Hőenergia, / Q /: Az energia átmeneti formája, amely magasabb hőmérsékletű testről az alacsonyabb hőmérsékletű testre önként megy át külső munkavégzés nélkül.
Munka, / W / : Termodinamikai szempontból van hasznos munka, amit a rendszer a térfogati munkán felül végez és nem hasznos munka, amely a molekuláris vonzó- és taszítóerők leküzdésére fordítódik.
A termokémiai reakciókban a folyamatokat két szempont szerint vizsgáljuk:
izoterm – izochor: T = konst. és V = konst.
|
izoterm – izobár: T = konst. és p = konst.
|
Izoterm – izochor esetben nincs munkavégzés:
W = 0 és Q = ΔU.
Az átalakulási ill. reakcióhő a belső energia megváltozásával egyenlő.
Izoterm - izobár esetben már van munkavégzés: W ≠ 0.
4.1 ábra.
A 4.1. ábrán látható hengerbe, amelyben súrlódásmentesen, de jól záró dugattyú szabadon mozoghat, tegyünk vasforgácsot és öntsünk rá sósavat.
Tegyük fel, hogy az anyagmennyiségeket úgy választottuk meg, hogy 22,41 dm3, 273 K-es és 105 Pa nyomású hidrogéngáz fejlődik, amely térfogati munkát végez:
-Wp = pA ΔS = pΔV = p / V2 – V1 /,
a mi esetünkben ΔV = V = 22,41 dm3.
Tehát p = konst. esetben a W helyére
-W = p / V2 – V1 / -et helyettesítve:
U2 – U1 = - p / V2 – V1 / + Q és rendezve:
/ U2 + pV2 / - / U1 + pV1 / = Q
Az U + pV kifejezést H–val jelölve:
H2 – H1 = QpT ahol a H egy állapotfüggvény: entalpia.
Az entalpiaváltozás egyenlő az állandó nyomáson mért reakcióhővel.
Ezért mindenfajta átalakulási és reakcióhőt H–val fogjuk jelölni.
Termokémiai szempontból megkülönböztetünk hőtermelő = exoterm és hőelnyelő = endoterm folyamatokat.
Például:
C + O2 = CO2 ΔH = - 394 kJ/mol
exoterm folyamat, mivel a rendszer hőt adott le, az energiakészlete csökkent, tehát a reakcióhő negatív.
2. 4.2 A reakcióhő meghatározása keverési kaloriméterrel
A reakcióhőt kaloriméterrel mérjük. A tökéletes kaloriméter olyan edény, amely a környezetétől elszigetelt, azaz hő be- és kiáramlásával szemben zárt rendszer. Erre a célra legmegfelelőbb a termoszedény.
4.2 ábra.
Az ábrán látható, hogy az egymással kémiai reakcióba lépő A és B vegyület eleinte el van egymástól különítve. A kezdeti t1 hőmérséklet beállta után üvegbottal áttörjük a kémcső alját, az A és B anyag reakcióba lép. A hőmérséklet először nagy, majd egyre kisebb értékekkel változik. Az áttörés pillanatától számítva a hőmérsékletet egészen addig kell észlelni, amíg az számottevően meg nem változik. Végső hőmérséklet: t2.
A reakcióhő kiszámítása:
Q = [(mA + mB ) C + V ] (t2 – t1 ) joule,
ahol:
mA és mB a kaloriméterben és a kémcsőben lévő oldatok tömegei ( g )
c az oldatok fajhője ( joule / mol fok )
V a kaloriméter vízértéke ( joule / fok )
t1 és t2 a kezdeti és végső hőmérséklet ( K )
A mérés folyamán a hő egyenletes eloszlásáról állandó keveréssel kell gondoskodni.
3. 4.3 Képződési hő
A képződési hő valamely vegyület 1 móljának elemeiből való képződésekor felszabaduló, ill. elnyelődő hőmennyiség. A képződéshőket 298 K-re és 105 Pa nyomásra vonatkoztatják.
A képződéshő izoterm – izobár folyamatban, mint láttuk, az entalpia megváltozásával egyenlő, ezért H0 –al jelöljük.
Mértékegysége : kJ · mol-1.
Pl.:
Ca + S + 2O2 = CaSO4 ΔH = - 1534,59 kJ· mol-1
40.08 32,06 4·16 136,14
Tehát ha 136,14 g gipsz elemeiből keletkezik akkor: - 1534,59 kJ·mol-1 hő fejlődik.
Meg kell jegyezni, hogy az elemek képződéshője nulla.
Néhány vegyület képződési reakciója és standardképződéshője:
4.1. táblázat - 4.3.1 táblázat
Képződési reakciók
|
Standardképződéshők ΔH (kJ · mol-1)
|
C(grafit,s) + ½ O2(g) = CO(g)
|
- 112,37
|
C(grafit,s) + O2(g) = CO2(g)
|
- 395,44
|
S(rombos,s) + 2 O2(g) + H2(g) = H2SO4(l)
|
- 810,38
|
Fe(s) + ½ O2(g) = FeO(s)
|
- 268,79
|
3Fe(s) + 2 O2(g) = Fe3O4(S)
|
- 1117,04
|
2 Fe(s) + 1,5 O2(g) = Fe2O3(s)
|
- 831,08
|
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(g)
|
- 241,96
|
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l)
|
- 286,04
|
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(s)
|
- 292,24
|
C(grafit,s) + 2 H2(g) = CH4(g)
|
- 74,82
|
½ N2(g) + 1,5 H2(g) = NH3(g)
|
- 45,64
|
½ H2(g) + ½ Cl2(g) = HCl(g)
|
- 92.53
|
½ N2(g) + 2 H2(g) + ½ Cl2(g) = NH4Cl(s)
|
- 315,27
|
Megkülönböztetünk exoterm és endoterm képződéshőjű vegyületeket.
Pl.: ΔH0víz = - 285,99 kJ· mol-1 /exoterm/
ΔH0cs2 = + 117,08 kJ· mol-1 /endoterm/.
A termokémiai egyenletekben az egyes vegyületek képlete mellett reakcióhőjüket és az adott hőmérsékleten stabilis halmazállapotukat is fel kell tüntetni. A különböző vegyületeknek különböző halmazállapotban eltérő a belső energiatartalmuk, ill. entalpiájuk. Az alkalmazott jelölések:
szilárd fázis s (solidus),
|
folyékony fázis l (likquidus),
|
gázfázis g (gáz),
|
híg vizes oldat esetén aq (aqua, víz).
|
4. 4.4 Közömbösítési hő
Közömbösítési hőnek, azt a hőt nevezzük, ami akkor szabadul fel, ha valamely sav és bázis kémiailag egyenértékű mennyiségei híg vizes oldatban egymással sóvá egyesülnek. Pl.: HCl + NaOH = NaCl + H2O
Egyértékű erős bázisok és erős savak esetében mólnyi mennyiségeik reakciójakor gyakorlatilag azonos nagyságú hő szabadul fel: - 56,5 kJ/mol. Ennek az a magyarázata, hogy az ilyen semlegesítési reakciók teljesen disszociált elektrolitok oldataiban végbemenő ionreakciók, ahol a fém és savmaradék ionokkal semmiféle változás nem történik, csak a hidrogén és hidroxilionok egyesülnek vízzé. A folyamat hőeffektusa a ΔH = - 56,5 kJ/mol közömbösítési hő.
A közömbösítés mindig exoterm folyamat : ΔH < 0.
5. 4.5 Módosulatváltozási hő
Azt a hőt, amely valamely anyag mólnyi mennyiségének allotróp átalakulásakor a környezettel kicserélődik, módosulatváltozási hőnek nevezzük.
Ha például az kén β kénné alakul át, T = 369 K–en melegítve:
Sα → Sβ ΔH = + 0.335 kJ/mol
Pfehér → Pvörös ΔH = - 15.5 kJ/mol (a folyamat önként végbemegy).
Az exoterm reakciók önként végbemenő folyamatok. A fémek károsodását okozó korróziós folyamatok mindig exotermek. Így a legtöbbet csak külső beavatkozással lehet megvédeni.
6. 4.6 Fázisátalakulási hők
6.1. 4.6.1 Olvadáshő
Az a hő, amely valamely szilárd anyag mólnyi mennyiségének olvadásponton való megolvasztásához szükséges. Pl.:
Jég – víz + 6,03 kJ/mol;
Kéndioxid + 7,37 kJ/mol.
A műszaki, technológiai gyakorlatban inkább a fajlagos tömegegységre vonatkoztatott értékkel számolnak. Pl.:
jég – víz
|
(4.1)
|
Fordított folyamat a fagyás hője (fagyáshő) mindig negatív.
6.2. 4.6.2 Párolgáshő
A folyadék 1 móljának adott hőmérsékleten történő gőzzé alakításához szükséges hő. Pl.:
Etilalkohol + 38,93 kJ/mol T = 373 K
Víz – gőz + 40,73 kJ/mol T = 373 K
6.3. 4.6.3 Szublimációs hő
Az a hő amely a szilárd anyag 1 móljának adott hőmérsékleten történő gőzzé alakításához szükséges. Ez a hő mindig pozitív. Az ennek megfelelő megfordított folyamat a kondenzáció hője (kondenzációs hő) mindig negatív.
6.4. 4.6.4 Módosulatváltozási hő
: A szilárd anyag 1 móljának az átalakulás hőmérsékletén a másik módosulatba történő átmenetnél fellépő hőváltozás. Ez lehet pozitív és negatív is attól függően, hogy melyik szilárd fázis a kiindulás és melyik a végállapot.
7. 4.7 Oldáshő
Az oldáshő az a hő, amely akkor szabadul fel, ill. akkor vonódik el a környezetből, ha valamely vegyület mólnyi mennyiségét nagy oldószer feleslegben feloldjuk. A vegyületek egy részének oldásakor az oldószer lehül, más vegyületek oldásakor felmelegszik. Így beszélünk endoterm és exoterm oldáshőjű anyagokról. Pl.:
NaCl(s) + n H2O = NaCl(aq) ΔH = 4,02 kJ/mol n>>1
H2SO4(l) + n H2O = H2SO4(aq) ΔH = - 74,94 kJ/mol
Ha pl. 16 – 17 °C hőmérsékletű vízben nátrium-tioszulfátot, fixirsót adunk, az oldat annyira lehűl, hogy az edény oldala bepárásodik. Tömény kénsav, égetett szóda, rézszulfát… oldásakor erős hőfejlődést tapasztalunk.
Fontos gyakorlati szabályok: Endoterm oldáshőjű anyagok oldásához meleg oldószert kell használni, mivel a hűtés a szilárd és cseppfolyós vegyületek oldhatóságát csökkenti és az oldás időtartamát erősen megnöveli.
Tömény savakat úgy kell hígítani, hogy a savat öntjük vékony sugárban a vízbe, és nem megfordítva!
A fizikai oldást kísérő hőjelenségek magyarázata: A szilárd anyag részecskéi között kisebb – nagyobb összetartó erő működik, amellyel szemben hat a hőmozgás. A hőmozgás megnövekedéséhez, amely a kohézió megszűnéséhez vezet az anyag az oldószerből, mint közvetlen környezetéből meríti az energiát. A molekuláira (ionjaira) szétesett anyag az oldószer molekuláival külső mechanikus behatás nélkül, diffúzió útján keveredik, és az adott oldattérfogatban egyenletesen eloszlik. Ez a folyamat a párolgással analóg és lehűléssel jár. A hőfejlődést az oldott anyag és az oldószer molekuláinak kölcsönhatása okozza. A víz mint a leggyakoribb oldószer molekulái dipólusokat alkotnak, azaz bennük a pozitív és negatív töltés súlypontjai nem esnek egybe. Oldáskor az anyagok egy része ionokra, azaz elektromos töltésű részecskékre bomlik. Ezekhez az ionokhoz a víz dipolusmolekulái ellentétes pólusaikkal, elektrosztatikusan hozzákötődnek.
A folyamatot víz esetén hidratációnak, bármely más oldószer esetén szolvatációnak nevezzük. A hidratáció a részecskéket alacsonyabb energiaszintre juttatja, ezért a folyamat energia-felszabadulással, hőfejlődéssel jár. Végső fokon az előbb említett két oldási mechanizmus egymáshoz való aránya határozza meg, hogy eredőjében az oldás hőfejlődéssel vagy lehűléssel jár-e.
8. 4.8 Fajhő, atomhő, mólhő
A fajhő az a hő, amely valamely anyag 1 grammjának vagy kilogrammjának a hőmérsékletét 1 K-nel emeli.
Mértékegysége: J/kg·K.
A hőmennyiség egységének a víz fajhőjét választották: 1 J/g·K
Összehasonlítva más anyagok fajhőjével, igen nagy érték. Ezzel magyarázható a víz hőtároló képessége, hőkapacitása, amely jelentős klímabefolyásoló tényező (mediterrán klíma).
Hőkapacitás : az a hő, amely az anyag "m" grammjának a hőmérsékletét 1 K–nel emeli, jele: K, (K= c·m). Mértékegysége: [K] = J/K.
Atomhő az a hő, amely valamely elem gramm-atomtömegnyi mennyiségének hőmérsékletét 1 K-nel emeli. Az atomhőt megkapjuk, ha a fajhőt az atomtömeggel megszorozzuk : CA = c·A. Dulong és Petit azt tapasztalták, hogy a fémek atomhője állandó nyomáson és szobahőmérsékleten megközelítően:
CA = c·A = 26,8 joule
A fenti szabály nem szigorú törvényszerűség.
A mólhő az a hő, amely egy anyag móltömegnyi mennyiségének hőmérsékletét 1 K-nel emeli: Cm =c·M, Mértékegysége: J/mol·K
A mólhő segítségével valamely anyag által leadott vagy felvett hőmennyiséget a következőképpen számoljuk ki:
1 mólra: Q = C/T2 – T1 / J
„n” mólra Q = nC /T2 – T1/ J.
9. 4.9 Termokémiai folyamatok leírása egyenletekkel
Ha a kémiai folyamatokban résztvevő anyagok vegyjelein, képletein kívül a reakcióhőt, halmazállapotokat és módosulatokat is feltüntetjük, termokémiai egyenlethez jutunk. Pl.:
C(s) + O2 = CO2(g) ΔH = - 393,7 J
12 g 32 g 44 g
Tehát ha 12 g szilárd szén 32 g oxigéngázzal 44 g széndioxid gázzá egyesül, 393,7 J hő szabadul fel.
KOH·aq + HCl·aq = KCl · aq ΔH = 57,77 J
A termokémiai egyenletek segítségével kiszámíthatók olyan hőeffektusok mint a képződéshők, reakcióhők stb. Ezeket kísérleti úton vagy nehéz vagy lehetetlen meghatározni.
10. 4.10 A termokémia főtétele: Hess törvénye
Hess törvénye (1840) kimondja, hogy a kémiai folyamatok reakcióhőjét a kezdeti és végállapot egyértelműen meghatározza. A reakcióhő független az esetleges részletfolyamatok számától, minőségétől és sorrendjétől. A törvény lényegének megértéséhez nézzük a következő folyamatot. Ammónium-klorid oldatot elvileg kétféle módon kaphatunk.
Az első módszer szerint a gáz alakú NH3-át és HCl-at külön-külön vízben feloldjuk (I. és II.folyamat), majd a két oldatot összeöntjük (III.folyamat).
NH3(g) + n H2O = NH3(aq) n >> 1 ΔH(NH3) = - 34,7 kJ/mol
HCl(g) + n H2O = HCl(aq) n >> 1 ΔH(HCl) = - 73,3 kJ/mol
NH3(aq) + HCl(aq) = NH4Cl(aq) ΔH(III.) = - 51,5 kJ/mol
_______________________________________________________
NH3(g) + HCl(g) + H2O = NH4Cl(aq) ΔH = - 159,5 kJ/mol
A másik módszer szerint ugyancsak 1 mol NH3 és 1 mol HCl-gázból indulunk ki, úgy hogy először a két gázt reagáltatjuk egymással (I. folyamat) és utána a keletkezett NH4Cl–ot oldjuk sok vízben (II. folyamat).
NH3(g) + HCl(g) = NH4Cl(s) ΔH(l) = - 176,3 kJ/mol
NH4Cl(s) + n H2O = NH4Cl(aq) ΔH(II) = - 15,9 kJ/mol
__________________________________________________
NH3(g) + HCl(g) + n H2O = NH4Cl(aq) ΔH = - 160,4 kJ/mol
A két egyenletrendszerből látszik, hogy a más-más úton kapott végreakció azonos és a reakcióhő mértéke is gyakorlatilag megegyezik.
Bármely más egyenletre Hess tétele ugyanígy bizonyítható!
11. 4.11 A reakcióhő és a képződéshők kiszámítása
A reakcióhőt a keletkezett és a kiindulási vegyületek képződéshői algebrai összegének a különbsége adja meg:
ΣrB·ΔHoB - ΣrA·ΔHoA = ΔH,
ahol ΔHoB a keletkezett B-ik komponens standard entalpiája, ill. képződéshője 298 K-en és 105 Pa nyomáson, mértékegysége J/mol;
ΔHoA az A kindulási komponens képződéshője, rA és rB a termokémiai egyenletben szereplő sztöchiometrikus együtthatók. ΔH reakcióhő, mértékegysége joule.
A fenti összefüggés lehetővé teszi olyan vegyületek képződéshőinek kiszámítását, amelyeket kaloriméterrel nem tudunk meghatározni.
Pl.: Számítsuk ki a butángáz mólnyi mennyiségének tökéletes oxidációjakor felszabaduló hőmennyiséget!
C4H10(g) + 6,5 O2(g) = 4 CO2(g) + 5 H2O(l) ΔH = ?
Képződéshők táblázatból:
ΔHo (CO2) = - 394 kJ/mol
ΔHo (H2O) = - 286 kJ/mol
ΔHo (C4H10) = - 144 kJ/mol
ΔH = 4 ΔHo(CO2) + 5 ΔHo(H2O) - [ΔHo(C4H10) + 6,5 ΔHo(O2)]
Az utolsó tag nulla, mivel az elemek képződéshője nulla.
ΔH = 4 (-394) + 5 (-286) - (-144) = - 2880 kJ
Ha a keletkező víz gőzhalmazállapotú:
ΔHo (H2O(g)) = - 242 kJ/mol
ΔH = 4 (- 394) +5 (- 242) – (-144) = -2660 kJ
Az utóbbi esetben a reakcióhő kisebb. A jelenség oka az, hogy az oxidációs hő egy része a víz elpárologtatására fordítódott. Ezzel magyarázzuk az égéshő és a fűtőérték közötti különbséget.
A technológiai gyakorlatban az égéshőt nem mólnyi, hanem fajlagos értékre 1 kg-ra ill. normál köbméterre adják meg!
12. 4.12 Az égési reakció termotechnikai paraméterei
Égéshő alatt a fölös oxigénben történő tökéletes elégéskor szabaddá váló hőt értjük. Kémiailag egységes anyagoknál ezt mólnyi mennyiségre, kémiailag nem egységes anyagoknál (pl: kőszén, világítógáz, olajok stb.) g-ra, kg-ra, ill. m3-re szokás vonatkoztatni.
Tüzelőanyagok esetén égéshőnek nevezzük az 1 kg–ra és 20 °C-os tüzelőanyag elégetésekor fejlődő hőt, ha:
a tüzelőanyag széntartalma CO2–dá,
|
kéntartalma SO2-dá,
|
H2 tartalma vízzé ég el úgy, hogy ez a víz, valamint a tüzelőanyag eredeti víztartalma cseppfolyós halmazállapotban lesz jelen az égéstermékekben és az égéstermékek 20 °C-osak.
|
Különbözik az égéshőtől a tüzelőanyag fűtőértéke, ez az a hő, ami akkor szabadul fel, ha az égéskor keletkezett víz és a tüzelőanyag eredeti nedvességtartalma gőzállapotban van jelen az égéstermékben. A fűtőérték tehát a víz kondenzációs hőjével kisebb, mint az égéshő.
Az égéshőtől szigorúan meg kell különböztetni az égési hőmérsékletet, aminek nagysága a fejlődött égéshőn kívül az elégés módjától, a kemence, a fűtőberendezés kialakításától, valamint az égéstermék gázok magas hőmérsékleten végbemenő endoterm disszociációjának hőmérsékletcsökkentő hatásától is függ: (CO2 = C + O2 ; H2O = H2 + ½ O2)
13. 4.13 Feladatok
1.
Aluminotermikus eljárással alumínium por segítségével fém krómot állítunk elő oxidjából (Cr2O3). Mennyi alumínium és mennyi krómoxid kell 1 kg tiszta króm előállításához 100%-os kihozatalt feltételezve? (Atomsúlyok: Cr: 52, O: 16; Al: 27)
Megoldás:
A folyamat az alábbi egyenlet szerint zajlik:
2 Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2Cr
atomsúlyok: 54 104+48 104
152
Az egyenlet megmutatja az ekvivalens mennyiségeket: ahhoz, hogy 104 g krómot nyerjünk, 54 g alumínium és 152 g krómoxid szükséges. 1 kg króm nyeréséhez a kívánt mennyiségeket ennek alapján aránypárokkal határozzuk meg:
|
(4.2)
|
és
|
(4.3)
|
2.
Mennyi hő szabadul fel 1-1 mol gáz halmazállapotú ammónia és sósavgáz ammóniumkloriddá való elreagálása során?
(Standard képződéshők [kJ/mol]-ban: NH3(g): -45,64; HCl(g): -92,53; NH4Cl(s): -315,27)
Megoldás:
A folyamat az alábbi egyenlet szerint zajlik:
NH3(g) + HCl(g): → NH4Cl(s)
Standard képződéshők [kJ/mol]-ban -45,64 -92,53 -315,27
A folyamat termikus eredményét akkor kapjuk meg, ha a végtermékek standard képződéshőiből kivonjuk a kiindulási anyagokéit (természetesen a sztöchiometriai együtthatók figyelembe vételével):
ΔH = -315,27 – (-45,64 - 92,53) = -177,11 kJ/mol
5. fejezet - Elektrokémia
Az elektrokémia, az elektromos áram hatására bekövetkező kémiai változásokkal, valamint a kémiai átalakulások által előidézett elektromos jelenségekkel foglalkozik. Kémiai reakciók segítségével elektromos áramot lehet termelni, az elektromos energiát kémiai anyagok formájában tárolják, majd a felhasználás helyén és idejében ismét visszanyerik. Elektromos autókat terveznek, űrhajókban napelemeket használnak, amelyek a napfény energiáját alakítják át elektromos energiává, a tüzelőanyag cellák, tüzelőanyagok kémiai energiájából állítanak elő elektromos energiát. Az elektrokémia segítségével tudunk védekezni a fémek korróziója ellen, illetve tudjuk a fémeket tisztítani.
Dostları ilə paylaş: |