Енергетика реакцій

Будь реакція супроводжується виділенням або поглинанням енергії у формі теплоти. У вихідних речовинах хімічні зв’язки розриваються, і на це енергія витрачається (т. Е. Вона при цьому поглинається системою), в продуктах ж, навпаки, хімічні зв’язки утворюються, і при цьому енергія виділяється. Різниця між витраченої і виділилася енергією називається тепловим ефектом хімічної реакції (позначається Q). Якщо витрата енергії вище, ніж її виділення, то тепловий ефект буде негативним, або ендо- ефектом (-Q) в іншому випадку – позитивним, або екзо- ефектом (+ Q).

Тепловий ефект є зовнішньою ознакою реакцій, в термохімічних рівняннях він вказується після продуктів:

Такий запис означає, що при згорянні 4 моль заліза в 3 моль кисню з утворенням 2 моль оксиду заліза (III) виділяється 1648 кДж теплоти, а при взаємодії 1 моль вуглецю (у вигляді коксу) і 1 моль вуглекислого газу з отриманням 2 моль чадного газу поглинається ззовні 173 кДж теплоти.

Теплові ефекти прямої і зворотної реакцій однакові за кількістю, але протилежні за знаком. Наприклад, реакція

(Обробка 1 моль оксиду кальцію водяною парою в кількості 1 моль з утворенням 1 моль гідроксиду кальцію) супроводжується екзо- ефектом Q = +108 кДж, тоді як зворотна реакція

(Розкладання 1 моль гідроксиду кальцію на 1 моль оксиду кальцію і 1 моль водяної пари) супроводжується ендо- ефектом Q = -108 кДж.

При протіканні реакцій (особливо за участю газів) можуть істотно змінюватися обсяг і температура реакційної системи. Якщо тепловий ефект визначається при постійному тиску (1 атм для кожного газу в системі, а за відсутності газів загальний тиск 1 атм) і постійній температурі (зазвичай 298 К, ​​або 25 ° C), то він відповідає стандартній ентальпії реакції, що характеризує в цілому всю систему (функція системи). Ентальпія реакції позначається? Н °, знак? Н ° протилежний знаку Q:

Значення? Н ° записується після рівняння і відокремлюється від нього комою:

Реакції, що протікають з високим екзо- ефектом, часто вимагають тільки початкового нагрівання (ініціювання), а далі протікають мимоволі, наприклад процес алюминотермии:

Крім ентальпії, хімічна система характеризується ще однією функцією – стандартної ентропією реакції? S ° (кДж / К), пов’язаної з невпорядкованістю системи (ступенем безладдя). Чим більше частинок в системі і чим вище її температура, тим більше ступінь безладу. В ідеальному кристалі (при абсолютному нулі температури) ступінь безладдя нульова (ідеальний порядок), в реальних твердих тілах існує завжди деяка ступінь безладу, в рідинах вона вже вище, але найбільша ступінь безладу в газах, де молекули не залежать одне від одного і рухаються вельми хаотично. Наприклад, для льоду, рідкої води і водяної пари значення? S ° дорівнюють відповідно 0,039, 0,07 і 0,189 кДж / К.

Всяка хімічна реакція, таким чином, має дві енергетичні характеристики – ентальпію? Н ° і ентропію? S °. Для мимовільних реакцій характерне прагнення до зменшення енергії за рахунок теплопередачі в навколишнє середовище і одночасно до збільшення ступеня безладу. Ці фактори діють в протилежних напрямках, тому результуюча величина буде дорівнює їх різниці:

(Тут ентропія помножена на температуру для адекватності одиниць,? Н ° і T? S ° наведені в кілоджоуль, так як К кДж / К = кДж).

Сумарна енергетична функція системи називається стандартною енергією Гіббса реакції? G ° T, індекс Т підкреслює залежність цієї величини від температури, що очевидно з рівняння (відзначимо ще, що? Н ° і? S ° мало залежать від температури).

За значеннями G ° T можна судити про можливість протікання реакцій в напрямку зліва направо по хімічному рівняння:

Наприклад, синтез аміаку

при 25 ° C можливий:

а при 350 ° C неможливий:

Отже, при 25 ° C є принципова можливість отримання аміаку, а при сильному нагріванні системи (реакція екзотермічна,? Н ° = -92 кДж) аміак отримати не вдасться. Правда, при 25 ° C реакція можлива тільки в принципі, так як вона протікає дуже повільно і з малим виходом. Прискорення реакцій визначається факторами хімічної кінетики, а збільшення ступеня протікання – відповідним зміщенням хімічної рівноваги.

Посилання на основну публікацію