Termochemie a samovolnost chemických reakcí

Termochemie je oblast termodynamiky, která se zabývá studiem tepelného zabarvení chemických reakcí. Tato věda zkoumá, zda se teplo při chemické reakci uvolňuje, nebo naopak spotřebovává. Tepelná energie vzniká či je spotřebována v důsledku štěpení vazeb ve výchozích látkách a vzniku nových vazeb v produktech. Na rozštěpení vazeb je třeba energii dodávat, zatímco při vzniku vazeb se energie uvolňuje.

Většina chemických reakcí probíhá za izobarických podmínek (konstantní tlak), kdy je reakční teplo rovno entalpii ΔQp = ΔHp. Podle tepelného zabarvení dělíme reakce na exotermické a endotermické.

Exotermické reakce

Reakce, při kterých systém teplo uvolňuje, se nazývají exotermické. V takovém případě je změna entalpie za konstantního tlaku záporná (ΔH < 0), systém předal teplo do okolí a je o tuto energii chudší. Průběh těchto dějů může být doprovázen i světelnými efekty, například hořením.

Mezi exotermní reakce patří například hoření železa v kyslíkové atmosféře, hoření hořčíkové pásky, ředění kyselin, katalytický rozklad peroxidu vodíku oxidem manganičitým, zapálení prskavky. Kromě „prudkých“ reakcí existují i reakce, ve kterých se také uvolňuje energie, a přitom nemusí hořet. Příkladem mohou být některé krystalizace.

Příkladem exotermické reakce je hoření uhlíku:

C + O₂ → CO₂ + 395 kJ

Reakční teplo má v tomto případě zápornou hodnotu.

Endotermické reakce

Reakce spojené se spotřebou tepla jsou označovány jako endotermické. V tomto případě je změna entalpie za konstantního tlaku kladná (ΔH > 0), systém od okolí energii přijal. Hovoříme o endotermických reakcích, kterým musíme energii dodávat.

Standardní stav a reakční tepla

Reakční tepla závisí na okolních podmínkách, jako je teplota, tlak a skupenství reaktantů. Aby bylo možné reakční tepla navzájem porovnávat (například pro účely vytápění), je třeba zavést stejné podmínky pro všechny reakce. Proto byl stanoven tzv. standardní stav, kterým je látka ve své nejstálejší modifikaci při teplotě 298,15 K (25 °C) a tlaku 101325 Pa (101,325 kPa).

Standardní reakční entalpie udává změnu entalpie určité reakce za těchto standardních podmínek. Obvykle se označuje jako ΔH°298. Pro zjednodušení se při teplotě 25 °C značí pouze ΔH°.

Termochemické zákony

Existují dva základní termochemické zákony, které nám pomáhají s výpočty reakčních tepel.

První termochemický zákon (Lavoisier-Laplaceův zákon)

První termochemický zákon, formulovaný v roce 1780 Lavoisierem a Laplacem, říká, že reakční entalpie přímé a zpětné reakce jsou až na znaménka stejné. Teplo, které je třeba dodat k reakci provedené jedním směrem, je až na znaménko stejné jako teplo reakce zpětné.

Druhý termochemický zákon (Hessův zákon)

Druhý termochemický zákon, formulovaný Hesssem, umožňuje počítat reakční entalpie reakcí, které jsou neproveditelné, těžko dostupné nebo vícestupňové. Tento zákon říká, že celková entalpie reakce závisí pouze na počátečním a konečném stavu reakce, nikoli na cestě, kterou reakce probíhá. Celkové tepelné zabarvení vícestupňové reakce je dáno součtem reakčních entalpií všech dílčích reakcí.

Díky Hessovu zákonu můžeme s termochemickými rovnicemi provádět stejné algebraické operace jako v matematice s algebraickými rovnicemi.

Slučovací a spalné teplo

Pro zjednodušení výpočtů se zavádějí tzv. slučovací a spalná tepla.

• Slučovací teplo sloučeniny je reakční teplo reakce, při níž vznikne jednotkové látkové množství (1 mol) této sloučeniny přímo z prvků v nejstálejším stavu za daných podmínek. Standardní slučovací teplo (ΔH°sluč) je definováno pro standardní stav.
• Spalné teplo dané látky (ΔH°spal) je standardní reakční teplo reakce, při které dojde ke spálení 1 molu této látky v nejstálejší podobě za standardních podmínek na konečné spalné produkty (obvykle nejstálejší oxidy).

Standardní slučovací a spalná tepla lze nalézt v chemických tabulkách. Často se označují symboly jako ΔHf°, ΔHb° nebo ΔHsp.

Samovolnost chemických reakcí

Samovolnost (spontánnost) chemických reakcí je ovlivněna nejen entalpií (ΔH), ale také entropií (S). Entropie je stavová veličina, která je mírou neuspořádanosti systému. Systém se snaží o co možná nejnižší energii, ale zároveň o co nejvyšší entropii.

Gibbsova energie

Pro posouzení samovolnosti dějů se používá Gibbsova energie (G), která je definována vztahem G = H - TS, kde H je entalpie, T je absolutní teplota a S je entropie. Děj probíhá samovolně, pokud při konstantní teplotě a tlaku dochází k poklesu Gibbsovy energie (ΔG < 0).

Faktory ovlivňující reakční teplo a rychlost

Hodnota reakční entalpie závisí mimo jiné na teplotě, při níž reakce probíhá, ale také na skupenském stavu. U plynných reakčních složek také na jejich tlaku. Měření entalpie se nejčastěji provádí pomocí kalorimetrie.

Kromě termochemie, která se zabývá energetickou bilancí reakcí, je důležitá i chemická kinetika, která studuje rychlost chemických reakcí. Rychlost reakce ovlivňuje řada faktorů:

• Koncentrace reaktantů: Podle Guldberg-Waagova zákona závisí rychlost reakce na koncentraci reaktantů.
• Teplota: Zvýšením teploty o pouhých 10 °C se rychlost reakce zvýší 2-4krát.
• Velikost povrchu: Práškový materiál reaguje mnohem rychleji než kusy, protože má větší plochu pro kontakt.
• Katalyzátor: Katalyzátor urychluje reakci, ale sám se nespotřebovává.
• Inhibitor: Inhibitor naopak reakci zpomaluje.

Podle teorie aktivovaného komplexu musí reaktanty překonat určitou energetickou bariéru, aby mohla reakce proběhnout.

Chemická rovnováha

Chemická rovnováha je dynamický stav, kdy se rychlost přímé reakce rovná rychlosti zpětné reakce. Rovnováhu lze ovlivňovat přidáním či ubráním látek, změnou teploty nebo tlaku. Zvýšení teploty posune rovnováhu směrem k endotermické reakci. Rovnovážná konstanta K udává, na kterou stranu se rovnováha „kloní“.

tags: #termochemie #a #samovolnost #chemickych #reakci #maturita