Reakcijų energija ir Heso dėsnis

Mokymosi tikslai

Pagal $\Delta H$ ženklą ir energijos diagramą atskirti egzoterminę bei endoterminę reakciją.
Apskaičiuoti tirpalo sugertą arba atiduotą šilumą iš kalorimetrinių duomenų.
Taikyti Heso dėsnį apverčiant, dauginant ir sudedant termochemines lygtis.
Paaiškinti, kuo aktyvacijos energija skiriasi nuo reakcijos entalpijos pokyčio.

Sąvokos

Entalpija, entalpijos pokytis, egzoterminė reakcija, endoterminė reakcija, aktyvacijos energija, aktyvuotoji būsena, kalorimetrija, savitoji šiluminė talpa, Heso dėsnis.

Cheminės reakcijos metu suardomi vieni ryšiai ir susidaro kiti. Sistemos entalpijos pokytis $\Delta H$ nusako šiluminį efektą esant pastoviam slėgiui.

Prisimink

$\Delta H=H_{\text{produktų}}-H_{\text{reagentų}}.$

Egzoterminei reakcijai $\Delta H<0$ : sistema šilumą atiduoda aplinkai.
Endoterminei reakcijai $\Delta H>0$ : sistema šilumą gauna iš aplinkos.
Aktyvacijos energija yra energijos barjeras; ji nėra tas pats, kas $\Delta H$ .

Termocheminėje lygtyje $\Delta H$ priklauso nuo lygties koeficientų ir medžiagų agregatinių būsenų. Padauginus lygtį iš dviejų, $\Delta H$ taip pat padvigubėja; apvertus lygtį, pasikeičia ženklas.

Energijos diagrama

Vertikalioje ašyje žymima sistemos entalpija, horizontalioje – reakcijos eiga. Egzoterminėje diagramoje produktai yra žemiau reagentų. Aukščiausias kelio taškas susijęs su aktyvuotąja būsena. Katalizatorius suteikia kitą kelią su mažesne aktyvacijos energija, tačiau nepakeičia reagentų ir produktų entalpijų, todėl nekeičia $\Delta H$ .

Kalorimetrija

Tirpalo sugertą šilumą apytikriai skaičiuojame:

$q=mc\Delta T,$

kur $m$ – šildomos medžiagos ar tirpalo masė, $c$ – savitoji šiluminė talpa, $\Delta T=T_{\text{gal}}-T_{\text{pr}}$ . Jei tirpalas sušilo, jis gavo teigiamą $q$ , o reakcija tiek pat šilumos apytikriai atidavė: $q_{\text{reakcijos}}\approx-q_{\text{tirpalo}}$ .

Išspręstas pavyzdys

$100{,}0\ \mathrm{g}$ tirpalo temperatūra pakilo $5{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ . Laikant $c=4{,}18\ \mathrm{J\,g^{-1}\,K^{-1}}$ :

$q_{\text{tirpalo}}=100{,}0\cdot4{,}18\cdot5{,}0=2{,}09\cdot10^3\ \mathrm{J}=2{,}09\ \mathrm{kJ}.$

Reakcija išskyrė maždaug $2{,}09\ \mathrm{kJ}$ , tad jos $q$ šiame bandyme neigiamas. Tikslesniame tyrime įvertinama kalorimetro šiluminė talpa ir šilumos nuostoliai.

Heso dėsnis

Entalpija yra būsenos funkcija, todėl bendras $\Delta H$ priklauso tik nuo pradinės ir galutinės būsenų. Reakcijų lygtis galima sudėti taip, kad tarpinės medžiagos susiprastintų; taip pat sudedami jų $\Delta H$ .

Jei:

$\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)},\quad \Delta H_1=-394\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},$

$\ce{CO(g) + 1/2 O2(g) -> CO2(g)},\quad \Delta H_2=-283\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},$

tai antrą lygtį apvertus ir sudėjus gauname:

$\ce{C(s) + 1/2 O2(g) -> CO(g)},\quad \Delta H=\Delta H_1-\Delta H_2=-111\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.$

Standartinės susidarymo entalpijos ir maisto energinė vertė

Kai pateiktos standartinės susidarymo entalpijos, reakcijos entalpija skaičiuojama įvertinus lygties koeficientus:

\Delta_r H^\circ=\sum \nu\Delta_f H^\circ(\text{produktų})- \sum \nu\Delta_f H^\circ(\text{reagentų}).

Stabilios elemento paprastosios medžiagos standartinės būsenos $\Delta_f H^\circ$ laikoma lygi nuliui. Būtina naudoti lentelėje nurodytas agregatines būsenas, nes, pavyzdžiui, $\ce{H2O(l)}$ ir $\ce{H2O(g)}$ entalpijos skiriasi.

Maisto mėginio energinė vertė gali būti apytikriai siejama su degant išsiskyrusios šilumos ir mėginio masės santykiu, pavyzdžiui, $85\ \mathrm{kJ}/5{,}0\ \mathrm{g}=17\ \mathrm{kJ\,g^{-1}}$ . Laboratorinis degimo bandymas gali nuvertinti rezultatą dėl nepilno degimo ir šilumos nuostolių; biologinė įsisavinamoji energija taip pat nėra automatiškai tapati idealiai degimo šilumai.

Dažnos klaidos

Egzoterminės reakcijos $\Delta H$ užrašomas teigiamas, nes „temperatūra padidėjo“.
Apvertus lygtį nepakeičiamas $\Delta H$ ženklas.
Katalizatoriui priskiriamas pusiausvyros ar reakcijos entalpijos pakeitimas.
Kalorimetrijoje J ir kJ sumaišomi arba naudojama tik reagento, o ne viso tirpalo masė, kai sąlyga nurodo tirpalą.

Pasitikrink

Koks $\Delta H$ ženklas, jei produktų entalpija didesnė už reagentų?
Kaip pasikeičia $\Delta H$ , termocheminę lygtį padauginus iš $3$ ?
Kodėl katalizatorius pagreitina ir tiesioginę, ir atvirkštinę reakcijas?

Kraunama pamokos praktika…

Oficialūs šaltiniai

SRC-BP-V1269 – Chemijos bendroji programa, IV gimnazijos klasė, cheminių reakcijų energetika.
SRC-EMOKYKLA-CHEM – oficialus Bendrosios programos atvaizdavimas eMokykloje.
SRC-IR-2025 – III–IV gimnazijos klasių įgyvendinimo rekomendacijos; naudota kalorimetrijai ir Heso dėsnio taikymui.

Santrauka

$\Delta H$ aprašo pradinių ir galutinių būsenų energijos skirtumą, o aktyvacijos energija – reakcijos kelio barjerą. Kalorimetrija matuoja šilumos mainus, Heso dėsnis leidžia skaidyti reakciją į patogius etapus.