Термохимическое уравнение

Термохимическое уравнение — это сбалансированное стехиометрическое химическое уравнение , которое отражает изменения энергии системы в ее окружении. Одно из таких уравнений включает изменение энтальпии , которое обозначается ΔH. В переменной форме термохимическое уравнение будет выглядеть примерно так:

А + Б → С

ΔH = (±) #

{A, B, C} — обычные агенты химического уравнения с коэффициентами, а «(±) #» — положительное или отрицательное числовое значение, которое обычно имеет единицы кДж/Дж. Другое уравнение может включать символ E для обозначения энергии; Положение E определяет, считается ли реакция эндотермической или экзотермической.

A + E → C (эндотермический, где E считается положительной величиной)

A → C + E (экзотермический, где E будет считаться отрицательной величиной)

Понимание аспектов термохимических уравнений

Энтальпия (H) — это передача энергии в реакции (для химических реакций она осуществляется в виде тепла), а ΔH — это изменение энтальпии. ΔH — это функция состояния, что означает, что ΔH не зависит от процессов, происходящих между начальным и конечным состояниями. Другими словами, не имеет значения, какие шаги предприняты для перехода от исходных реагентов к конечным продуктам, поскольку ΔH всегда будет одинаковой. ΔHrxn, или изменение энтальпии реакции, имеет то же значение ΔH, что и в термохимическом уравнении; однако ΔHrxn измеряется в единицах кДж/моль, что означает, что это изменение энтальпии на моль любого конкретного вещества в уравнении. Значения ΔH определены экспериментально при стандартных условиях 1 атм. ^{[ нужны разъяснения ]} и 25 °С (298,15К).

Как обсуждалось ранее, ΔH может иметь положительный или отрицательный знак. Если ΔH имеет положительный знак, система использует тепло и является эндотермической ; если ΔH отрицательно, то выделяется тепло и система является экзотермической .

Эндотермический: A + B + Тепло → C, ΔH > 0.

Экзотермический: A + B → C + тепло, ΔH < 0.

Поскольку энтальпия является функцией состояния, значение ΔH, указанное для конкретной реакции, справедливо только для этой конкретной реакции. Физическое состояние реагентов и продуктов имеет значение, а также молярная концентрация.

Поскольку ΔH зависит от физического состояния и молярных концентраций в реакциях, термохимические уравнения должны быть стехиометрически правильными. Если один агент уравнения изменяется путем умножения, то все агенты должны быть пропорционально изменены, включая ΔH.

Мультипликативное свойство термохимических уравнений обусловлено главным образом первым законом термодинамики , который гласит, что энергия не может ни создаваться, ни уничтожаться; эта концепция широко известна как сохранение энергии. Это справедливо в физическом или молекулярном масштабе.

Манипулирование термохимическими уравнениями

Коэффициент умножения

Термохимические уравнения можно изменить, как уже говорилось выше, умножив на любой числовой коэффициент. Все агенты должны быть умножены, включая ΔH. Используя термохимическое уравнение переменных, приведенное выше, можно получить следующий пример.

А + Б → С

ΔH= (±) #

Надо предположить, что А для использования термохимического уравнения необходимо умножить на два. Затем все агенты в реакции должны быть умножены на один и тот же коэффициент, например:

2А + 2Б → 2С

2ΔH= 2[(±) #]

Это снова считается логичным, если принять во внимание Первый закон термодинамики. Производится вдвое больше продукта, поэтому отводится и выделяется вдвое больше тепла. Аналогично действует деление коэффициентов.

Закон Гесса: сложение термохимических уравнений

Закон Гесса гласит, что сумма изменений энергии всех термохимических уравнений, включенных в общую реакцию, равна общему изменению энергии. Поскольку ΔH является функцией состояния и не зависит от того, как реагенты в результате становятся продуктами, для определения ΔH всей реакции можно использовать этапы (в форме нескольких термохимических уравнений). Например:

Реакция 1: C _{(графит, с)} + O _2(г) → CO _2(г)

Эта реакция является результатом двух стадий (последовательность реакций):

C _{(графит, с)} + ½O _2(г) → CO _(г)

ΔH = −110,5 кДж

CO _(г) + ½O _2(г) → CO _2(г)

ΔH = −283,0 кДж

Объединение этих двух реакций вместе приводит к реакции 1, которая позволяет найти ΔH, поэтому проверяется, равны ли агенты в последовательности реакций друг другу. Затем реакционные последовательности складываются вместе. В следующем примере CO _(г) не входит в реакцию 1 и соответствует другой реакции.

C _{(графит, с)} + ½O _2(г) + ½O _2(г) → CO _2(г)

и

C _{(графит, с)} + O _2(г) → CO _2(г) , Реакция (1)

Чтобы найти ΔH, ΔH двух уравнений в последовательности реакций складываются:

(-110,5 кДж) + (-283,0 кДж) = (-393,5 кДж) = ΔH реакции (1)

Другой пример, связанный с термохимическими уравнениями, заключается в том, что при сгорании метана выделяется тепло, что делает реакцию экзотермической. При этом выделяется 890,4 кДж тепла, поэтому тепло записывается как продукт реакции.

Другие примечания

Если реакции необходимо обратить вспять, чтобы их продукты были равны, знак ΔH также необходимо поменять на противоположный.
Если агент необходимо умножить, чтобы он стал равным другому агенту, все остальные агенты и ΔH также должны быть умножены на его коэффициент.
Обычно значения ΔH, приведенные в таблицах, не превышают 1 атм и 25 °C (298,15 К).

Расположение значений ΔH

Значения ΔH определены экспериментально и представлены в виде таблицы. К большинству учебников общей химии есть приложения, в которых указаны общие значения ΔH. Доступно несколько онлайн-таблиц. Программное обеспечение, предлагаемое вместе с активными термохимическими таблицами (ATcT), предоставляет дополнительную информацию в Интернете.

См. также

Ссылки

Аткинс, Питер и Лоретта Джонс. 2005. Химические принципы, поиски информации (3-е издание). WH Freeman and Co., Нью-Йорк, штат Нью-Йорк.

Внешние ссылки

Указатель общей информации по химии: http://chemistry.about.com/library/blazlist4.htm.
Дополнительная пошаговая справка по закону Гесса: http://members.aol.com/profchm/hess.html.