Termochémia

Termochémia je veda, ktorá sa na chemický dej pozerá z hľadiska energetických zmien. Termochémia skúma a popisuje tepelné javy, ktoré vznikajú pri chemických reakciách.

Najlepšie pozorovateľnou energiou je teplo. 
Z tohto hľadiska rozlišujeme dva typy reakcií – exotermické a endotermické.

Pri exotermických reakciách teplo vzniká, naopak, endotermické reakcie teplo spotrebúvajú a potrebujú ho konštantne dodávať, aby prebiehali.

Počas chemickej reakcie sa najprv musia rozbiť pôvodné väzby v reaktantoch, na čo sa spotrebuje určité množstvo väzbovej energie. Následne v produktoch vznikajú nové väzby, pričom sa väzbová energia uvoľňuje. 

Ak sa tejto energie viac uvoľní, ako sa na začiatku spotrebuje, hovoríme o exotermickej reakcii. 
V opačnom prípade sa jedná o endotermickú reakciu, ktorá viac energie spotrebuje, ako uvoľní.

Ako vyzerá zápis termochemickej reakcie sa dozvieš v tomto článku.

Termochémia a jej zákony

Termochemické zákony boli sformulované už v rokoch 1780 a 1840. 

Už sme si povedali, že pri chemických reakciách vzniká tepelný prejav, čo sa nazýva reakčné teplo. Podľa toho, k akej premene tepelnej energie dochádza rozoznávame reakcie endotermické a exotermické. 

Čo si treba zapamätať je, že v termochémii platia dva dôležité zákony:

1. termochemický zákon

Hodnota reakčného tepla priamej aj spätnej reakcie je rovnaká, líši sa iba znamienkom.

Prvý termochemický zákon bol napísaný v roku 1780 Lavoisierom a Laplaceom. 

Na príklade nižšie môžete vidieť, o čom hovorí:

Priama reakcia: 2SO₂ (g) + O₂ (g) → 2SO₃ (g); ΔH= -196 kJmol^-1

Spätná reakcia: 2SO₃ (g) → 2SO₂ (g) + O₂ (g); ΔH= 196 kJmol^-1

2. termochemický zákon

Reakčné teplo reakcie sa rovná súčtu reakčného tepla jej čiastkových reakcií.

Druhý termochemický zákon sformuloval v roku 1840 Hess, preto je niekedy nazývaný aj Hessov zákon. 

Hovorí o tom, že:

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

Zn (s) + S (s) → ZnS (s); ΔH₁ = -206 kJmol^-1

Zn (s) + 2O₂ (g) → ZnSO₄ (s); ΔH₂ = -776,8 kJmol^-1

Zn (s) + S (s) + 2O₂ (g) → ZnSO₄ (s); ΔH = ((-206) + (-776,8)) = -987,8 kJmol^-1

Entalpia

Každá látka má určitý tepelný obsah v nejakom jednotkovom množstve – nazýva sa entalpia. 

Udáva sa v kJ na mol (kJ/mol) a jej značka je „H„.

Podľa hodnoty rozdielu entalpií produktov a reaktantov určujeme, či prebiehajúca reakcia je endotermická, alebo exotermická.

Ak je ΔH>0, jedná sa o endotermický dej, ak je ΔH<0, hovoríme o exotermickej reakcii.

Rozdiel hodnôt entalpií je rovný reakčnému teplu, ktoré označujeme písmenom Q.

Množstvo tepla, ktoré sa uvoľní, alebo spotrebuje, závisí od látkového množstva reaktantov.
Čím je väčšie, tým väčšie je aj množstvo tepla.

Príklady

Príklad č. 1

Príklad č. 2

Termochemická reakcia

Vo všetkých termochemických reakciách uvádzame reaktanty, produkty, ich skupenstvo, zmenu entalpie a taktiež aj tu musí platiť zákon zachovania hmotnosti.

Tieto chemické rovnice môžeme písať niekoľkými spôsobmi:

Exotermická reakcia

1. 2CO (g) + O₂ (g) → 2CO₂ (g); ΔH = -566 kJ/mol
2. 2CO (g) + O₂ (g) → 2CO₂ (g) + 566 kJ/mol

Endotermická reakcia

1. CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g); ΔH = 178 kJ/mol
2. CaCO₃ (s) + 178 kJ/mol → CaO (s) + CO₂ (g)

Úloha:

Vypočítajte Q reakcie, ak pri vzniku 0,5 molu SO₃ sa uvoľní 49 kJ tepla:

2SO₂ (g) + O₂ (g) → 2SO₃ (g)

Zdroje:
KMEŤOVÁ a spol. 2010. Chémia pre 1. ročník GŠŠ a 5. ročník GOŠ. EXPOL PEDAGOGIKA
CHRENČÍKOVÁ a spol. 2002. Zmaturuj z chémie. Brno. DIDAKTIS
http://www.wikiskripta.eu/index.php/Entalpie