Тема 1. Основные термодинамические представления.

Понятия химической термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса. Понятие энтропии. Энергия Гиббса. Термодинамические расчеты по реакции.

Химическая термодинамика исследует закономерности превращений энергии в химических процессах. Она изучает движущие силы химических реакций, их направление и возможности реального осуществления в данных условиях, а также их энергетические характеристики.

Энтальпия – функция состояния, увеличение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.

Тепловым эффектом химической реакции называют максимальное количество тепла, которое выделяется или поглощается в необратимом процессе при постоянном объеме или давлении. Уравнение реакции, для которой указываются соответствующие изменения энтальпии, называются термохимическими.

Химические реакции, при протекании которых во внешнюю среду выделяется теплота и происходит уменьшение энтальпии системы (ΔН_r<0), называются экзотермическими. Реакции, в результате которых система поглощает теплоту извне и энтальпия возрастает (ΔН_r>0), называются эндотермическими.

Для многих реакций изменение энтальпии можно рассчитать с помощью справочных таблиц стандартных энтальпий образования реагентов и продуктов этих реакций. На основе таких расчетов может быть предсказана энергетика без проведения эксперимента.

Энтальпией образования (ΔH_f) (formation – образование) соединения называют изменение энтальпии системы, сопровождающее образование 1 моль соединения из простых веществ. Энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю. Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии (р = 1 атм = 10⁵ Па, Т = 298 К), энтальпию образования называют стандартной, обозначают ΔH_fº, измеряют в килоджоулях на моль (кДж/моль); энтальпию реакции в стандартных условиях обозначают ΔH_rº.

Закон Гесса: при постоянных давлении и температуре изменение энтальпии при образовании продуктов из данных реагентов не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты, а определяется начальным и конечным состоянием веществ.

Следствие из закона Гесса: изменение энтальпии реакции равно алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов. Для реакции, представленной в общем виде

ν_AA + ν_BB = ν_CC + ν_DD,

следствие из закона Гесса запишется с помощью равенства:

ΔH_rº = ν_C ΔH_fº(C) + ν_D ΔH_fº(D) −ν_B ΔH_fº(B) −ν_A ΔH_fº(A).

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите изменение энтальпии реакции:

4NH₃(г) + 5O₂(г) = 4NO(г) + 6H₂O(г).

Согласно следствию из закона Гесса:

ΔН_rº = 6ΔН_fº(H₂O) + 4ΔН_fº(NO) – 4ΔН_fº(NH₃).

Пользуясь табл.1 приложения, находим ΔH_fº и подставляем:

ΔH_rº = 6·(–242) + 4·90 – 4·(–46) = –908 кДж.

ΔН_rº < 0, реакция экзотермическая.

Задача 2. Определите изменение энтальпии реакции, считая, что все вещества находятся в жидком состоянии:

С₂Н₅ОН + СН₃СООН = СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О

Для органических веществ определены ΔН_cº.

Изменение энтальпии реакции составит:

ΔН_rº = ΔН_cº (С₂Н₅ОН) + ΔН_cº (СН₃СООН) – ΔН_cº (СН₃СООС₂Н₅) – ΔН_cº (Н₂О).

ΔН_rº = –1367 – 874 + 2254 = 13 кДж.

ΔН_rº > 0, реакция эндотермическая.

Задача 3. Вычислите энтальпию образования этана С₂Н₆ из простых веществ, если известно, что:

С₂Н₆(г) + 3,5О₂(г) = 2СО₂(г) + 3Н₂О(ж), ΔНº_r = –1560 кДж;

ΔНº_f(СО₂) = –393,5 кДж/моль;

ΔНº_f(H₂О_ж) = –285,84 кДж/моль.

Согласно следствию из закона Гесса:

ΔНº_r = 3ΔНº_f(H₂O_ж) + 2ΔНº_f(СO_{2 г}) – ΔНº_f(С₂H_{6 г}),

ΔНº_f(С₂H_{6 г}) = 3ΔНº_f(H₂O _ж) + 2ΔНº_f(СO_{2 г}) – ΔНº_r,

ΔНº_f(С₂H_{6 г}) = 3·(–285,84) + 2·(–393,5) + 1560 =

= –84,5 кДж/моль.