Ķīmiskās reakcijas siltumefekts

Ķīmiskajās reakcijās no reaģējošām vielām rodas jaunas vielas, kurām piemīt cits iekšējās enerģijas daudzums nekā reakcijas izejvielām. Pētot dažādas ķīmiskās pārvērtības, var novērot vielu iekšējās enerģijas izmaiņas, kas saistītas ar siltuma patērēšanu vai atdošanu.

Ja ķīmiskās reakcijas norisē siltums tiek patērēts, tad reakciju sauc par endotermisku reakciju, bet, ja siltums izdalās, tad par eksotermisku reakciju.

Iekšējās enerģijas izmaiņas norāda ķīmiskās reakcijas siltumefekts. Vienādojumus, kuros norāda reakciju siltumefektus, sauc par termoķīmiskajiem reakcijuvienādojumiem. Ķīmiskās reakcijas siltumefektu apzīmē ar Q, un to pieņemts mērīt kilodžoulos uz vienu molu vielas (kJ/mol).

Termoķīmiskajos reakciju vienādojumos vielu agregātstāvokļus apzīmē ar burtiem: g - gāzveida, c - ciets, šķ - šķidrs.

Endotermiska reakcija

Agregātstāvokļa maiņa ir saistīta ar enerģijas izmaiņām.

Endotermiskā reakcijā produktu iekšējā enerģija, salīdzinot ar izejvielu iekšējo enerģiju, ir lielāka. Reakcijas gaitā siltums no apkārtējās vides tiek uzņemts.

Ja termoķīmisko reakciju vienādojumu raksta endotermiskai reakcijai, tad siltuma daudzumu, kas tiek patērēts, norāda pie reakcijas produktiem ar mīnuss zīmi -Q.

Piemērs:

Sadaloties vienam molam ogļskābes, no apkārtējās vides tiek saņemts 20,3 kJ liels siltuma daudzums. Šīs reakcijas termoķīmiskais vienādojums:

\underset{(šķ)}{H_{2} {CO}_{3}} \to \underset{(šķ)}{H_{2} O} + \underset{(g)}{{CO}_{2}} ↑ - \underset{}{20,3 kJ / mol}

Eksotermiska reakcija

Eksotermiskā reakcijā produktu iekšējā enerģija, salīdzinot ar izejvielu iekšējo enerģiju, ir mazāka. Reakcijas gaitā siltums nonāk apkārtējā vidē.

Eksotermiskā reakcijā daļa iekšējās enerģijas pārvēršas siltumā. Ja termoķīmisko vienādojumu raksta eksotermiskai reakcijai, tad siltumefektu norāda ar pluss zīmi +Q.

Piemērs:

Vienam molam kalcija oksīda reaģējot ar vienu molu ūdens, rodas 62,8 kJ liels siltuma daudzums. Šīs reakcijas termoķīmiskais vienādojums:

\underset{(c)}{CaO} + \underset{(šķ)}{H_{2} O} \to \underset{(c)}{Ca {(OH)}_{2}} + \underset{}{62,8 kJ / mol}

Degšanas procesi vienmēr ir eksotermiskas reakcijas. Ja salīdzina dažādu vielu sadegšanas siltumefektu, tad novērojam atšķirības starp siltuma daudzumu, kas rodas, sadegot vienam molam vielas.

Oglekļa sadegšana:

\underset{(c)}{C_{}} + \underset{(g)}{O_{2}} \to \underset{(g)}{{CO}_{2}} + \underset{}{409 kJ / mol}

Metāna sadegšana:

\underset{(g)}{{CH}_{4}} + \underset{(g)}{2 O_{2}} \to \underset{(g)}{{CO}_{2}} + \underset{(g)}{2 H_{2} O} + \underset{}{802 kJ / mol}

Propāna sadegšana:

\underset{(g)}{C_{3} H_{8}} + \underset{(g)}{5 O_{2}} \to \underset{(g)}{3 {CO}_{2}} + \underset{(g)}{4 H_{2} O} + \underset{}{2200 kJ / mol}

Etanola sadegšana:

\underset{šķ}{C_{2} H_{5} OH} + \underset{(g)}{3 O_{2}} \to \underset{(g)}{2 {CO}_{2}} + \underset{(g)}{3 H_{2} O} + \underset{}{1292 kJ / mol}

No vienādojumiem redzams, ka visvairāk siltuma rodas, sadegot vienam molam propāna, bet vismazāk - sadegot ogleklim. Siltuma daudzums, kas rodas, dažādām vielām sadegot, raksturo šo vielu izmantošanas iespējas enerģijas ieguvē.

Enerģija, kas atbrīvojas degšanas procesā, ir atkal jāpatērē, lai no degšanas produktiem iegūtu izejvielas. Vispārinot šo likumsakarību, var teikt, ka ķīmiskās reakcijas siltumefekts maina zīmi, ja reakcijas virziens mainās uz pretējo. Eksotermiskas reakcijas kļūst par endotermiskām un otrādi. Termoķīmiskajos vienādojumos apgriezeniskajām reakcijām norāda tikai tiešās reakcijas siltumefektu.

Piemērs:

\underset{(g)}{H_{2}} + \underset{(g)}{\frac{1}{2} O_{2}} ⇄ \underset{(g)}{H_{2} O} + \underset{}{285,8 kJ / mol}

Normālos apstākļos, ūdeņradim reaģējot ar skābekli, rodas ūdens un izdalās siltums. Tātad ūdeņraža sadegšanas reakcija ir eksotermiska. Temperatūrai pārsniedzot 1000

° C

, reakcija kļūst apgriezeniska, tātad notiek pretreakcija, kurā siltums tiek patērēts. Ūdens sadalīšanās ir endotermiska reakcija.

Dažādos procesos enerģija pārveidojas no viena veida citā. Ķīmiskajās reakcijās iegūto enerģiju var pārveidot mehāniskajā, siltuma vai elektriskajā enerģijā. Piemēram, metāna degšanas procesā iegūto enerģiju izmanto ēdiena gatavošanā.

Ar ķīmisko reakciju siltumefektiem un enerģijas pārvērtībām saistītos jautājumus pēta ķīmijas nozare - ķīmiskā termodinamika. Tās pamatā ir enerģijas nezūdamības likums - dažāda veida enerģijām sasvstarpēji pārvēršoties, kopējais enerģijas krājums nemainās. Sistēmas, kurās pēta enerģijas (tai skaitā siltuma) pieaugumu vai zudumu, dabaszinātnēs dēvē par termodinamiskām sistēmām. Šāda sistēma var būt atsevišķs ķermenis (viela) vai ķermeņu (vielu) grupas, kas no apkārtējās vides atdalītas ar robežvirsmu. Sistēmas sastāvdaļas var mijiedarboties gan savā starpā, gan ar apkārtējo vidi.

Zemeslodi ar atmosfēras apvalku var saukt par termodinamisku sistēmu. Visi dzīvie organismi ir vaļējas sistēmas, jo tie brīvi mijiedarbojas ar apkārtējo vidi, saņemot no tās vai atdodot vielas un enerģiju. vaļēja sistēma ir arī ķīmiskās reakcijas, kas notiek atvērtā traukā.

Ja ar vidi iespējama tikai enerģijas apmaiņa un reakcija notiek noslēgtā traukā, tad šādu sistēmu sauc par slēgtu sistēmu.

Iepriekšējā tēma

Atgriezties tēmā

Nākamā teorija

Nosūtīt atsauksmi

Atradi kļūdu?

Sūti mums ziņu!

1. Ķīmiskās reakcijas siltumefekts

Teorija