Nauka badająca efekty cieplne reakcji chemicznych to termochemia. Należy ona do szerszego działu termodynamiki, który bada, czy dany proces jest w stanie przebiegać w określonych warunkach. Reakcje chemiczne mogą zachodzić z pochłonięciem lub wydzieleniem ciepła. Taka zmiana energii określana jest zazwyczaj (w warunkach stałego ciśnienia i temperatury) entalpią reakcjientalpia reakcjientalpią reakcji i opisywana jako $\Delta H$. Jeśli dana reakcja jest reakcją egzotermicznąreakcja egzoenergetycznareakcją egzotermiczną, to znaczy, że w wyniku jej przebiegu z układu reakcyjnego wydzielane jest ciepło, zmiana entalpii przyjmuje zatem wartość ujemną ($\Delta H<0$). Jeśli natomiast jest reakcją endotermicznąreakcja endoenergetycznareakcją endotermiczną, czyli przebiega z pochłonięciem ciepła, zmiana entalpii będzie przyjmować wartość dodatnią ($\Delta H>0$).

RePyKkM48TsnE

Ilustracja przedstawiająca schemat zmiany entalpii reakcji syntezy i rozkładu amoniaku. W górnej części na poziomej linii zapisane substraty cząsteczka ${\text{N}}_{2\left(\text{g}\right)}$ dodać trzy cząsteczki ${\text{H}}_{2\left(\text{g}\right)}$. Czerwona strzałka w dół podpisana jako reakcja egzotermiczna, dla której $\Delta H=-\mathrm{45,94}$ kilodżuli. Na dole schematu pozioma linia na niej produkty, czyli dwie cząsteczki ${\text{NH}}_{3\left(\text{g}\right)}$. Od nich poprowadzona niebieska strzałka w górę, obok której zapis reakcja endotermiczna oraz jej entalpia $\Delta H=\mathrm{45,94}$ kilodżula.

W poniższych harmoniach znajdziesz przykłady wcześniej wspomnianych reakcji egzo- i endotermicznych.

Przykłady procesów endotermicznych $\Delta H>0$

Przykłady procesów egzotermicznych $\Delta H<0$

Spójrz na ilustrację poniżej, aby lepiej zrozumieć i zapamiętać różnice pomiędzy reakcją egzo- i endotermiczną.

Badając aspekty związane ze zmianą ciepła reakcji, należy znać pojęcia, takie jak układukładukład oraz otoczenieotoczenieotoczenie. Pierwsze z nich oznacza reagenty biorące udział w danej reakcji chemicznej (substraty oraz produkty), a na otoczenie składają się wszystkie elementy zewnętrzne, które nie biorą udziału w danej reakcji chemicznej (np. laboratorium, zlewka reakcyjna, naukowiec itp.). Wyróżnia się trzy typy układów:

• układ otwartyukład otwartyukład otwarty – czyli taki, który może wymieniać z otoczeniem energię, jak i materię (np. z otoczenia pobierany jest tlen, a oddawana jest para wodna);

• układ zamkniętyukład zamkniętyukład zamknięty – czyli taki, który nie wymienia z otoczeniem materii chemicznej, lecz może wymieniać z otoczeniem energię;

• układ izolowanyukład izolowanyukład izolowany – czyli taki, który nie może i nie wymienia z otoczeniem ani materii, ani energii.

Ciepło każdej reakcji chemicznej jest inne i zależy od stanu skupienia, w jakim znajdują się reagenty. Inne jego wartości będą obserwowane w przypadku zastosowania substratów gazowych, a inne dla stałych lub ciekłych. Dlatego w zapisie równań reakcji należy umieszczać właściwe oznaczenia stanów skupienia reagentów kolejno dla gazów (g), cieczy (c) i ciał stałych (s). Ciepło jest to ilość energii, którą można wyrazić np. w dżulach lub kaloriach.

Zmiana entalpii nie zawsze jest podawana w odniesieniu do 1 mola reagentu – może, ale nie musi. Jeśli w reakcji wszystkie współczynniki wynoszą więcej niż jeden i zapiszemy przy niej ΔdeltaH, to może ono się odnosić do zapisu reakcji lub być przeliczone na 1 mol reagentu.

Oblicz zmianę entalpii reakcji rozkładu amoniaku w przeliczeniu na $1$ mol amoniaku, wiedząc, że rozkład $\mathrm{6,8} \text{kg}$ amoniaku jest związany z pochłonięciem $18376 \text{kJ}$ ciepła.

1. Należy napisać i uzgodnić równanie reakcjiRównanie stechiometryczne reakcjirównanie reakcji chemicznej:

2. Układamy proporcję na podstawie danych:

   • $\mathrm{6,8} \text{kg}$ to $6800 \text{g}$;

   • $1$ mol ${\text{NH}}_3$ ma masę $17 \text{g}$.

3. Podanie wartości $\Delta H$ przy uwzględnieniu, czy jest to reakcja endo-, czy egzotermiczna. Reakcja przebiega z pochłonięciem ciepła, więc $\Delta H>0$.

Zatem $\Delta H=\mathrm{45,94} \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.