Енергия на реакциите

1. Екзотермични и ендотермични реакции

Всяка реакция къса едни и създава други. Скъсването на връзка винаги изисква енергия, а образуването ѝ – отделя енергия. Коя от двете е по-голяма, решава дали реакцията ще стопли, или ще охлади околната среда. Енергията на веществата е тяхната ; общите закони за топлината и работата са в урока Термодинамика, а тук гледаме химичната им страна.

О

Екзотермични и ендотермични реакции

Екзотермичните реакции отделят топлина в околната среда (горене, неутрализация, ръждясване). Ендотермичните реакции поглъщат топлина от околната среда (разлагане на варовик, фотосинтеза, разтваряне на амониев нитрат).

„Система“ наричаме веществата, които реагират, а „околна среда“ – всичко останало: колбата, водата, въздуха. Когато реакцията е екзотермична, системата губи енергия и околната среда се затопля. Енергийната диаграма показва това нагледно: продуктите стоят по-ниско от . Между тях обаче има „хълм“ – , която трябва да се преодолее, за да започне реакцията. Затова кибритът не се запалва сам, макар горенето да е силно екзотермично.

ΔH, kJ−180Eₐ, kJ160

ΔH =−180 kJEₐ (права) =160 kJEₐ (обратна) =340 kJ

Екзотермична реакция: продуктите са по-ниско от реагентите, разликата се отделя като топлина (ΔH < 0).

💡 ΔH зависи само от началото и края на пътя. Енергията на активиране е „хълмът“ по пътя – колкото е по-висок, толкова по-бавна е реакцията. Катализаторът (зелената крива) прокарва по-нисък път, но не мести нивата на реагентите и продуктите – ΔH остава същата. За скоростта – в урока „Скорост на реакцията“.

2. Енталпия и термохимични уравнения

О

Енталпия на реакцията

Топлината, която реакцията отделя или поглъща при постоянно налягане, се нарича енталпия на реакцията и се означава с

\Delta H

. Знакът е от гледна точка на системата: при екзотермична реакция

\Delta H < 0

(системата губи енергия), при ендотермична

\Delta H > 0

. Мерна единица – kJ (на уравнението) или kJ/mol.

Термохимичното уравнение е с посочена $\Delta H$ и с агрегатните състояния на веществата: (s) – твърдо, (l) – течно, (g) – газ, (aq) – във воден . Състоянията са важни, защото преходите между тях също имат топлинен ефект.

Пример

Сравнете: $\mathrm{2H_2(g) + O_2(g) \to 2H_2O(l)}$ , $\Delta H = -571{,}6\ \mathrm{kJ}$ и $\mathrm{2H_2(g) + O_2(g) \to 2H_2O(g)}$ , $\Delta H = -483{,}6\ \mathrm{kJ}$ . Откъде идва разликата?

Разликата е $571{,}6 - 483{,}6 = 88{,}0\ \mathrm{kJ}$ за 2 mol вода, т.е. $44{,}0\ \mathrm{kJ}$ на мол.
Точно толкова топлина се отделя при кондензацията на мол водна пара при 25 °C. Когато водата излиза като пара, тази енергия „отлита“ с нея.

Т

Правила за термохимичните уравнения

1)

\Delta H

е пропорционална на количеството вещество: ако умножим уравнението по

k

, умножаваме и

\Delta H

по

k

. 2) Обратната реакция има същата по големина

\Delta H

, но с обратен знак. 3) Затова в термохимичните уравнения са позволени дробни коефициенти:

\mathrm{H_2 + \tfrac{1}{2}O_2 \to H_2O(l)}

,

\Delta H = -285{,}8\ \mathrm{kJ}

.

Пример

$\mathrm{CH_4 + 2O_2 \to CO_2 + 2H_2O(l)}$ , $\Delta H = -890{,}3\ \mathrm{kJ}$ . Колко топлина се отделя при изгарянето на 4 g метан?

$n = \frac{4}{16} = 0{,}25\ \mathrm{mol}$
$Q = 0{,}25 \cdot 890{,}3 \approx 222{,}6\ \mathrm{kJ}$ (отделени, т.е. $\Delta H \approx -222{,}6\ \mathrm{kJ}$ )

3. Калориметрия: как се мери ΔH

Топлинният ефект се мери с калориметър – съд, изолиран от околната среда. Реакцията протича в известно количество вода и топлината, която отделя или поглъща, променя температурата на водата. Ако знаем масата $m$ и $c$ , намираме топлината.

Т

Калориметрично уравнение

Топлината, получена от разтвора, е

q = m c \Delta T

(за вода

c = 4{,}18\ \mathrm{J/(g \cdot K)}

). Ако калориметърът не губи топлина, тя е отдадена от реакцията:

\Delta H = -\frac{q}{n}

, където

n

е количеството вещество, за което искаме

\Delta H

.

Пример

В калориметър смесват 50 mL разтвор на HCl с концентрация 1 mol/L и 50 mL разтвор на NaOH със същата концентрация. Температурата се покачва от 21,0 °C на 27,7 °C. Каква е енталпията на неутрализация? (Плътността на разтворите е 1 g/mL.)

$q = m c \Delta T = 100 \cdot 4{,}18 \cdot 6{,}7 \approx 2801\ \mathrm{J} \approx 2{,}80\ \mathrm{kJ}$
$n(\mathrm{H_2O}) = 0{,}050 \cdot 1 = 0{,}050\ \mathrm{mol}$
$\Delta H = -\frac{2{,}80}{0{,}050} \approx -56\ \mathrm{kJ/mol}$ – почти еднаква за всички силни киселини и основи, защото реакцията всъщност е една: $\mathrm{H^+ + OH^- \to H_2O}$ .

сол, g8вода, g100

💡 Приемаме, че калориметърът не губи топлина и че разтворът има специфичния топлинен капацитет на водата, 4,18 J/(g·K). Тогава топлината q = m·c·ΔT идва от процеса и ΔH = −q/n. Опитай: при двойно повече сол ΔT се удвоява, а ΔH на мол не се променя.

4. Законът на Хес

Т

Закон на Хес (1840 г.)

Топлинният ефект на реакцията зависи само от началното и крайното състояние на веществата, а не от пътя (броя и вида на междинните стъпки). Следователно ако едно уравнение е сбор от други, неговата

\Delta H

е сборът от техните

\Delta H

.

Законът е следствие от : ако два пътя между едни и същи вещества имаха различни топлинни ефекти, бихме могли да вървим напред по единия и назад по другия и да печелим енергия от нищото. Ползата е огромна: можем да намерим $\ \Delta H$ на реакции, които не можем да проведем чисто в калориметър.

Пример

Намерете $\Delta H$ на $\mathrm{C + \tfrac{1}{2}O_2 \to CO}$ , ако (1) $\mathrm{C + O_2 \to CO_2}$ , $\Delta H_1 = -393{,}5\ \mathrm{kJ}$ и (2) $\mathrm{CO + \tfrac{1}{2}O_2 \to CO_2}$ , $\Delta H_2 = -283{,}0\ \mathrm{kJ}$ .

Взимаме (1) както е и обръщаме (2): $\mathrm{CO_2 \to CO + \tfrac{1}{2}O_2}$ , $+283{,}0\ \mathrm{kJ}$ .
Събираме: $\mathrm{C + O_2 + CO_2 \to CO_2 + CO + \tfrac{1}{2}O_2}$ ; съкращаваме $\mathrm{CO_2}$ и $\tfrac{1}{2}\mathrm{O_2}$ .
$\Delta H = -393{,}5 + 283{,}0 = -110{,}5\ \mathrm{kJ}$

(1)C + O₂ → CO₂; ΔH = −393,5 kJ×0

(2)CO + ½O₂ → CO₂; ΔH = −283,0 kJ×0

сбор:—ΔH =0 kJ

Цел: C + ½O₂ → CO. Обърнатото уравнение (×−1) сменя знака на ΔH; веществата, които се срещат от двете страни, се съкращават.

💡 Енталпията е функция на състоянието: колкото и стъпки да вземем по пътя, ако началото и краят са същите, сборът на ΔH е същият. Сините стъпки отделят топлина, оранжевите поглъщат.

5. Енергии на връзките

Най-нагледният начин да оценим $\Delta H$ е да „разглобим“ реагентите на атоми и да ги сглобим в продукти. За разкъсването плащаме , а при образуването на новите връзки я получаваме обратно.

Т

ΔH от енергиите на връзките

\Delta H \approx \sum E(\text{скъсани връзки}) - \sum E(\text{образувани връзки})

. Ако новите връзки са по-здрави от старите, реакцията е екзотермична. Методът е приблизителен, защото таблиците дават средни енергии (връзката C–H в метана не е съвсем същата като в етанола) и важи за вещества в газово състояние.

Връзка	$E,\ \mathrm{kJ/mol}$	Връзка	$E,\ \mathrm{kJ/mol}$
H–H	436	O–H	463
C–H	413	N≡N	945
C–C	348	N–H	391
C=C	614	Cl–Cl	243
C=O (в CO₂)	799	H–Cl	432
O=O	498	C–Cl	328

Пример

Оценете $\Delta H$ на горенето на метан до водна пара: $\mathrm{CH_4 + 2O_2 \to CO_2 + 2H_2O(g)}$ .

Скъсват се: 4 връзки C–H и 2 връзки O=O: $4 \cdot 413 + 2 \cdot 498 = 2648\ \mathrm{kJ}$
Образуват се: 2 връзки C=O и 4 връзки O–H: $2 \cdot 799 + 4 \cdot 463 = 3450\ \mathrm{kJ}$
$\Delta H \approx 2648 - 3450 = -802\ \mathrm{kJ}$ – съвсем близо до измерените $-802{,}3\ \mathrm{kJ}$ . Обикновено съвпадението е по-слабо, в рамките на няколко процента.

6. Енталпия на образуване

О

Стандартна енталпия на образуване

Стандартната енталпия на образуване

\Delta_f H^\circ

е топлинният ефект при получаването на 1 mol от веществото от простите вещества в най-устойчивото им състояние при стандартни условия (100 kPa, обикновено 25 °C). За простите вещества (

\mathrm{O_2}

,

\mathrm{H_2}

, графит,

\mathrm{Fe}

…) тя е нула по определение.

Т

ΔH от енталпиите на образуване

\Delta H = \sum \nu\, \Delta_f H^\circ(\text{продукти}) - \sum \nu\, \Delta_f H^\circ(\text{реагенти})

, където

\nu

са коефициентите в уравнението. Това е законът на Хес: мислено разлагаме реагентите до прости вещества и от тях сглобяваме продуктите.

Вещество	$\Delta_f H^\circ,\ \mathrm{kJ/mol}$	Вещество	$\Delta_f H^\circ,\ \mathrm{kJ/mol}$
$\mathrm{H_{2}O}\mathrm{(l)}$	$-285{,}8$	$\mathrm{NH_{3}}$	$-45{,}9$
$\mathrm{H_{2}O}\mathrm{(g)}$	$-241{,}8$	$\mathrm{NO}$	$+91{,}3$
$\mathrm{CO_{2}}$	$-393{,}5$	$\mathrm{C_{2}H_{2}}$	$+227{,}4$
$\mathrm{CO}$	$-110{,}5$	$\mathrm{CaCO_{3}}$	$-1207{,}6$
$\mathrm{CH_{4}}$	$-74{,}8$	$\mathrm{CaO}$	$-634{,}9$
$\mathrm{C_{2}H_{5}OH}\mathrm{(l)}$	$-277{,}7$	$\mathrm{C_{6}H_{12}O_{6}}$	$-1273{,}3$

Пример

Пресметнете $\Delta H$ на горенето на етанол: $\mathrm{C_2H_5OH(l) + 3O_2 \to 2CO_2 + 3H_2O(l)}$ .

Продукти: $2 \cdot (-393{,}5) + 3 \cdot (-285{,}8) = -1644{,}4\ \mathrm{kJ}$
Реагенти: $-277{,}7 + 3 \cdot 0 = -277{,}7\ \mathrm{kJ}$
$\Delta H = -1644{,}4 - (-277{,}7) = -1366{,}7\ \mathrm{kJ}$

Някои вещества имат положителна енталпия на образуване – например ацетиленът ( $+227{,}4\ \mathrm{kJ/mol}$ ) и азотният NO. Те са „енергийно богати“: ацетиленът гори с изключително горещ пламък (до около 3100 °C с чист кислород) и затова се използва за заваряване и рязане на метали.

7. Горива и храна

За горивата и храната е по-удобно да се даде топлината на единица маса – калоричност (топлина на изгаряне), в kJ/g или MJ/kg. Тя се получава от $\Delta H$ на горене, разделена на : за метана $890{,}3 / 16 \approx 55{,}6\ \mathrm{kJ/g}$ . В храненето все още се използва и старата единица килокалория: $1\ \mathrm{kcal} = 4{,}184\ \mathrm{kJ}$ .

Гориво или хранително вещество	Калоричност, kJ/g
водород	142
метан (природен газ)	55,6
пропан-бутан	около 50
бензин, дизел	около 45–46
етанол	29,7
каменни въглища	около 25–30
сухи дърва	около 15–19
мазнини (в храната)	около 37
въглехидрати, белтъци (в храната)	около 17

Стойностите са за горене до течна вода (т.нар. горна топлина на изгаряне); за реалните горива и храни те зависят от състава и са приблизителни. Тялото „изгаря“ глюкозата до същите продукти като пламъка, затова по закона на Хес топлината е същата: $\mathrm{C_6H_{12}O_6 + 6O_2 \to 6CO_2 + 6H_2O}$ , $\Delta H \approx -2803\ \mathrm{kJ}$ , около 15,6 kJ на грам. Разликата е, че клетката отделя енергията на малки порции и я съхранява в молекули .

8. За напреднали: цикъл на Борн–Хабер и енергия на Гибс

Законът на Хес позволява да намерим величини, които не могат да се измерят пряко. Пример е енергията на кристалната решетка на NaCl – топлината при образуването на кристала от газообразни . Стъпките са: изпаряване на натрия, неговата , разкъсване на половин $\mathrm{Cl_2}$ , присъединяване на електрона към хлора и накрая образуване на решетката.

Пример

Намерете енергията на решетката на NaCl по данните (kJ/mol): $\Delta_f H^\circ(\mathrm{NaCl}) = -411{,}2$ ; сублимация на Na: $+107{,}3$ ; йонизация на Na: $+495{,}8$ ; $\tfrac{1}{2}$ дисоциация на $\mathrm{Cl_2}$ : $+121{,}7$ ; присъединяване на електрон към Cl: $-348{,}6$ .

Сборът от всички стъпки трябва да е равен на $\Delta_f H^\circ$ : $107{,}3 + 495{,}8 + 121{,}7 - 348{,}6 + \Delta H_{\text{реш}} = -411{,}2$
$\Delta H_{\text{реш}} = -411{,}2 - 376{,}2 = -787{,}4\ \mathrm{kJ/mol}$
Огромната енергия на решетката е причината йонните кристали да са твърди и с висока температура на топене.

Т

Енергия на Гибс (кратко въведение)

Отрицателната

\Delta H

сама по себе си не гарантира, че реакцията протича самопроизволно – важна е и промяната на безпорядъка, ентропията

\Delta S

. При постоянни температура и налягане решава енергията на Гибс:

\Delta G = \Delta H - T\Delta S

. Реакцията може да протече самопроизволно, ако

\Delta G < 0

. Нищо не се казва за скоростта:

\Delta G < 0

значи „възможна“, не „бърза“.

Пример е разлагането на варовика: $\Delta H = +179{,}2\ \mathrm{kJ}$ , но се получава газ и расте с около $160\ \mathrm{J/K}$ . При стайна температура $\Delta G > 0$ , но над около $\frac{179\,200}{160} \approx 1120\ \mathrm{K}$ (около 850 °C) членът $T\Delta S$ надделява. Оценката е груба, защото $\Delta H$ и $\Delta S$ също зависят малко от температурата, но варовите пещи наистина работят при около 900 °C.

9. Тренажор

Калориметрия, топлина по термохимично уравнение, енергии на връзките (от таблицата в т. 5), енталпии на образуване и обръщане на уравнения. Отрицателните отговори въвеждай със знак минус, десетичните – със запетая.

✅ Решени: 0🔥 Серия: 0🏆 Рекорд: 0

\mathrm{CH_4 + Cl_2 \to CH_3Cl + HCl}

Оценете ΔH в kJ по средните енергии на връзките от таблицата.

10. Енергията около нас

Котлони, храна, студени компреси, ракети и заваряване на релси – навсякъде химичната енергия става топлина.

0 / 6

🍳 Чайник на газов котлон

Искаме да загреем 2 L вода от 20 °C до кипене (100 °C) на котлон с природен газ (метан). Само 60% от топлината отива във водата. Колко грама метан изгарят и какъв е обемът му при нормални условия? (CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, ΔH = −890,3 kJ)

🍫 Шоколад и стълби

Блокче шоколад от 100 g съдържа около 2300 kJ (≈ 550 kcal). Мускулите превръщат в механична работа около 25% от енергията на храната. На каква височина може да се изкачи човек с маса 60 kg с тази енергия? (g = 9,8 m/s²)

🧊 Студен компрес

Студеният компрес за травми съдържа 40 g амониев нитрат NH₄NO₃ и 160 g вода в отделни пликчета. При удар пликчето с водата се скъсва и солта се разтваря (ΔH = +25,7 kJ/mol). До каква температура се охлажда компресът, ако в началото е 22 °C? (Пренебрегнете загубите; c = 4,18 J/(g·K) за целия разтвор.)

🚀 Водородът като гориво

H₂ + ½O₂ → H₂O(l), ΔH = −285,8 kJ. Колко мегаджаула се отделят при изгарянето на 1 kg водород? Колко пъти повече е това от топлината при изгарянето на 1 kg бензин (около 46 MJ)?

🛤️ Термитно заваряване на релси

Релсите се заваряват с термит – смес от алуминий и железен(III) оксид в стехиометрично отношение: Fe₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Fe, ΔH = −851,5 kJ. Колко kJ отделят 100 g от сместа?

🏭 Варова пещ

Негасената вар CaO се получава при печене на варовик: CaCO₃ → CaO + CO₂, ΔH = +179,2 kJ. Колко топлина (в GJ) е нужна за 1 t CaO и колко килограма метан трябва да изгорят за нея, ако цялата топлина отива в реакцията (ΔH на горене = −890,3 kJ/mol)?

Зелено – решена сам(а), жълто – с решението. Десетичните числа може да пишеш със запетая.

11. ⚠️ Чести грешки

Знакът на ΔH

✗ Горенето отделя топлина, значи $\displaystyle \Delta H > 0$ .

✓ Знакът е от гледна точка на системата: отделя топлина → $\displaystyle \Delta H < 0$ .

Скъсването на връзки

✗ При скъсване на връзка се отделя енергия.

✓ Скъсването винаги поглъща енергия; отделя се при образуването на нови връзки.

Ред при енергиите на връзките

✗ $\displaystyle \Delta H = \sum E(\text{образувани}) - \sum E(\text{скъсани})$

✓ $\displaystyle \Delta H \approx \sum E(\text{скъсани}) - \sum E(\text{образувани})$ – обратно на формулата с $\displaystyle \Delta_f H^\circ$ !

Простите вещества

✗ $\displaystyle \Delta_f H^\circ(\mathrm{O_2}) = -498\ \mathrm{kJ/mol}$

✓ $\displaystyle \Delta_f H^\circ$ на простите вещества в стандартно състояние е 0.

Забравените коефициенти

✗ $\displaystyle \mathrm{2CO + O_2 \to 2CO_2}$ : $\displaystyle \Delta H = -393{,}5 + 110{,}5$

✓ $\displaystyle \Delta H = 2 \cdot (-393{,}5) - 2 \cdot (-110{,}5) = -566\ \mathrm{kJ}$ – всяка стойност по коефициента.

Масата в калориметъра

✗ $\displaystyle q = m c \Delta T$ с масата на солта

✓ В $\displaystyle q = m c \Delta T$ влиза масата на разтвора (водата), който се затопля.

12. 🎯 Бърз тест

1 / 9

✓ 0

Реакция има $\displaystyle \Delta H = -92\ \mathrm{kJ}$ . Каква е тя?

Избери отговор (или натисни 1–4)

13. 📝 Задачи за упражнение

0 / 0

Ниво А· Областен кръг

Ниво В· Национален кръг

Ниво С· Международна олимпиада

14. Обобщение

✓ Екзотермичните реакции отделят топлина ( $\Delta H < 0$ ), ендотермичните поглъщат ( $\Delta H > 0$ )
✓ $\Delta H$ е пропорционална на ; обратната реакция има обратен знак; агрегатните състояния са важни
✓ Калориметрия: $q = mc\Delta T$ , $\Delta H = -q/n$
✓ Закон на Хес: $\Delta H$ не зависи от пътя – уравненията и топлинните им ефекти се събират
✓ $\Delta H \approx \sum E_{\text{скъсани}} - \sum E_{\text{образувани}}$ ; $\Delta H = \sum \Delta_f H^\circ_{\text{прод}} - \sum \Delta_f H^\circ_{\text{реаг}}$
✓ Енергията на активиране е бариерата по пътя; я понижава, но не променя $\Delta H$
✓ Самопроизволността се определя от $\Delta G = \Delta H - T\Delta S < 0$

💡 Интересен факт

Има консерви, които се самозагряват: в двойното им дъно има негасена вар и вода. При натискане водата се смесва с варта и реакцията $\mathrm{CaO + H_2O \to Ca(OH)_2}$ отделя около 65 kJ на мол – достатъчно, за да стопли супата за няколко минути без огън. Същата реакция кара гасената вар в строителството да кипи и да пуши.

1. Екзотермични и ендотермични реакции

Екзотермични и ендотермични реакции

2. Енталпия и термохимични уравнения

Енталпия на реакцията

Пример

Правила за термохимичните уравнения

Пример

3. Калориметрия: как се мери ΔH

Калориметрично уравнение

Пример

4. Законът на Хес

Закон на Хес (1840 г.)

Пример

5. Енергии на връзките

ΔH от енергиите на връзките

Пример

6. Енталпия на образуване

Стандартна енталпия на образуване

ΔH от енталпиите на образуване

Пример

7. Горива и храна

8. За напреднали: цикъл на Борн–Хабер и енергия на Гибс

Пример

Енергия на Гибс (кратко въведение)

9. Тренажор

10. Енергията около нас

11. ⚠️ Чести грешки

12. 🎯 Бърз тест

Реакция има ΔH=−92 kJ\displaystyle \Delta H = -92\ \mathrm{kJ}ΔH=−92 kJ. Каква е тя?

13. 📝 Задачи за упражнение

Ниво А· Областен кръг

Ниво В· Национален кръг

Ниво С· Международна олимпиада

14. Обобщение

Реакция има $\displaystyle \Delta H = -92\ \mathrm{kJ}$ . Каква е тя?