Termochémia

Termochémia

Termochémia je odbor chémie, ktorý sa zaoberá tepelnými javmi, ktoré prebiehajú pri chemických reakciách (zaoberá sa energetickými zmenami). Pri chemických reakciách nastáva určitá energetická zmena, teda uvoľňuje sa alebo spotrebúva teplo. Spotreba alebo uvoľnenie tepla závisí od druhu reaktantov, ktoré vstupujú do chemickej reakcie a od druhu produktov, ktoré vznikajú pri chemickej reakcii.

Podľa toho či sa pri chemickej reakcii teplo uvoľňuje alebo spotrebúva (teda podľa tepelnej bilancie) delíme chemické reakcie na:

1. Exotermické – v priebehu exotermických reakcií sa teplo uvoľňuje.

2. Endotermické – v priebehu endotermických reakcií sa teplo spotrebúva.

Exotermické reakcie

· Energia produktov je nižšia ako energia reaktantov (o hodnotu uvoľnenej energie)

· Produkty sú stabilnejšie ako reaktanty, z ktorých vznikli

· Niektoré prebiehajú pri bežnej teplote a tlaku samovoľne (neutralizačné, zrážacie, atď.)

· Niektoré prebiehajú pri počiatočnom dodaní energie, ale potom prebiehajú ďalej a uvoľňuje sa energia (horenie papiera, uhlia, atď.)

Endotermické reakcie

· Energia produktov je vyššia ako energia vstupujúcich reaktantov

· Produkty sú menej stabilné ako reaktanty

· Väčšina prebieha len pri stálom zahrievaní

Reakčné teplo Q

Reakčné teplo je veličina, ktorá nám udáva teplo, ktoré sa pri priebehu chemickej reakcie uvoľní alebo spotrebuje. Určuje sa ako rozdiel entalpie produktov a entalpie reaktantov chemickej reakcie.

Entalpiu (tepelný obsah látky) označujeme veľkým písmenom H, jej jednotkou je kJ. mol-1.
Teda pre reakčné teplo platí:
Q = Δ H
Δ H = H produktov – H reaktantov
Pri exotermických reakciách je entalpia produktov menšia ako entalpia reaktantov a preto má reakčné teplo zápornú hodnotu.
ΔH < 0

HR – entalpia produktov
HP – entalpia reaktantov
ΔH = HP – HR
ΔH < 0

Pri endotermických reakciách je entalpia produktov väčšia ako entalpia reaktantov a preto má reakčné teplo kladnú hodnotu.
ΔH > 0

HR – entalpia produktov
HP – entalpia reaktantov
ΔH = HP – HR
ΔH > 0

Hodnota reakčného tepla závisí od látkového množstva reaktantov vstupujúcich do chemickej reakcie. Teda čím je látkové množstvo reaktantov väčšie, tým je väčšie aj reakčné teplo danej chemickej reakcie.
Teda reakčné teplo určitej chemickej reakcie je množstvo tepla, ktoré sa spotrebuje alebo uvoľní ak zreaguje také látkové množstvo reaktantov, aké je udávané prostredníctvom stechiometrických koeficientov v chemickej rovnici príslušnej chemickej reakcie.

Napríklad:
2H2O (g) →2 H2 (g) + O2 (g) spotrebuje sa 457°C tepla
H2O (g) →H2 (g) + 1/2O2 (g) spotrebuje sa 228,5°C tepla

Reakčné teplo chemickej reakcie, ktorá prebieha pri štandardných podmienkach označujeme ΔH0. (štandardné podmienky: teplota 298,15 K , tlak 101,3 kPa)

Termochemické rovnice
Termochemické rovnice sú rovnice, ktoré obsahujú informáciu o spotrebovanom alebo uvoľnenom teple. Tieto rovnice musia obsahovať aj vyznačenie skupenstiev všetkých reakčných zložiek.

Napríklad:
Exotermické rovnice (teplo sa uvoľňuje do okolia) ΔH < 0
Ca (s) + 2 H2O(l) → Ca (OH)2 (aq) + H2 (g) Δ H = – 431,1 kJ. mol-1

Endotermické rovnice (teplo sa spotrebúva) ΔH > 0
H2O (g) + C (s) →CO (g) + H2 (g) Δ H = 131,4 kJ.mol-1

Skupenský stav v termochemických rovniciach:
s (solidus) – látka v tuhom skupenstve
l (liquidus) – látka v kvapalnom skupenstve
g (gaseus) – látka v plynnom skupenstve
aq (aqua) – látka vo vodnom roztoku
Termochemické zákony

Prvý termochemický zákon objavili v roku 1780 Lavoiser a Laplace:
Hodnota reakčného tepla priamej a spätnej reakcie je rovnaká a líši sa len znamienkom.

Príklad 1:
2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g) ΔH1 = – 483,9 kJ.mol-1
spätná (vratná) reakcia 2H2O (g) → 2H2 (g) + O2 (g) ΔH2 = 483,9 kJ.mol-1

Príklad 2: Pri syntéze dvoch mólov oxidu sírového z dvoch mólov oxidu síričitého a jedného mólu kyslíka sa uvoľní teplo 196 kJ
2SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) ΔH = – 196 kJ.mol-1
Pri rozklade dvoch mólov oxidu sírového, sa rovnaké množstvo tepla spotrebuje:
2SO3(g) → 2SO2(g) + O2(g) ΔH = 196 kJ. mol-1

Druhý termochemický zákon objavil a formuloval v roku 1840 Hess:
Reakčné teplo určitej reakcie sa rovná súčtu reakčných tepiel čiastkových reakcií.
ΔH = ΔH1 + ΔH2

Príklad: Na základe termochemických rovníc čiastkových reakcií

1. Sn (s) + Cl2 (g) SnCl2 (s) ΔH1 = – 349,4 kJ.mol-1

2. SnCl2 (s) + Cl2 (g) SnCl4 (l) ΔH2 = – 195,2 kJ.mol-1
určte reakčné teplo reakcie:
Riešenie:
Sn (s) + 2 Cl2 (g) → SnCl4 (l) ΔH = ?
ΔH = ΔH1 + ΔH2 = – 349,4 kJ.mol-1 + (-195,2 kJ.mol-1)
ΔH = – 544,6kJ.mol-1

Tepelné javy pri rozpúšťaní tuhých látok vo vode
Na2CO3 . 10 H2O, NaOH
Pri rozpúšťaní tuhých látok sa teplo môže uvoľňovať (teplota stúpla).
Na častice rozpúšťanej látky sa viažu molekuly vody – teplo sa uvoľňuje. Zmena entalpie je záporná.
Pri rozpúšťaní tuhých látok vo vode, sa teplo môže pohlcovať (teplota klesla). Pri rozpúšťaní sa musí najskôr rozrušiť kryštálová štruktúra – teplo sa spotrebuje. Zmena entalpie je kladná. (Pri rozpúšťaní tuhých látok vo vode sa na rozrušenie kryštálovej štruktúry spotrebuje určité množstvo tepla (zmena entalpie je kladná). Pri hydratácii častíc rozpustenej látky sa teplo uvoľňuje (zmena entalpie je záporná). Výsledný tepelný efekt, ktorý nastáva po rozpúšťaní sa rovná súčtu tepelných efektov (hodnôt zmien entalpií čiastkových dejov). To či sa teplo uvoľní alebo spotrebuje, závisí od množstva tepla, ktoré sa spotrebuje na rozrušenie kryštálovej štruktúry a od množstva tepla, ktoré sa uvoľní pri hydratácii iónov.

Ak sa pri rozrušení kryštálovej štruktúry spotrebuje viac tepla ako sa uvoľní pri hydratácii iónov, tak rozpúšťanie je endotermický dej. Ak sa spotrebuje menej tepla ide o exotermický dej.)

Druhy reakčného tepla
Reakčné teplo môžme rozlišovať podľa typu chemického deja.
Reakčné teplo reakcií, pri ktorých vzniká 1 mol zlúčeniny z prvkov, sa nazýva zlučovacie teplo.
(Štandardné zlučovacie teplo zlúčeniny je reakčné teplo chemickej reakcie, pri ktorej z prvkov v štandardnom stave vznikne 1 mol zlúčeniny v štandardnom stave)
Reakčné teplo reakcií, pri ktorých sa spaľuje 1 mol východiskových látok za vzniku stabilných oxidačných produktov, sa nazýva spaľné teplo.
(Štandardné spaľné teplo zlúčeniny je reakčné teplo chemickej reakcie, v priebehu ktorej sa 1 mol zlúčeniny v štandardnom stave zoxiduje na stabilný oxidačný produkt)
Symbolicky tieto reakčné teplá značíme ∆H0zl a ∆H0sp.

Výpočet reakčného tepla z tabuľkových hodnôt
Reakčné teplo chemickej reakcie vypočítame a.) ako rozdiel súčtu zlučovacieho tepla produktov a súčtu zlučovacieho tepla reaktantov:

∆H0 =∑prod│ν│(∆H0)zluč – ∑reakt│ν│(∆H0)zluč
ν – stechiometrický koeficient
Reakčné teplo chemickej reakcie vypočítame b.) jako rozdiel súčtu spalného reakčného tepla reaktantov a súčtu spalného tepla produktov:
∆H0 =∑reakt│ν│(∆H0)spal – ∑prod│ν│(∆H0)spal
Jednotkou je kJ. mol-1

Príklad 1: Vypočítajte reakčné teplo chemickej reakcie:
HOOC-COOH(s) + 2 CH3OH(l) → (COOCH3)2 + 2H2O
∆H0spal CH3OH = -726,1 kJ.mol-1
∆H0spal (COOCH3)2= -1678,91 kJ.mol-1
∆H0spal (COOH)2 = -251,63 kJ.mol-1
∆H0spal H2O = 0 kJ.mol-1
Riešenie 1:
∆H0 = -251,63 + 2.(-726,1) – (-1678,91)kJ.mol-1
∆H0 = -24,92 kJ.mol-1
Reakčné teplo uvedenej chemickej reakcie sa rovná -24,92 kJ.mol-1

Príklad 2: Vypočítajte reakčné teplo reakcie:
CO2(g) + H2(g) → CO(g) + H2O(g)
keď sú známe zlučovacie teplá
∆H0zluč,CO2(g) = -410,34 kJ.mol-1
∆H0zluč,CO(g) = -124,74 kJ.mol-1
∆H0zluč,H2O(g) = – 242,76.kJ mo1-1
∆H0zluč,H2(g) = 0 kJ.mol-1
Riešenie 2:
∆H0 = (H°zluč,CO(g) + H°zluč,H2O(g)) – (H°zluč,CO2(g) )
∆H0 = (- 124,74 kJ.mol-1 + (- 242,76 kJ.mol-1)) – ( – 410,34 kJ.mol-1)
∆H0 = 42,84 kJ.mol-1

Príklad 3:
Vypočítajte zlučovacie teplo chloridu amónneho pomocou rovnice:
NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s);
∆H0 = – 180,18 kJ.mol-1
Keď sú známe zlučovacie teplá:
∆H0zl,NH3(g) = – 46,2 kJ.mol-1
∆H0zl,HCl(g) = – 91,98 kJ.mol-1

Riešenie3:
∆H0 = -180,18 kJ.mol-1

· -180,18 kJ.mol-1 = (∆H0 zluč, NH4Cl(s) ) – (∆H0 zl,NH3(g) + ∆H0 zl,HCl(g))

· -180,18 kJ.mol-1 = (∆H0 zluč, NH4Cl(s) kJ.mol-1) – (- 46,2 kJ.mol-1 + (- 91,98 kJ.mol-1))

· -180,18 kJ.mol-1 = (∆H0 zluč, NH4Cl(s) kJ.mol-1) – (-138,18 kJ.mol-1 )

· – (∆H0 zluč, NH4Cl(s) kJ.mol-1) = 180,18 kJ.mol-1 + 138,18 kJ.mol-1

· (∆H0 zluč, NH4Cl(s) kJ.mol-1) = – 318,16 kJ.mol-1
∆H0 zl,NH4Cl(s) = – 318,36 kJ.mol-1