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Efecto térmico de la reacción química

Efecto térmico de la reacción

Cuando ocurre un cambio químico en el sistema, la temperatura del sistema vuelve a la temperatura inicial antes de la reacción y el calor liberado o absorbido por el sistema se llama efecto térmico de la reacción. La disciplina que estudia la relación cuantitativa entre el calor y otros cambios de energía en las reacciones químicas se llama termoquímica. Los efectos térmicos se pueden medir haciendo que una sustancia cambie adiabáticamente en un calorímetro. A partir del cambio de temperatura en el calorímetro, se puede calcular cuánto calor se debe extraer o agregar al calorímetro para volver a la temperatura inicial. El efecto térmico en un cambio isotérmico. Cualquier sustancia siempre está conectada con otras sustancias que la rodean. Para satisfacer las necesidades de la investigación científica, especialmente cuando se considera la termoquímica y otros contenidos, se debe especificar el alcance de la sustancia a estudiar, es decir, el objeto a estudiar debe estar separado de las sustancias circundantes. Este objeto de investigación se denomina sistema y los materiales circundantes fuera del sistema se denominan medio ambiente. Un sistema se puede distinguir de su entorno mediante un límite (alcance); este límite puede ser concreto o imaginario. Por ejemplo, cuando se estudia la reacción de ácido sulfúrico e hidróxido de sodio en una solución acuosa en un recipiente, generalmente se usa como sistema la solución acuosa que contiene ácido sulfúrico e hidróxido de sodio, y los materiales circundantes fuera de la solución, como el recipiente y el aire sobre la solución, se utiliza como medio ambiente. Aparentemente, este sistema se distingue del entorno por límites específicos en la interfaz de la solución. Si se usa zinc en lugar de hidróxido de sodio, el zinc reaccionará con ácido sulfúrico diluido para generar gas hidrógeno, que escapará de la superficie del líquido y se difundirá en el aire. Si el contenedor está completamente sellado, entonces tanto el aire sellado en el contenedor como el hidrógeno producido pueden estar contenidos en el sistema, y ​​el sistema aún puede tener límites específicos que lo separan del medio ambiente. Si el contenedor no es hermético, los límites entre el sistema y el medio ambiente sólo pueden ser imaginarios.

Medición del calor de reacción

La reacción de neutralización del ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio en una solución acuosa liberará calor, provocando que la temperatura de la solución acuosa aumente. Si el recipiente está completamente cerrado y aislado, suponiendo que solo haya esta solución acuosa en el recipiente sin aire, una cierta cantidad de ácido sulfúrico e hidróxido de sodio liberará una cierta cantidad de calor debido a la reacción, y este calor será absorbido por la solución, lo que hace que la temperatura de la solución aumente a un cierto valor, es decir, el calor liberado por la reacción es igual al calor absorbido por la solución. Se puede expresar mediante la siguiente fórmula: q = -cs ms(T2-t 1)=-cs ms△t =-cs△t(1.1), donde q representa el efecto del calor de reacción de una cierta cantidad de reactivos bajo condiciones dadas. condiciones; Cs representa la capacidad calorífica específica de la solución; Ms representa la masa de la solución; Cs representa la capacidad calorífica de la solución, cs = cs ms△T representa la diferencia entre la temperatura final T2 y la temperatura inicial T1 de la solución. solución. Para el calor de la reacción q, el signo negativo indica liberación de calor y el signo positivo indica endotermia. La definición de capacidad calorífica específica C es la capacidad calorífica C dividida por la masa, es decir, C = C = C/m m. La unidad básica del SI es J kg-1 k-1 y la unidad común es J g-1. k-1. La definición de capacidad calorífica C es la pequeña cantidad de calor δq absorbida por el sistema dividida por el aumento de temperatura dT, es decir, C = δq/dT. La unidad básica de capacidad calorífica SI es J K-1.

Precauciones en la medición

La medición del calor de reacción anterior es muy simple, porque la reacción se lleva a cabo en una solución acuosa, la reacción en sí no involucra gas y el calor liberado no es lo suficientemente grande y absorbido por la solución. Para reacciones que involucran gases, o para reacciones donde el calor de reacción es alto y el sistema alcanza altas temperaturas, como la combustión de combustible, la situación es más complicada. Esto no sólo requiere recipientes sellados especiales que puedan soportar alta presión, sino también otros medios que puedan absorber calor, como el agua. El instrumento principal de la bomba calorimétrica de uso común es un recipiente cerrado de acero de paredes gruesas llamado bomba de acero. Para medir el calor de reacción, coloque todos los reactivos de masa conocida (sólidos o líquidos, si se necesita oxígeno para oxidarlos o quemarlos, el oxígeno se cargará a una cierta presión de acuerdo con las instrucciones del instrumento) en la bomba de acero, luego selle la bomba de acero y guárdela en un recipiente de metal (acero), y luego agregue suficiente masa conocida de agua en el recipiente de metal para que la bomba de acero se sumerja en el agua del recipiente de metal y deba estar aislada del medio ambiente (Figura 6600 0.50000000006 Después de medir con precisión la temperatura inicial T1 del sistema, la reacción provocada por una chispa eléctrica, el calor liberado por la reacción puede aumentar la temperatura del sistema (incluidas las balas de acero y los materiales internos, los contenedores de agua y metal, etc.) La lectura más alta que muestra el termómetro es la temperatura final T2 del sistema.

Mida el calor de reacción con una bomba calorimétrica

El calor absorbido por la bomba calorimétrica se puede dividir en dos partes: una parte es absorbida por el agua añadida y la otra parte es absorbido por la bala de acero, las sustancias internas y los contenedores metálicos (denominados componentes Gundam) son absorbidos. La primera parte del calor, representada por q(H2O), aún se puede calcular según la fórmula (1.1), excepto que la solución se reemplaza por agua. Como es endotérmica, se representa con un signo más, es decir, Q (H2O) = C (H2O) m (H2O) △ T = C (H2O) △ está representado por el símbolo Cb, QB = CB △ t Obviamente el calor liberado por la reacción es igual al calor absorbido por el agua y el calor absorbido por el elemento elástico de acero, por lo que se puede obtener: Q =-{ Q (H2O) QB } =-{ C(H2O)△t CB△t } =-σC△t(65438 Este artículo presenta la determinación del calor de la reacción de combustión de la hidracina, combustible para cohetes (también conocida como hidracina, N2H4).

Edite este ejemplo

0,500 gn2h4 (l) 12t000048 _ 0007 _ 0 se quema completamente en un bomba calorimétrica bomba de acero que contiene 1210 gH2O (se introduce oxígeno). La temperatura termodinámica del sistema aumenta desde 293,18 K, la capacidad calorífica total Cb del módulo elástico del acero a la temperatura experimental conocida es 848 J·K-1. para calcular el calor liberado por la combustión completa de la hidracina en estas condiciones. Solución: La reacción de combustión completa de la hidracina en aire u oxígeno es N2H4 (L) O2 (G) = N2 (G) 2H2O (L). que la capacidad calorífica específica del agua es 4,18J g-1 k-1 Según la fórmula (1.2)Q =-{ C(H2O)△T Cb △T } =-{ C(H2O) Cb }△T =. -(4.18J g-1k-1×1210g 848j K-1)(294.82K-293.65438 Obviamente, este calor está relacionado con la masa de los reactivos utilizados. Arriba, por ejemplo, el calor de 0.500 gN2H4 se mide como -9.69 kJ, que también se puede expresar como -9,69 kJ/0,500 g (N2H4) Si se calcula como 1 mol N2H4, se puede multiplicar por la masa molar de N2H4 m (N2 h 4) = 32,0 g mol-1. La relación entre reacciones químicas y efectos térmicos a menudo se expresa mediante ecuaciones termoquímicas. Debido a que los efectos térmicos de la reacción están relacionados con la temperatura y la presión durante la reacción, la cantidad y el estado de agregación de los reactivos y los productos, generalmente es necesario pagar. Atención al escribir ecuaciones termoquímicas. Cabe señalar que la misma reacción se puede llevar a cabo a volumen o presión constante si la primera se lleva a cabo en la bomba calorimétrica antes mencionada, la segunda se lleva a cabo en la bomba calorimétrica. La reacción se lleva a cabo en un recipiente abierto, el efecto térmico de la reacción se puede dividir en efecto térmico isovolumétrico (o volumen constante) y efecto térmico isobárico (o presión constante), que están representados por qv y qp respectivamente. calor de combustión completa de hidracina en una bomba calorimétrica La ecuación química es N2 H4(l) O2(g)= N2(g) 2h2o(l) qv =-620kJ·mol-1 muestra que bajo la temperatura experimental y constante. En condiciones de volumen, cuando la hidracina se quema por completo, se liberan 620 kj por mol. El calor [N2 H2(1) O2(g)→N2(g) 2H2O(1)]①.

Editar varios efectos térmicos en este párrafo

Calor de formación

1. Calor de formación de un compuesto: El efecto térmico de la reacción de producción a presión constante. 1 mol de un compuesto de un elemento estable se llama calor de formación de un compuesto, también conocido como entalpía de formación. Se estipula que la entalpía de la sustancia elemental más estable es cero a todas las temperaturas, entonces el cambio de entalpía de reacción de un compuesto generado a partir de una sustancia elemental estable es la entalpía relativa del compuesto: el calor de formación. Para unificar cálculos y comparaciones, a menudo se utiliza como calor estándar de formación del compuesto a esa temperatura el calor de formación estándar, es decir, el calor de reacción de 1.01.325 Pa a una temperatura específica. Nota al utilizar: Se acostumbra utilizar el valor a 25 o C, expresado en símbolos. A veces se utiliza directamente para expresar el calor estándar de formación a 25°C.

2. Efecto térmico de la reacción química: El efecto térmico de la reacción química a temperatura y presión constantes es igual a la suma del calor de formación de los productos menos la suma del calor de formación de los reactivos, es decir, producto-reactivo (3- 21) o producto-reactante (3-22).

Calor de combustión

El efecto térmico cuando 1 mol de una sustancia se quema por completo en unas condiciones específicas se denomina calor de combustión de la sustancia. La llamada combustión completa significa que los productos están en un estado de agregación estable, como C se convierte en CO 2 (g), H se convierte en H 2 O (l), S se convierte en SO 2 (g) y N se convierte en N 2 ( g), Cl se convierte en solución acuosa de HCl, etc. El calor de combustión de una sustancia se puede encontrar en el Manual de Termodinámica. La mayoría de los manuales enumeran el calor de combustión de una sustancia a 25 o C, 101325 Pa, lo que se denomina calor de combustión estándar de la sustancia, expresado en . El calor de reacción también se puede calcular en base al calor de combustión: reactivo-producto (3-23), es decir, el calor de reacción de cualquier reacción, es igual a la suma del calor de combustión de los reactivos menos el suma del calor de combustión de los productos. En la actualidad, la gente utiliza ampliamente el calor de combustión, y el más común es utilizar el calor de combustión de los residuos domésticos para generar electricidad. Con la continua extracción y utilización de fuentes de energía conocidas, el mundo se enfrentará a una crisis energética, pero este año el descubrimiento de un nuevo recurso: el hielo inflamable en el fondo del mar resolverá este problema para la humanidad.

Calor de formación de iones

Para reacciones que involucran iones, si se puede conocer el calor de formación de iones, el calor de reacción de iones también se puede obtener según (3- 22) y (3-23). El llamado calor de generación de iones se refiere al efecto térmico producido por la sustancia elemental más estable que genera 1.01.325 Pa de iones correspondientes en una cantidad ilimitada de solución acuosa a una temperatura específica. Sin embargo, siempre hay iones positivos y negativos presentes en una reacción, por lo que el calor de formación de un ion no se puede calcular directamente. Por lo tanto, se debe establecer un estándar relativo y se acostumbra estipular que el calor molar estándar de formación de H (∞, aq) es cero. Es decir: 1/2H 2 (g) = H (∞, aq) e (H (∞, aq)) = 0 Compare otros iones con ellos y luego obtenga el calor estándar de formación de cada ion. Por ejemplo, se sabe que H2(g) 1/2o 2(g)= H2O(L)=-285,83 kJ mol-1h2o(L)= H (∞, aq) OH-(∞, Aq) = 55,84. kJ. mol-1 Luego, al sumar las dos ecuaciones anteriores se obtiene H 2 (g) 1/2 O 2 (g) = H (∞, aq) OH-(∞, AQ) = -285,83 kJ . 1 = -229,99 kJ . mol-1 Dado que (H (∞) este es el calor molar estándar de formación de iones OH-.

Calor de solución

El proceso de disolución de sustancias Suele ir acompañado de efectos térmicos, como el ácido sulfúrico, la sosa cáustica y otras sustancias disueltas en agua, producen un fenómeno exotérmico cuando el nitrato de amonio se disuelve en agua, absorberá calor. entre partículas es diferente al de las sustancias puras, y la energía se convierte en calor. La forma cambia y se intercambia con el medio ambiente. El calor liberado o absorbido durante la disolución de una sustancia está relacionado con condiciones como la temperatura y la presión. Como se especifica, generalmente se refiere a las condiciones de 25 o C y 101325 Pa cuando se disuelve 1 mol de soluto. Cuando se forma una solución de cierta concentración en un solvente, el efecto térmico se llama calor integrado de la solución de esa concentración. Debido a que la concentración de la solución cambia constantemente durante el proceso de disolución, el calor integral de la solución se llama calor de concentración de la solución t y el símbolo δH en 1 mol de soluto en una cantidad ilimitada de una solución de cierta concentración. el efecto térmico producido se llama calor diferencial de solución del soluto a esa concentración, también conocido como calor de solución de una concentración constante, con el símbolo δH diff. La unidad de calor de solución es J. mol-1 o. kJ.mol-1.

Estimación del calor de reacción a partir de la entalpía del enlace

Resumen

Todas las reacciones químicas son en realidad el reordenamiento y combinación de átomos o grupos de átomos. Hay un cambio de energía durante la ruptura de enlaces antiguos y la formación de enlaces nuevos. Este es el efecto térmico de la reacción química. La energía de descomposición del enlace C70: la energía necesaria para descomponer un enlace de una molécula gaseosa. compuesto en un átomo gaseoso se llama energía de descomposición del enlace y se puede medir mediante métodos espectroscópicos.

Es obvio que el orden de ruptura del mismo enlace en la misma molécula es diferente, y la energía requerida también es diferente. Se necesita más energía para romper el primer enlace.

Entalpía de enlace

En las moléculas diatómicas, la entalpía de enlace es igual a la energía de enlace. En una molécula poliatómica que contiene varios enlaces idénticos, la entalpía del enlace es el promedio de las energías de enlace de varios enlaces idénticos. El químico estadounidense L. Pauling planteó la hipótesis de que la entalpía total de enlace de una molécula es la suma de las entalpías de enlace de todos los enlaces de la molécula, y estas entalpías de enlace individuales solo están determinadas por el tipo de enlace, promoviendo así el desarrollo de la teoría del enlace químico. . De esta manera, siempre que la entalpía de enlace de cada enlace se encuentre en la tabla, se puede estimar la entalpía de formación del compuesto y el cambio de entalpía de la reacción química. Obviamente, este método es tosco. En primer lugar, todos los datos sobre las entalpías de los enlaces simples están incompletos y, en segundo lugar, las entalpías de los enlaces simples diferirán de las energías de enlace reales en la molécula.

Efecto de calentamiento isobárico y efecto de calentamiento isovolumétrico

Como se mencionó anteriormente, el calor no sólo está relacionado con los estados inicial y final del proceso, sino también con el camino recorrido por el proceso. Sin embargo, bajo ciertas condiciones especiales, el calor del proceso depende sólo del estado constante del proceso. Generalmente se define como: cuando no hay trabajo de expansión entre el sistema y el ambiente, y las temperaturas de los reactivos y productos son las mismas, el calor absorbido o liberado durante la reacción química se denomina "efecto térmico de la reacción química" o " calor de reacción". Efecto de calor isovolumétrico: QV = δ U (o δ R U) (3-24) Efecto de calor isobárico: QP = δH (3-25) U y H son ambas funciones de estado, δ R U (calor de reacción isobárica) y δ R H ( The valor del calor de reacción isobárica) sólo está relacionado con el estado estacionario y no tiene nada que ver con el camino tomado por el proceso. Por lo tanto, siempre que el proceso se lleve a cabo al mismo volumen o presión, el efecto térmico de la reacción depende sólo del estado constante y no tiene nada que ver con el camino que toma el proceso. Cuando la reacción progresa ξ = 1 mol, es decir, la reacción avanza de acuerdo con la relación de los coeficientes estequiométricos de la fórmula de reacción dada, δr H = δr um, que se denomina "cambio de energía termodinámica de reacción molar", δr H = δr hm, que se denomina "cambio de entalpía de reacción molar", donde el subíndice γ representa la reacción, m representa el mol y la unidad dimensional es J mol-65438. Ahora supongamos que A y D representan reactivos y G y H representan productos, proceda de la siguiente manera: aA dD→gG hH, donde A, D, G y H son los coeficientes de medición de sustancias como A, D, G y H. respectivamente. La conclusión de la importancia del efecto térmico se puede expresar como: (U i y U f son las energías termodinámicas de los reactivos y productos respectivamente) (H i y H f son las entalpías de los reactivos y productos respectivamente) Correspondiente a la Misma reacción, volumen constante y presión constante. Existe la siguiente relación aproximada entre los efectos térmicos de δ γ um y δ γ hm: δ γ hm = δ γ um δ NRT (3-26), donde δ n (o expresado como) es la cantidad de material gaseoso durante la reacción. La derivación de la fórmula (3-26) puede referirse a la Figura 2-15. De la figura, el efecto isovolumétrico del calor: QV = δ γ Umm = δ U1 (3-27) Obviamente δ U1 δ U2 = δ U3 (3-28) y δH3 =δU3 p 1δV =δU3 p 1(V2δδU2 es equivalente a el producto (g G h H) en el estado (p 2, v 1, T 655, comparado con el efecto térmico δ U 1 o δδU 3, el valor es pequeño y puede ignorarse. Podemos poner δu 1≈δU3≈ δγUmm (3-210) y δγHm =δH3 =δU3 p 1δV =δγUmm p 1δV (3-2165438) o p1δ V ≈ δ NRT (3-212) en la fórmula (3-265438) y algunas reacciones y otras reacciones son difíciles para medir directamente, por lo que puede usar la fórmula anterior para convertir δγUmm o δγH m.

¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una batería primaria? (Polos positivos y negativos, polos positivos y negativos; reacción de oxidación y reacción de reducción; ley del movimiento de carga)`(1) Forma de conversión de energía: (2) Nombre del material del electrodo: (3) Reacción del electrodo: (4) Similitudes de reacción y diferencias: reacción de oxidación-reducción (espontánea y no espontánea) en la pizarra, las reglas de electrólisis de soluciones salinas ácido-base, reacciones de electrodos salinos ácido-base, reacciones de electrólisis, cambios de pH (a) solución de ácido sulfúrico, positivo: negativo: decreciente (b) ácido clorhídrico, positivo: negativo: creciente (c): Yin: sin cambios (e) Cloruro de sodio Yang: Yin: aumentar (f) Sulfato de cobre Yang: Yin: disminuir (g) Cloruro de cobre Yang: Yin: - Como Como se puede ver en la tabla anterior, los electrodos inertes se utilizan para electrolizar ácidos y álcalis, solución acuosa salina, las reglas básicas son: 1. El ácido anaeróbico o la electrólisis del ácido anaeróbico es moderado o inactivo. Como (b), (f) y (g). 2. El álcali electrolítico, el ácido que contiene oxígeno o la solución salina alcalina de un ácido que contiene oxígeno equivalen a electrolizar agua. Por ejemplo (a), (c) y (d). 3. Electrólisis de soluciones de oxiácidos de metales inactivos o metales moderadamente activos para generar metales, oxiácidos y oxígeno. Tales como: (f). 4. Electrolizar una solución salina de ácido anaeróbico de metal activo para generar hidrógeno, álcali y metal elemental. Como por ejemplo (e). Cambios en el valor de PH: (1) Evolución de hidrógeno y absorción de oxígeno (2) Electrólisis: (1) El cátodo produce hidrógeno y el ánodo no produce oxígeno (2) El cátodo produce hidrógeno y el ánodo produce oxígeno; El cátodo produce hidrógeno y el ánodo produce oxígeno, el agua se electroliza. Pizarra dos. Aplicación de los principios de la electrólisis (1) Electrólisis de salmuera saturada (-) ( ) Cátodo (Fe) Ánodo (C) NaCl = = = Na Cl- H2O = = H OH-ánodo: Cl-, OH-cátodo: Na, H Descarga capacidad: Cl-> OH-; h gt; Na Ánodo: 2Cl- -2e === Cl2 (reacción de oxidación) Cátodo: 2H 2e == H2 (reacción de reducción) Fenómeno: Se produce gas en ambos polos y el ánodo es gas. Tiene un olor acre, que puede hacer que el papel de prueba de yoduro de potasio y almidón se vuelva azul, dejar caer fenolftaleína en los dos polos y descubrir que la fenolftaleína en el área del cátodo se vuelve roja. Explicación del cátodo: debido a la generación de hidrógeno, se destruye el equilibrio de ionización del agua en el área del cátodo, aumenta la concentración de iones de hidróxido y se genera hidróxido de sodio, por lo que la fenolftaleína se vuelve roja cuando se deja caer. La ecuación de reacción total en la pizarra: 2 NaCl 2H2O = = 2 NaOH H2 Cl2 (cátodo) (ánodo) Introducción del equipo: electrolizador de diafragma vertical ánodo: metal titanio o grafito cátodo: malla de alambre (con una capa de lana de asbesto) ánodo cámara cátodo Cámara Función de diafragma: Mezclar hidrógeno y cloro es explosivo, el cloro reacciona con álcali, separación de hidróxido de sodio y cloruro de sodio: calentamiento y evaporación para precipitar cristales de cloruro de sodio (recristalización). Proceso: disolución de sal, refinación, electrólisis y purificación. Introducción a la fundición del aluminio en la pizarra (2) El aluminio es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre y el metal más utilizado. Pero debido a que es un metal relativamente reactivo y no existe aluminio elemental en la naturaleza, es difícil de fabricar. Reducir la alúmina con sodio es caro, por lo que no se puede producir a granel. En 1886, el joven científico Hall inventó la producción de aluminio electrolítico y luego produjo aluminio a gran escala. Materias primas básicas para escribir en la pizarra: Bauxita (Al2O3) Alúmina pura Punto de fusión: 2045 Fundente refractario: Na3AlF6 Celda electrolítica: Rectangular, con carcasa exterior de acero. El carbono del ladrillo refractario Uchimura se utiliza como electrolizador (cátodo) y los dos bloques de carbono se utilizan como ánodo. Cátodo: 4al3 4Al3 12e === 4Al Ánodo: 6o 2-12e = = = 3o 2 3o 2 Ecuación de reacción total: 2Al2O3=== 4Al 3O2C O2 === CO2 CO2. La densidad del aluminio líquido es mayor que la de la criolita-alúmina fundida, se hunde hasta el fondo del tanque y se retira periódicamente. Pizarra (3) Galvanoplastia: El proceso de aplicar el principio de electrólisis para recubrir una capa de otros metales o aleaciones en la superficie de ciertos metales. Propósito: Mejorar la resistencia a la corrosión del metal y aumentar su apariencia y dureza superficial. Experimento (-) Ánodo: Zn -2e === Zn2 Fe Zn Cátodo: Zn2 2e = = ZnZnCl 2 ZnCl 2 Resultados de galvanoplastia: El zinc en el ánodo continúa disolviéndose, el zinc en el cátodo continúa precipitando y la masa de zinc es igual a la reducción y aumento. La concentración de cloruro de zinc en la solución electrolítica permanece sin cambios.

Cátodo: El objeto a revestir. Ánodo: El metal a revestir. Electrolito: La sal metálica a revestir. Características: El ánodo en sí también participa en la reacción del electrodo (disolución de la pérdida de electrones) y en el refinado del cobre.