Закон Гесса
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.
На рисунке (3.1.) приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А1, А2… в продукты реакции В1, В2…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔHi. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6
Рис. 3.1. Схема химического процесса, протекающего в одну, две или три стадии
Следствия закона Гесса
Закон открыт русским химиком Г.И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд его следствий.
∙ Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).
∙ Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм энтальпий (теплот) образования (ΔfH) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
ΔrН = Σ νi Δf Hi продуктов реакции − Σ νi Δf Hi исходных веществ (2.2)
∙ Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔrНc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
ΔrН = Σ νi Δf H с,i исходных веществ − Σ νi Δf H с,i продуктов реакции (2.3)
Таким образом, пользуясь табличными значениями (табл. 3.1.) энтальпий сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины энтальпий образования и сгорания веществ обычно относятся к стандартным условиям.
Таблица 3.1.
Термодинамические характеристики некоторых веществ
при температуре 298 К и давлении 101 кПа
Вещество |
Δf H0, кДж/моль |
S0, Дж/моль∙К |
Δf G0, кДж/моль |
Al2O3 (кр.) |
-1675,0 |
50,9 |
-1582,6 |
BaSO4(кр.) |
-1195,0 |
90.0 |
-1358,3 |
CO (г.) |
-110,5 |
197,4 |
-137,8 |
CO2 (г.) |
-393,5 |
213,6 |
-394,4 |
CaO (кр.) |
-635,1 |
39,7 |
-604,2 |
Ca(OH)2 (кр.) |
-986,2 |
83,4 |
-896,8 |
CaCl2 (кр.) |
-785,8 |
113,8 |
-753,1 |
CaSO4 (кр.) |
-1432,7 |
106,7 |
-1320,3 |
CaSiO3 (кр.) |
-1584,1 |
82,0 |
-1501,1 |
CaCO3 (кр.) |
-1206,0 |
92,9 |
-1128,8 |
CaSO4∙2H2O (кр.) |
-2021,1 |
- |
-1795,7 |
Fe (кр.) |
0 |
27,2 |
- |
FeO (кр.) |
-264,7 |
58,8 |
-245,3 |
Fe2O3 (кр.) |
-821,3 |
89,9 |
-743,8 |
Fe3O4 (кр.) |
-1117,7 |
151,6 |
-1016,4 |
H2 (г.) |
0 |
130,6 |
0 |
H2O (ж.) |
-285,8 |
69,9 |
-237,4 |
MgO (кр.) |
-601,2 |
26,9 |
-569,5 |
Mg(OH)2 (кр.) |
-924,7 |
63,1 |
-837,1 |
MgCl2 (кр.) |
-641,8 |
89,5 |
-594,7 |
O2 (г.) |
0 |
205,0 |
0 |
SO2 (г.) |
-296,9 |
248,1 |
-301,6 |
SiO2 (кр.) |
-859,3 |
42,1 |
-856,7 |
Н2О (г.) |
-241,8 |
188,7 |
-228,8 |