6.Термодинамика и термохимия
6.1. Химическая термодинамика – это раздел химии, изучающий энергетику химических процессов. Химическая термодинамика определяет направление и полноту протекания самопроизвольных химических реакций, а так же необходимые для этого затраты энергии.
Раздел химии, изучающий тепловые эффекты различных процессов, называют термохимией.
Уравнение химической реакции с указанием теплового эффекта называют термохимическим уравнением.
По выделению или поглощению энергии химические реакции делятся на экзотермические, идущие с выделением теплоты в окружающую среду (+Q) и эндотермические, идущие с поглощением теплоты из окружающей среды (–Q).
Тепловой эффект реакции
Теплота, которая выделяется или
поглощается в результате химической
реакции
Единицы измерения Дж, кДж
Обозначается Q
Энтальпия. Стандартная энтальпия. Образование вещества.
Энтальпия
Обозначается Н (аш)
Определяет меру энергии накапливаемую
веществом при его образовании
Единицы измерения Дж
∆Hр = – Qp
Qp – тепловой эффект реакции при постоянном давлении со знаком «–»
При Qp>0 и ∆Hр<0 идут экзотермические реакции
H2 + Cl2 → 2HCl ∆H = – 184,6 кДж (теплота выделяется)
При Qp<0 и ∆Hр>0 – эндотермические реакции
N2 + O2 → 2NO ∆H = 180,8 кДж (теплота поглощается)
∆H – тепловой эффект (энтальпия), относится к этому числу молей вещества, которое определено уравнением реакции.
Изменение энтальпии химической реакции зависит от температуры, давления, количества и агрегатного состояния вещества, потому конкретную химическую реакцию характеризуют стандартным изменением энтальпии,
∆H0 (при Т + 298 К и Р = 1,03*105 Па)
Например, 2Н2(газ) + О2(газ) = 2Н2О(жидкость),
∆H0 = – 571,6 кДж
Стандартная энтальпия образования веществ
Определяет изменение энтальпии при
образовании вещества количеством 1
моль из простых веществ в их устойчивых
модификациях при стандартных условиях
Обозначается H0обр
Единицы измерения кДж/моль
H0обр простого вещества принята равной нулю и приписывается только одному агрегатному состоянию вещества: H0обр *J2 (тв) = 0
H0обр *J2 (жидкость) = 22 кДж/моль,
H0обр *J2 (газ) = 62 кДж/моль.
По мере увеличения по абсолютной величине отрицательного значения H0обр возрастает и устойчивость образующегося вещества.
6.2.Вычисление тепловых эффектов. Закон Гесса.
Тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции при V = const и P = const не зависит от числа промежуточных стадий, от пути процесса и определяется только начальным и конечным состоянием системы.
С DH0 СО2
DH0=DH01+DH02
DH01 DH02
СО
1. С + О2 ® СО2 DH0 = – 393,5 кДж/моль
2. С + ½ О2 ® СО DH01 = – 110,5 кДж/моль
СО + ½ ® СО2 DH02 = – 283 кДж/моль
– 393,5 = – 110,5 – 283
Следствие из закона Гесса.
Тепловой эффект реакции DH0р равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов: DHх0р = SΔН0 (продукты) – SΔН0 (реагенты)
Пример 1. Расчет теплового эффекта реакции по стандартным теплотам образования реагирующих веществ.
Определите количество теплоты, выделяющееся при гашении 100 кг извести водой, если стандартные теплоты образования реагирующих веществ равны (кДж/моль):
∆H0CaO
(k) = – 635,1;
;
∆H0
Ca(OH)2 (k) = -986.2
Тепловой эффект реакции по закону Гесса равен:
∆H0х.р. = ∆H0 Ca(OH)2 (k) – [∆H0CaO (k) + ∆H0H2O (ж)]= -986.2-( -635.1 – 285.84)=
=-65.3 кДж
Тепловой эффект реакции рассчитан на 1 моль CaO, то есть на 56 г. Составим пропорцию:
Из 56 г (CaO) выделилось – 65.3 кДж
Из 100000 г (CaO) выдел. - Х кДж
Х = (100000*(-65,3))/56 = -1,16*105 кДж
Ответ: -1,16*105 кДж
Пример2. Вычислить теплоту образования CaCO3 по теплоте реакции разложения CaCO3 на CaO и CO2, равной –200,9 кДж, если известно, что
∆H обр СаО = -635,2 ∆H0 обр СО2 = -393 кДж
Решение. Из уравнения реакции следует
∆H0 обр CaCO3 + ∆H обр СаО + ∆H0 обр СО2 = -200,9 кДж
Отсюда: - ∆H0 обр CaCO3 = -200,9 кДж - ∆H обр СаО - ∆H0 обр СО2
∆H0 обр CaCO3 = -200,9 кДж + ∆H обр СаО + ∆H0 обр СО2 = -200,9 – 635,2 – 393,6 =
=-1229,7 кДж.
Ответ: ∆H0 обр CaCO3 = -1229.7 кДж.