Termochemie a chemická kinetika – maturitní otázka z chemie

 

   Otázka: Termochemie a chemická kinetika

   Předmět: Chemie

   Přidal(a): Lucie

 

Termochemické zákony a termochemické veličiny. Rychlost chemické reakce, kinetická rovnice, faktory pro rychlost chemické reakce.

 

1) Definice
Termodynamika= fyzikální disciplína zkoumající fyzikální a chemické děje, při kterých se uvolňuje nebo spotřebovává teplo
– měří se počáteční a cílový stav → změna stavů (delta)
– děj, reakce,… může být reverzibilní(zvratný), či ireverzibilní(nezvratný)

Termochemie= zabývá se tepelnými změnami při chemických reakcích

 

2) Vysvětlete pojmy: soustava= souhrn látek v prostoru, který je prostorově vymezen (sklenice vody, válec motoru apod.). Uvnitř soustavy mohou probíhat změny. Popisujeme ji pomocí stavových veličin (teplota, V, p, n, apod.) nebo stavových funkcí (např. vnitřní energie, entalpie, entropie).
typy soustav: a) otevřené= dochází k výměně látek s okolím
b) uzavřené= nedochází k výměně s okolím
izolované= dochází k výměně tepla s okolím, hmota
neizolované= nedochází k výměně tepla, ani hmoty
stavové (extenzivní) veličiny se spojením mění (m, V, n), intenzivní vel. se nemění (t, hustota, p), protenzivní veličiny plynou nezávisle na soustavě (čas)
standardní stav= reakce probíhá za teploty 25°C a při atmosferickém tlaku(1013,25 hPa)
reakční teplo= [Q]=kJ, množství tepla, které soustava během reakce vymění se svým okolím; záleží na množství látky
– Qn= molární reakční teplo, kJ . mol-1, teplo, které se uvolní nebo spotřebuje právě když reaguje 1 mol látky
                                  enthalpie= extenzivní stav. veličina, značí se H, [H]= kJ . mol-1
                                                 – nelze změřit absolutní hodnotu H, počítá se ∆H(∆H= H1-H2)
– ∆H0298= standardní mol. reakční teplo, najdeme ho     v tabulkách(při t=25°C=298K a tlaku p=101,325 kPa)
– ∆H<0 → exotermická reakce, teplo se uvolňuje(např. hoření)
∆H>0 → endotermická reakce, tepl se spotřebovává(např. pálení vápna, výroba sádry)
– druhy enthalpií: rouzpouštěcí, skupenská(změna skup. během reakce), neutralizační, slučovací=> slučovací teplo= teplo, které vzniká při reakci, kdy jeden mol látky vzniká přímo z prvku (C + O2 → CO2); standardní slučovací tepla prvků jsou 0!!
           standardní spalné teplo= ∆Hspal; charakterizuje reakce, při které je 1 mol látky spálen v nadbytku O2 (CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O..spalné teplo CH4 je -890kJ.mol-1
           termochemické rovnice= chem. rovnice obsahující mimo jiné informace o reakčním teple a skupenství látek
např. syntéza amoniaku N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)… ∆H298= -92kJ.mol-1

 

3) Termochemické zákony

  1. TZ, Laplace – Lavoisierův zákon:
    „Reakční teplo reakce přímé a reakce probíhající opačným směrem je až na znaménko stejné.“2 H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g) 2H2O (g) → 2H2 (g) + O2 (g)
    ∆H298= – 483,6 kJ ∆H298= 483,6 kJ

 

  1. TZ, Hessův zákon
    „Výsledné reakční teplo nezávisí na průběhu reakce, ale na počátečním a koncovém stavu.“
    = je jedno, jestli reakce proběhne 1 nebo ve více krocích, výsledné Q bude stejnéSn(s) + 2Cl2 (g) → SnCl4(l)            Sn(s) + Cl2(g) → SnCl2(s)       ∆H= -349 kJ.mol-1
    SnCl2(s) + Cl2(g) → SnCl4(l) ∆H= -195,2 kJ.mol-1
    ∆H298= -544,6 kJ.mol-1                                  ∑∆H= -544,6kJ .mol-1

 

4) Výpočet reakčního tepla
∆H298= ∑n. ∆Hsluč. – ∑n. ∆Hsluč.
              produkty      reaktanty
∆H298= ∑n. ∆Hspal. – ∑n. ∆Hspal.
              reaktanty     produkty

Vypočtěte reakční teplo grafitu s vodíkem, jestliže spalné teplo methanu je – 890 KJ . mol-1, grafitu – 393,7 KJ . mol-1 a slučovací teplo vody je – 286 KJ . mol-1.

C (grafit) + 2 H2 (g) → CH4 (g)

 

5) Reakční kinetika
=
zkoumá rychlosti reakcí v závislosti na podmínkách, průběh reakcí
-chemická reakce= děj, jehož podstatou jsou srážky částic reaktantů, při kterých dojde k zániku některých vazeb a vzniku vazeb nových
-izolovaná reakce= v celé soustavě probíhá pouze jedna reakce
simulární(současné) reakce= v celé soustavě probíhá více reakcí najednou
a) zvratné= soustava je v rovnováze, ale probíhají neustálé přeměny
b) boční= z jedněch reaktant vzniká více typů
c) řetězové, následné reakce: CH4 + Cl2 → CH3Cl + Cl2 → CH2Cl2 → …

 

6) Vysvětlete:

Reakční koordináta: teplota, koncentrace, katalyzátor, velikost povrchu, tlak(g), světlo, míchání směsi

Aktivační energie: EA; nejmenší energie, co částice musí mít, aby reagovala

Dynamická rovnováha= soustava je zdánlivě v klidu, uvnitř se však stále něco děje, dochází k zvratným reakcím

 

7) Teorie aktivních srážek
„K reakci mezi dvěmi částicemi dochází tehdy, pokud se tyto dvě částice srazí a tato srážka je účinná.“
-účinná srážka: reagující částice mají vhodnou prostorovou orientaci a dostatečně vysokou energii(EA)

H2 + I2 ↔ 2HCl
H-H + I-I → neefektivní srážka
H + I        → efektivní srážka, částice vhodně
H + I               uspořádané

Teorie aktivovaného komplexu
A        B            A        B
+          →                      →     2 A-B
A        B            A        B
výchozí látky….aktivovaný komplex…produkty

Vychází z předpokladu, že v průběhu chemické reakce musí soustava projít stadiem aktivovaného komplexu. Během reakce komplex vzniká i zaniká.
Vytvořením akt. komplexu se oslabují ěkteré vazby a zároveň vznikají vazby nové, tzn. energie se spotřebovává a zároveň uvolňuje. Energetická bilance je mnohem příznivější u teorie akt. kompexu, než teorie akt. srážek.

 

8) Guldberg-Waagův zákon

aA + bB     cC + dD

K=

v1=[A]a . [B]b a+b=číslo, na jehož základě se určuje řád reakce

H2 + Cl2 → 2HCl

v1= k1 . [H2] . [Cl2]     …reakce II.řádu
v2= k2 . [HCl]2            …reakce II.řádu

 

9) Faktory ovlivňující rychlost reakce
koncentrace reaktantů (viz 8)), skupenství (s, l g), míchání směsi, tlak, teplota, katalyzátor
Teplota: van t’Hoffovo pravidlo: „ Zvedne-li se teplota reakce o 10°C, zvýší se rychlost reakce 2-4x.“

 

10) Vysvětlete: Katalyzátor= látka, která reakci ovlivní, ale po dokončení reakce zůstane nezměněná
– pozitivní katalýza= katalyzátor urychluje reakci
negativní= zpomaluje reakci, ruší
– homgenní katalýza= kat. je stejného skupenství jako reaktanty
heterogenní= kat.má jiné skupenství než alespoň 1 látka
– katalyzátory: kyseliny, zásady, kovy(Pd, Pt, Ni, Fe), oxidy(V2O5, ZnO, Al2O3), chloridy a bromidy(AlCl3, FeBr3)
org. katalyzátory: enzymy, bílkoviny → vysoce účinné

Inhibitor= látka zamezující průběhu chem. reakce






—————————————————————————

 Stáhnout práci v PDF  Upozornit na chybu

 Učebnice k maturitě  Maturitní kurzy

 Učebnice k VŠ přijímačkám  Kurzy na přijímačky

—————————————————————————

Další podobné materiály na webu: