Энергетическая составляющая химической реакции кратко

Обновлено: 04.07.2024

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН 0.

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S(ромб), S(монокл), С(графит), С(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

  1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
  2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о 298.

Стандартная энтальпия образования ΔН о f,298 (или ΔН о обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например , ΔН o f,298(Н2О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН o сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО2(г), Н2О(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН o 298 реакции:

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO2(г) и H2O(ж)):

Вещество H2S(г) O2(г) SO2(г) H2O(ж)
ΔН o f,298 -20,60 0 -296,90 -285,83
ΔН o сгор,298 -562,10 0 0 0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о х.р. равна:

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН о х.р.,298 = 2ΔН о сгор,298(H2S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН о 298 реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), используя следующие данные:

Определите стандартную энтальпию образования NH3(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

      • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:
          • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН o , изменив ее знак на противоположный:
              • сложить полученные первое и второе уравнения.

              Таким образом, тепловой эффект реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) равен:

              Δ Н о 298 = (- ΔН о 1/2) + (- 3/2·ΔН о 2) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

              Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH3(г), то

              ΔН о f,298(NH3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

              Задача 3. Определите энтальпию процесса

              если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(к) в n моль Н2О с образованием раствора CuSO4(р-р, nH2O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO4·5H2O(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

              Решение. Составляем цикл Гесса:


              ΔН о 1 = ΔН о 2 + ΔН о х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

              ΔН о х = ΔН о 1 – ΔН о 2 = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

              Другой вариант решения.

              По закону Гесса: ΔН о 1 = ΔН о х+ ΔН о 3, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

              Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

              Решение. Составляем цикл Гесса:

              ΔН о (С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

              1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl2·2H2O(к).

              Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии в виде тепла. Тепловой эффектзависит от природы исходных веществ и продуктов реакции, их агрегатного состояния и температуры.

              Термодинамика - наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Химическая термодинамика устанавливает направление самопроизвольного протекания химических реакций при определенных условиях, используя изменения термодинамических величин: внутренней энергии вещества (системы) U, энтальпии Н, энтропииS, свободной энергии Гиббса G.

              Термохимия - раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянной температуре и давлении, называют энтальпией (H) реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж). Реакции, идущие с выделением тепла, называются экзотермическими и для них ∆Hxp 0. Очевидно, что изменение энтальпии в химической реакции равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции при Р - const и T - const, т. е. ∆Hxp = -Qxp.

              Теплота образования (∆Н°298) - количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля соединения из простых веществ при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ (Н2, O2, Cl2) условно приняты равными нулю. В качестве стандартных условий выбраны T =298 К и Р=101,852 кПа (1 атм). Энтальпия образования зависит от агрегатного состояния вещества (газ, жидкость, кристалл), а ее значение характеризует стремление системы (вещества) к упорядочению, например, ∆Н°298(H2Опар)=-241,8 кДж/моль, ∆Н°298(H2Ожид) =-285б8 кДж/моль.

              В основе всех термодинамических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути перехода. Для термохимических расчетов обычно используют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (∆Hxp) равен сумме теплот образования (∆Hобр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции: ∆Hxp = Σ∆Нпрод - Σ∆Нисх.

              Для стандартных условий: ∆H°298 хр = Σ∆H°298 прод - Σ∆H°298 исх.

              Энтропия (S) как функция состояния связана с числом равновероятных микроскопических состояний (W), которыми можно реализовать данное макро состояние системы, и выражается уравнением: S = k lg W, где k - коэффициент пропорциональности. Наименьшую энтропию имеют правильно построенные кристаллы. Возрастает энтропия для одного и того же вещества при переходе из кристаллического состояния в жидкое, но особенно при переходе от жидкого в газообразное. Энтропия определяет стремление системы к беспорядку и является мерой неупорядоченности системы. Изменения энтропии при протекании химических процессов рассчитываются по уравнению: Sхр = ΣSпрод - ΣSисх , или при стандартных условиях: ∆S°298хр= ΣS°298прод - ΣS°298 исх.

              Для выяснения возможности самопроизвольного протекания химической реакции в ту или другую сторону необходимо учитывать две составляющие движущей силы реакции: стремление к порядку (∆H°298 хр) и стремление к беспорядку (∆S°298хр) при постоянных давлении и температуре.

              Общая движущая сила химической реакции определяется энергией Гиббса: ∆G = ∆Н - Т ∆S.

              Энергия Гиббса, или изобарно-изотермический потенциал, также является функцией состояния системы и подчиняется следствию закона Гесса:

              ∆G°298 хр = Σ∆G°298 прод - Σ∆G°298 исх.


              Самопроизвольно протекают процессы, если: ∆G хр = Σ∆G прод - Σ∆G исх

              ∆H°298 хр = -315,39 - (-46,19) - (-92,31) = -176,89 (кДж/моль),

              ∆S°298хр = 94.5 - 192,5 - 186,68 = -284,68 (Дж/моль-К).

              ∆G°298 хр = -176,89 - 298·(-0,28468) = -92,08 (кДж)

              Ответ дайте на основании изменения изобарно-изотермического потенциала.

              2. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите изменение изобарно-изотермического потенциала при стандартных условиях реакции:

              C2Н4(г + 3О2(г) г) 2СО2 (г) + 2H2О(г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

              3. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моля метана, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода.

              4. Предскажите и проверьте расчетами знак изменения энтропии в 'следующих случаях:

              5. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите изменение стандартного изобарно-изотермического потенциала реакции:

              Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

              6. Сколько теплоты выделится при сгорании 5 л метана при н.у. до образования паров воды и диоксида углерода при стандартных условиях?

              7. Реакция горения метилового спирта:

              СH3ОН(жид) + 3/2О2(г) = СО2(г) + Н2О(жид), ∆H°298 хр = -726,5 кДж.
              Вычислите теплоту образования ∆H°298 метилового спирта.

              8. Вычислите изменение энтропии и энтальпии образования 1 моля метана из водорода и углерода (графит).

              9. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения ацетилена. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 литра ацетилена?

              10. Вычислите возможность протекания при стандартных условиях реакции:

              СО(г) + Н2О(жид) = СО2 (г) + H2 (г), ∆H°298 хр = -2,8 кДж.
              Вычисления сделайте на основании изменения ∆G°298 используя для этого стандартные теплоты образования (∆H°298) и значения абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ

              11. Определить стандартную энтальпию (∆H°298) образования РН3, исходя из уравнения:

              12. Исходя из теплового эффекта реакции

              определить ∆H°298 образования ортофосфата кальция.

              13. Исходя из уравнения реакции

              вычислить ∆H°298 образования метилового спирта

              14. Рассчитать значения ∆G°298 следующих реакций и установить, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях при 25°С:

              15. Пользуясь справочными данными, показать, что в стандартных условиях при 25°С реакция

              16. Установить, протекание каких из нижеследующих реакций возможно в стандартных условиях при 25° С:

              Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии в виде тепла. Тепловой эффектзависит от природы исходных веществ и продуктов реакции, их агрегатного состояния и температуры.

              Термодинамика - наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Химическая термодинамика устанавливает направление самопроизвольного протекания химических реакций при определенных условиях, используя изменения термодинамических величин: внутренней энергии вещества (системы) U, энтальпии Н, энтропииS, свободной энергии Гиббса G.

              Термохимия - раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянной температуре и давлении, называют энтальпией (H) реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж). Реакции, идущие с выделением тепла, называются экзотермическими и для них ∆Hxp 0. Очевидно, что изменение энтальпии в химической реакции равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции при Р - const и T - const, т. е. ∆Hxp = -Qxp.

              Теплота образования (∆Н°298) - количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля соединения из простых веществ при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ (Н2, O2, Cl2) условно приняты равными нулю. В качестве стандартных условий выбраны T =298 К и Р=101,852 кПа (1 атм). Энтальпия образования зависит от агрегатного состояния вещества (газ, жидкость, кристалл), а ее значение характеризует стремление системы (вещества) к упорядочению, например, ∆Н°298(H2Опар)=-241,8 кДж/моль, ∆Н°298(H2Ожид) =-285б8 кДж/моль.

              В основе всех термодинамических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути перехода. Для термохимических расчетов обычно используют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (∆Hxp) равен сумме теплот образования (∆Hобр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции: ∆Hxp = Σ∆Нпрод - Σ∆Нисх.

              Для стандартных условий: ∆H°298 хр = Σ∆H°298 прод - Σ∆H°298 исх.

              Энтропия (S) как функция состояния связана с числом равновероятных микроскопических состояний (W), которыми можно реализовать данное макро состояние системы, и выражается уравнением: S = k lg W, где k - коэффициент пропорциональности. Наименьшую энтропию имеют правильно построенные кристаллы. Возрастает энтропия для одного и того же вещества при переходе из кристаллического состояния в жидкое, но особенно при переходе от жидкого в газообразное. Энтропия определяет стремление системы к беспорядку и является мерой неупорядоченности системы. Изменения энтропии при протекании химических процессов рассчитываются по уравнению: Sхр = ΣSпрод - ΣSисх , или при стандартных условиях: ∆S°298хр= ΣS°298прод - ΣS°298 исх.

              Для выяснения возможности самопроизвольного протекания химической реакции в ту или другую сторону необходимо учитывать две составляющие движущей силы реакции: стремление к порядку (∆H°298 хр) и стремление к беспорядку (∆S°298хр) при постоянных давлении и температуре.

              Общая движущая сила химической реакции определяется энергией Гиббса: ∆G = ∆Н - Т ∆S.

              Энергия Гиббса, или изобарно-изотермический потенциал, также является функцией состояния системы и подчиняется следствию закона Гесса:

              ∆G°298 хр = Σ∆G°298 прод - Σ∆G°298 исх.

              Самопроизвольно протекают процессы, если: ∆G хр = Σ∆G прод - Σ∆G исх + СО2(г) 2СО(г) + 2H2(г).

              Ответ дайте на основании изменения изобарно-изотермического потенциала.

              2. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите изменение изобарно-изотермического потенциала при стандартных условиях реакции:

              C2Н4(г + 3О2(г) г) 2СО2 (г) + 2H2О(г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

              3. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моля метана, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода.

              4. Предскажите и проверьте расчетами знак изменения энтропии в 'следующих случаях:

              5. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите изменение стандартного изобарно-изотермического потенциала реакции:

              Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

              6. Сколько теплоты выделится при сгорании 5 л метана при н.у. до образования паров воды и диоксида углерода при стандартных условиях?

              7. Реакция горения метилового спирта:

              СH3ОН(жид) + 3/2О2(г) = СО2(г) + Н2О(жид), ∆H°298 хр = -726,5 кДж.
              Вычислите теплоту образования ∆H°298 метилового спирта.

              8. Вычислите изменение энтропии и энтальпии образования 1 моля метана из водорода и углерода (графит).

              9. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения ацетилена. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 литра ацетилена?

              10. Вычислите возможность протекания при стандартных условиях реакции:

              СО(г) + Н2О(жид) = СО2 (г) + H2 (г), ∆H°298 хр = -2,8 кДж.
              Вычисления сделайте на основании изменения ∆G°298 используя для этого стандартные теплоты образования (∆H°298) и значения абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ

              11. Определить стандартную энтальпию (∆H°298) образования РН3, исходя из уравнения:

              12. Исходя из теплового эффекта реакции

              определить ∆H°298 образования ортофосфата кальция.

              13. Исходя из уравнения реакции

              вычислить ∆H°298 образования метилового спирта

              14. Рассчитать значения ∆G°298 следующих реакций и установить, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях при 25°С:

              15. Пользуясь справочными данными, показать, что в стандартных условиях при 25°С реакция

              16. Установить, протекание каких из нижеследующих реакций возможно в стандартных условиях при 25° С:

              Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

              Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

              Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

              Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН 0.

              Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

              В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S(ромб), S(монокл), С(графит), С(алмаз) и т.д.

              Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

              Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

              1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
              2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

              Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

              Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

              Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

              Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о 298.

              Стандартная энтальпия образования ΔН о f,298 (или ΔН о обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

              Например , ΔН o f,298(Н2О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

              при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

              Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

              Стандартной энтальпией сгорания ΔН o сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО2(г), Н2О(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

              Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН o 298 реакции:

              Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO2(г) и H2O(ж)):

              Вещество H2S(г) O2(г) SO2(г) H2O(ж)
              ΔН o f,298 -20,60 0 -296,90 -285,83
              ΔН o сгор,298 -562,10 0 0 0

              Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о х.р. равна:

              В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

              ΔН о х.р.,298 = 2ΔН о сгор,298(H2S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

              Задача 2. Вычислите ΔН о 298 реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), используя следующие данные:

              Определите стандартную энтальпию образования NH3(г).

              Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

                  • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:
                      • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН o , изменив ее знак на противоположный:
                          • сложить полученные первое и второе уравнения.

                          Таким образом, тепловой эффект реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) равен:

                          Δ Н о 298 = (- ΔН о 1/2) + (- 3/2·ΔН о 2) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

                          Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH3(г), то

                          ΔН о f,298(NH3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

                          Задача 3. Определите энтальпию процесса

                          если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(к) в n моль Н2О с образованием раствора CuSO4(р-р, nH2O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO4·5H2O(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

                          Решение. Составляем цикл Гесса:


                          ΔН о 1 = ΔН о 2 + ΔН о х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

                          ΔН о х = ΔН о 1 – ΔН о 2 = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

                          Другой вариант решения.

                          По закону Гесса: ΔН о 1 = ΔН о х+ ΔН о 3, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

                          Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

                          Решение. Составляем цикл Гесса:

                          ΔН о (С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

                          1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl2·2H2O(к).

                          Химическое превращение – это качественный скачок, при котором исчезают одни вещества и появляются другие. Происходящая при этом перестройка электронных структур атомов, ионов и молекул сопровождается выделением или поглощением тепла, света, электричества и т.д. – превращением химической энергии в другие виды энергии.

                          Энергетические эффекты химических реакций изучает термохимия. Данные об энергетических эффектах используются для выяснения направленности химических процессов, для расчета энергетических балансов технологических процессов и т.д. С их помощью можно рассчитать температуру горения различных веществ и материалов, температуру пожаров и т.п.

                          Состояние системы (вещества или совокупности рассматриваемых веществ) описывают с помощью ряда параметров состояния – t, p, m. Для характеристики состояния системы и происходящих в ней изменений важно знать также изменение таких свойств системы, как ее внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. По изменению этих свойств системы можно судить, в частности, об энергетике процессов.

                          Химические реакции обычно протекают при постоянном объеме V = const, DV = 0 (например, в автоклаве) или при постоянном давлении p = const (например, в открытой колбе), т.е. является соответственно изохорными или изобарными процессами.

                          Энергетический эффект химического процесса возникает за счет изменения в системе внутренней энергии U или энтальпии H. Внутренней энергией системы называют энергию всех видов движения и взаимодействия тел или частиц, составляющих систему (кинетическая энергия межмолекулярного взаимодействия, вращательная энергия, колебательное движение атомов и групп в молекуле, энергия взаимодействия электронов между собой и с ядрами).

                          Предположим, что некоторая система за счет поглощения теплоты q переходит из состояния 1 в состояние 2. В общем случае эта теплота расходуется на изменение внутренней энергии системы DU и на совершение работы против внешних сил А: или .

                          Приведенное уравнение выражает закон сохранения энергии (который называется также первым законом термодинамики), т.е. означает что сумма изменения внутренней энергии и совершенной системой (или над нею) работы равна сообщенной (или выделенной ею) теплоте. Так, если теплота сообщается газу в цилиндре, закрытом поршнем, то газ, во-первых, нагревается, т.е. его внутренняя энергия возрастает, а во-вторых, расширяется, т.е. производит работу подъема поршня А.

                          Вообще, следует отметить, что ни запасом теплоты, ни запасом работы система не обладает. Система обладает лишь запасом внутренней энергии, а теплота и работа показывают, каким способом изменяется внутренняя энергия системы.

                          Для химических реакций под работой против внешних сил в основном подразумевается работа против внешнего давления. В первом приближении (при p = const) она равна произведению давления р на изменение объема системы DV при переходе ее из состояния 1 в состояние 2:

                          При изохорном процессе (V = const), поскольку изменения объема системы не происходит, А = 0. Тогда переходу системы из состояния 1 в состояние 2 отвечает равенство: . Таким образом, если химическая реакция протекает при постоянном объеме, то выделение или поглощение теплоты qv связано с изменением внутренней энергии системы.

                          При изобарном процессе (p = const) тепловой эффект qр равен:

                          Тогда qp = H2 – H1 = DH.

                          Величину Н называют энтальпией. Энтальпию можно рассматривать как энергию расширенной системы. Таким образом, если при изохорном процессе энергетический эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы , то в случае изобарного процесса он равен изменению энтальпии системы .

                          Химические и физические изменения в системе, как правило, сопровождаются выделением и поглощением теплоты. Наибольшую теплоту, которую можно получить при химическом процессе при данной температуре, называют тепловым эффектом процесса. Процессы в химии, при которых теплота выделяется, называются экзотермическими, а процессы, при которых теплота поглощается, - эндотермическими. Тепловые эффекты экзотермических реакций в термохимии принято считать положительными, а эндотермических функций – отрицательными. В отличие от термохимии в химической термодинамике, наоборот, положительные значения принимаются для тепла (Q), поглощенного системой. С целью согласовать систему знаков, будем тепловой эффект процесса обозначать через Q и считать, что

                          Q = -q, т.е. QV = -DU; QP = -DH.

                          (В химической термодинамике: q – поглощаемая энергия - положительна; q - отдаваемая (излучаемая) энергия – отрицательна.)

                          Энергетический эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, отличается от энергетического эффекта реакции, протекающей при постоянном объеме, на величину pDV. Для химического процесса, протекающего изобарически, DV представляет собой разность между суммой объемов исходных веществ и продуктов реакции. Так, для реакции, записанной в общем виде:

                          изменение объема определяется равенством

                          где VA, VB, …, VD, VE… - молярные объемы веществ A, B, …, D, E…; åVпрод – сумма молярных объемов продуктов реакции; åVисх – сумма молярных объемов исходных веществ.

                          Следует отметить, что подавляющее большинство химических реакций происходит при постоянном давлении. Поэтому таким реакциям в дальнейшем будет уделено наибольшее внимание.

                          Тепловые эффекты реакций определяют как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов. Абсолютные значения внутренней энергии и энтальпии определить невозможно. Однако для термохимических расчетов это несущественно, т.к. здесь представляет интерес энергетический эффект процесса, т.е. изменение состояния системы – изменение значений U и H (DU и DН).

                          При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия, или внутренняя энергия системы, и значения DН и DU для них отрицательны.

                          При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е. Н и U системы возрастают, а DН и DU имеют положительные значения (это значит, что продукт реакции менее устойчив, чем исходное вещество).

                          Для того, чтобы можно было сравнивать энергетические эффекты различных процессов, термохимические расчеты обычно относят к 1 моль вещества и условиям, принятым за стандартные. За стандартные принимают давление 101325 Па и температуру 25 оС (298,15 К). Стандартные тепловые эффекты принято обозначать .

                          Уравнения химических реакций с указанием тепловых эффектов называют термохимическими уравнениями.

                          Термохимическое уравнение реакции синтеза 1 моля воды имеет вид:

                          В термохимических уравнениях указывается также агрегатное состояние и полиморфная модификация реагирующих и образующихся веществ: г – газовое, ж – жидкое, к – кристаллическое и т.д.

                          В основе термохимических расчетов лежит закон, сформулированный Гессом Г.И. (1841):

                          Тепловой эффект зависит только от вида (природы) и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

                          Так, образование оксида углерода (IV) из графита и кислорода можно рассматривать или как непосредственный результат взаимодействия простых веществ:

                          или как результат процесса, протекающего через промежуточную стадию образования и сгорания оксида углерода (II):

                          Согласно закону Гесса, тепловые эффекты образования СО2 как непосредственно из простых веществ, так и через промежуточную стадию образования и сгорания СО равны

                          По приведенному равенству нетрудно вычислить одну из величин DН, зная две другие. Как известно, тепловые эффекты образования СО2 (DН1) и горения СО (DН3) определяются экспериментально. Тепловой же эффект образования СО (DН2) измерить невозможно, т.к. при горении углерода в условиях недостатка кислорода образуется смесь СО и СО2. Но теплоту образования СО можно рассчитать по известным значениям и : ; .

                          Следствия из закона Гесса:

                          Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямой реакции с обратным знаком, т.е. для реакций

                          отвечающие им тепловые эффекты связаны равенством

                          Если в результате ряда последовательных химических реакций система приходит в состояние, полностью совпадающее с исходным (круговой процесс), то сумма тепловых эффектов этих реакций равна нулю, т.е. для ряда реакций

                          сумма их тепловых эффектов

                          В термохимических расчетах широко используют энтальпии (теплоты) образования веществ.

                          Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ. Обычно используют стандартные энтальпии образования. Их обозначают или (часто один из индексов опускают; f – от англ. formation).

                          Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях (газообразный кислород, жидкий бром, кристалллический иод, ромбическая сера, графит и т.д.), принимают равными нулю.

                          Согласно закону Гесса тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. Для реакций вида

                          тепловой эффект DНх.р. определяется равенством

                          Для реакции взаимодействия кристаллического оксида алюминия и газообразного оксида серы (VI)

                          Реакция термического разложения СаСО3:

                          3. Реакция разложения бертолетовой соли

                          Энтальпии образования известны примерно для 4000 веществ в различных агрегатных состояниях. Это позволяет чисто расчетным путем установить энергетические эффекты самых разнообразных процессов.

                          Большинство процессов представляет собой два одновременно происходящих явления: передачу энергии и изменение в упорядоченности расположения частиц относительно друг друга.

                          Частицам (атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное.

                          Так, если, например, баллон с газом соединить с сосудом, то газ из баллона будет распределяться по всему объему сосуда. При этом система из более упорядоченного состояния (с меньшим беспорядком) переходит в состояние менее упорядоченное (с большим беспорядком).

                          Количественной мерой беспорядка является энтропия S.

                          Или другими словами: энтропия – мера неупорядоченности системы. Ее представляют как логарифмическое выражение вероятности существования вещества или различных его форм:

                          где S – энтропия, - коэффициент пропорциональности (к – постоянная Больцмана), W – термодинамическая вероятность существования вещества или какой-либо его формы, т.е. число возможных микросостояний, соответствующих данному макросостоянию вещества.

                          При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное энтропия возрастает (DS > 0). Чтобы оценить изменение энтропии при переходе из состояния 1 в состояние 2 необходимо, как обычно, из величины какого-либо свойства, характеризующего конечное состояние, вычесть величину того же свойства, характеризующего начальное состояние:

                          II закон термодинамики: в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает, т.е. DS > 0.

                          Переход же системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное связан с уменьшением энтропии, и самопроизвольное протекание подобного процесса менее вероятно. Так, ясно, что в рассматриваемом примере невероятно, чтобы газ самостоятельно собрался в баллоне.

                          В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное энтропия системы уменьшается (DS Список литературы

                          Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. – С. 183-201.

                          Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. – М.:

                          Высшая школа, 1981. – С. 7-75

                          Шиманович И.В., Павлович М.Л., Тикавый П.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. – С. 89-102.

                          Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. – М.: Высшая школа, 1991. – 264 С.

                          Читайте также: