями реагентов и продуктов, т.е теплота реакции, должна зависеть только от исходного и конечного состояний, а не от того конкретного пути, по которому следует реакция. Это утверждение носит название закон аддитивности теплот реакций (закон Гесса).

Благодаря закону Гесса совсем не обязательно измерять изменение энтальпии каждой возможной химической реакции. Например, если известны теплота испарения жидкой воды (3), то совсем не обязательно измерять теплоту разложения пероксида водорода с образованием водяного пара; эту величину гораздо проще получить путем вычислений. Если какую-либо реакцию трудно провести в лабораторных условиях, можно попытаться подобрать последовательность легче осуществляемых реакций, сумма которых дает необходимую реакцию. После измерения изменений энтальпии для всех индивидуальных реакций в такой последовательности можно просуммировать соответствующие изменения энтальпии подобно самим химическим уравнениям и найти теплоту трудно проводимой реакции.

Урок 19 «Изменение энтальпии» бесспорно был сложным, но чрезвычайно важным. Скорее всего у вас сейчас каша в голове, но не пугайтесь, ведь в следующем уроке все встанет на свои места. Если у вас возникли вопросы по данному уроку, то пишите их в комментарии.

Экзотермические и эндотермические реакции.

Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей,поэтому она сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты,света, работы расширения образовавшихся газов.

По признаку выделения или поглощения теплоты реакции делятся на экзотермические и эндотермические.

— химическая реакция, при которой происходит выделение теплоты.

Например, в реакции горения метана

выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо.

Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравненииреакции:

Это так называемое

Здесь символ «+Q» означает,что при сжигании метана выделяется теплота. Эта теплота называется

Термохимическое уравнение реакции

— уравнение реакции, включающее тепловой эффект реакции, рассчитанный на количества вещества, задаваемые коэффициентами этого уравнения.

Закон Гесса

Данный закон лежит в основе термохимических расчетов. Он гласит, что тепловой эффект при постоянном давлении зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от числа и характера промежуточных стадий.

Данный закон позволяет рассчитывать теплоты химических реакций, которые не могут быть измерены экспериментально.

Также используют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ.

$\mathrm {Q = \sum\limits_{i} n_iQ_i — \sum\limits_{j} n_jQ_j}$, где $\mathrm {Q_i и Q_j}$ — теплота образования продуктов реакции и исходных веществ соответственно, $\mathrm {n_i и n_j}$ — стехиометрические коэффициенты термохимического уравнения.

Также можно рассчитать тепловой эффект изучаемой реакции по формуле: $\mathrm {\Delta H = \sum\limits_{i} n_i\Delta H_i — \sum\limits_{j} n_j\Delta H_j}$

Классификация, связанная со степенью окисления продуктов

Когда происходит изменение степени окисления реагентов, то говорят об окислительно-восстановительных реакциях. К такому типу реакций относятся те, где происходит замещение атомов, а также соединение и разложение, если участником процесса будет хотя бы один простой элемент. Когда атомы, молекулы вещества отдают электрон во время взаимодействия с другими веществами, то происходит окисление. Принимающий электроны реагент – окислитель.

Восстановление происходит, когда молекула, атом или ион принимают электрон. Отдающий его реагент будет играть роль восстановителя. Реакции происходят на внутримолекулярном, межмолекулярном уровне. К типам таких реакций относят процесс диспропорционирования и конмутации.

Взаимодействуя с хлором, атом фосфора отдает пять электронов, изменяя свою степень окисления с 0 до +5. При этом хлор присоединяет два электрона, становясь окислителем, а атом фосфора – восстановителем.

Важным практическим значением обладают следующие окислители:

1. Кислород. Взаимодействуя с простыми веществами, элемент образует оксиды. Окислительные особенности газа используют в производстве металлов. Именно, благодаря кислороду можно получить высокие температуры, нужные в металлургической промышленности.
2. Озон. Он превосходит по своим свойствам кислород, окисляя все металлы, кроме платины и золота.
3. Перманганат калия. Его активно используют в лабораториях, где окисляют сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды, йодиды, получая бром и йод.

В качестве восстановителя выступают следующие вещества:

1. Углерод, который используют в синтезе неорганических веществ.
2. Оксид углерода как необходимый элемент получения металлов из оксидов.
3. Водород, применяемый в неорганических синтезах, когда нужно получить чистый вольфрам, молибден, германий.

В органической химии активно участвуют в окислительно-восстановительных реакциях альдегиды, играющие роль восстановителей. Их получают путем окисления спиртов. Полученные соединения легко окисляются во время взаимодействия с различными окислителями при нагревании. Без окисления происходят реакции с ионным обменом, а также многие из блоков соединения, разложения, этерификации.

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.

Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»). Эндотермические реакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).

При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:

Реакции, которые протекают самопроизвольно при обыных условиях, скорее всего экзотермические. Для запуска экзотермических реакций может потребоваться инициация – нагревание и др.

Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:

Реакции образования устойчивых веществ из простых веществ экзотермические, реакции разложения чаще всего – эндотермические.

Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:

Реакции, в ходе которых из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, чаще всего экзотермические. И наоборот, образование более устойчивых веществ из менее устойчивых сопровождается поглощением теплоты. Устойчивость можно примерно определить по активности и стабильности вещества при обычных условиях. Как правило, в быту нас окружают вещества сравнительно устойчивые.

Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:

Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).

В термохимии используются термохимические уравнения . Это уравнение реакции с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).

Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода:

Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется 484 кДж теплоты.

Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.

Например, при сгорании алюминия:

теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:

теплота образования Al₂O₃ все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.

Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.

Например, при горении метана:

теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач.

1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:

получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:

на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,

на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.

Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.

Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.

2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:

при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,

при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.

Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.

Ответ: образуется 108 г воды.

3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

израсходовано 80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:

при сгорании 32 г серы выделится 296 кДж теплоты,

при сгорании 80 г серы выделится х кДж теплоты.

Отсюда х= 80*296/32 = 740 кДж.

Ответ: выделится 740 кДж теплоты.