Standardní stav, reakční enthalpie, termochemické zákony

Standardní stav

Standardní stav:

• teplota 298,15 K (25 °C),

• tlak 101,325 kPa (1 atmosféra),

• látka je ve své nejstálejší modifikaci:

  např. u uhlíku je to grafit, u vápence kalcit.

Reakční enthalpie

Reakční enthalpie je extenzivní stavová veličina, která popisuje výměnu tepla s okolím. Absolutní hodnotu enthalpie nelze změřit, avšak můžeme zjistit její změnu ΔH.

Změnu entalpie lze změřit pouze za tzv. standardního stavu.

Standardní reakční enthalpie udává změnu enthalpie určité reakce při teplotě 298,15 K (25 °C) a tlaku 101,325 kPa. Standardní reakční enthalpii označujeme obvykle jako ΔH°₂₉₈.

Termochemické zákony

1. termochemický zákon (Laplaceův – Lavoisierův)

V roce 1780 tento zákon formulovali Lavoisier a Laplace. Proto se tento zákon nazývá Lavoisier-Laplaceův zákon:

Reakční teplo přímé i zpětné reakce je stejné až na znaménko.

Příklad:

N₂ (g) + 3 H₂ (g) → 2 NH₃ (g)                               ΔH^o₂₉₈ = - 92,4 kJ·mol^-1

2 NH₃ (g) → N₂ (g) + 3 H₂ (g)                               ΔH^o₂₉₈ = + 92,4 kJ·mol^-1

Uvedené zkratky pro skupenské stavy pocházejí z anglických názvů:
pevná látka – s (solid)
kapalná látka – l (liquid)
plynná látka – g (gas)

Příklad:

hoření vodíku v kyslíku

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g) ΔH^o₂₉₈ = -483,6 kJ·mol^-1

rozklad vody

2 H₂O (g) → 2 H₂ (g) + O₂ (g) ΔH^o₂₉₈ = 483,6 kJ·mol^-1

2. termochemický zákon (Hessův)

Tento zákon formuloval v roce 1840 Hess. Označuje se tedy jako Hessův zákon.

Reakční enthalpie chemické reakce nezávisí na způsobu jejího průběhu, ale pouze na počátečním a konečném stavu soustavy.

platí: ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

Z druhého termochemického zákona tedy vyplývá, že celkové tepelné zabarvení vícestupňové reakce je dáno součtem reakčních enthalpií všech dílčích reakcí. S termochemickými rovnicemi tedy provádíme stejné operace (sčítání, odčítání, násobení čísly) jako v matematice s rovnicemi. Stejné matematické operace pak provádíme s reakčními enthalpiemi. 

Příklad:

Sn (s) + 2 Cl₂ (g) → SnCl₄ (l) ΔH = ?

(1): Sn (s) + Cl₂ (g) → SnCl₂ (s) ΔH₁ = -349,4 kJ·mol^-1

(2): SnCl₂ (s) + Cl₂ (g) → SnCl₄ (l) ΔH₂ = -195,3 kJ·mol^-1

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

ΔH = -349,4 + (-195,3)

ΔH = -544,7 kJ·mol^-1

Reakční teplo lze vypočítat i ze známých vazebných (disociačních) energií.

Platí vztah:

ΔH = ΔE = Σ E_vazebná (produkty) - ΣE_vazebná (reaktanty)

Příklad:

Vypočítejte ΔH reakce:

CH₄ (g) + 4 F₂ (g) → CF₄ (g) + 4 HF (g)

E_vazebná (C – H) = -416,17 kJ/mol

E_vazebná (C – F) = -489,86 kJ/mol

E_vazebná (H - F) = -569,40 kJ/mol

E_vazebná (F - F) = -158,26 kJ/mol

zánik vazeb:

4 mol vazeb C - H

4 mol vazeb F - F

vznik vazeb:

4 mol vazeb C - F

4 mol vazeb H - F

ΔH = ΔE = Σ E_vazebná (produkty) - ΣE_vazebná (reaktanty)

ΔH = [4 · (-569,40) + 4 · (-489,86)] - [4 · (-416,1) + 4 · (-158,26)] 

ΔH = -1939,32 kJ/mol

Zdroje

• FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001, ISBN 80-7235-147-8.
• HONZA, Jaroslav a Aleš MAREČEK. Chemie pro čtyřletá gymnázia 1. díl. Brno: DaTaPrintBrno, 1996, ISBN 80-902200-4-5.  
• ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996, ISBN 80-7182-003-2.

Přílohy