- •1. Первый закон термодинамики
- •2. Тепловые эффекты химических процессов
- •3. Закон гесса и следствия из него
- •1.Тепловой эффект обратного процесса равен по величине тепловому эффекту прямого процесса, но с противоположным знаком.
- •2. Тепловой эффект кругового процесса равен нулю.
- •4. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики
- •5. Энергия гиббса
- •Энтальпийный и энтропийный факторы и направление процесса
- •Влияние температуры на направление реакции
- •Стандартная энергия Гиббса образования.
- •6. Константа равновесия и изобарно–изотермический потенциал реакции
- •7. Термохимические измерения и вычисления
- •8. Лабораторные работы
- •8.1. Определение энтальпии реакции нейтрализации
- •8.2. Определение энтальпии реакции присоединения кристаллизационной воды к безводной соли (энтальпия гидратации)
- •8.4. Определение энтальпии образования соли
- •9. Вычисления энергии связи по тепловому эффекту
- •10. Контрольные вопросы
- •11.Тестовые задания для самопроверки по теме:
- •12. Примеры решения задач
- •13. Рекомендации для самостоятельной работы студентов
- •14.Требования к знаниям и умению
- •Сыркин Алик Михайлович
- •Редактор л.А.Маркешина
- •Тираж 600 экз. Заказ
3. Закон гесса и следствия из него
Важнейшим свойством любой функции состояния является независимость ее изменения от способа, или пути, изменения состояния системы. Из полученных уравнений (2) и (3) вытекает заключение, называемое законом Гесса. Тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или объеме, не зависит от пути протекания реакции и определяется состоянием исходных веществ и продуктов реакции.
Этот вывод был сделан русским химиком Гессом в 1840 г. на основании эмпирических данных и лежит в основе термохимических вычислений. Следствиями из закона Гесса являются следующие положения.
1.Тепловой эффект обратного процесса равен по величине тепловому эффекту прямого процесса, но с противоположным знаком.
∆Hпр .= –∆Hобратн.
∆Hпр. = H2–H1
∆
2. Тепловой эффект кругового процесса равен нулю.
∆H круг. = ∆H пр. + ∆H обрат. = ∆H пр. – ∆H пр. = 0
3.Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и теплот образования исходных веществ. При суммировании необходимо учитывать количество молей соответствующих веществ.
В общем виде тепловой эффект ∆Hºр реакции
а А + b В → с С + d D
равен:
∆Hºp = [c ∆Hºобр.(С) + d ∆Hºобр.(D)] – [a ∆Hºобр.(A) + b ∆Hºобр.(B)]
или
∆Hºp = Σ∆Hºобр.(прод.) – Σ∆Hºобр.(исх.)
Например, для реакции
C6H12O6 (тв)+6 O2 (г) → 6 H2O(ж) + 6 СO2 (г)
∆Hр = 6 ∆Hобр(H2O(ж) + 6 ∆Hобр(СO2 (г)) – ∆Hобр(С6Н12O6 (тв))
ΔHобр.(О2)=0, т.к. энтальпии образования простых веществ приняты равными нулю.
Пользуясь следствием закона Гесса, можно вычислить изменение энтальпии любых реакций, исходя из значений энтальпий образования исходных веществ и продуктов. В табл. 1 приложения приведены значения изменений энтальпий образования некоторых веществ в стандартных условиях (стандартных теплот образования), ΔHº298. Используя данные табл.1, можем рассчитать ΔHр.для рассматриваемого процесса:
ΔHр. = 6 (–285,8) +6 (–393,5) – (–1273,0) = –2802,8 кДж
Величина и знак стандартных энтальпий образования веществ являются важными количественными характеристиками веществ, особенно при сравнительной оценке однотипных соединений. В целом можно утверждать: чем более отрицательное значение имеет стандартная энтальпия образования вещества, тем устойчивее вещество.
4. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и теплот сгорания продуктов реакции. При суммировании необходимо учитывать количество молей соответствующих веществ.
∆Hºp = Σ∆Hºсгор.(исх.) – Σ∆Hºсгор.(прод.)
В табл. 2 приложения приведены значения энтальпий сгорания некоторых веществ в стандартных условиях (стандартных теплот сгорания).
Например, тепловой эффект реакции
C2H4 (г) + H2 (г) → C2H6 (г)
может быть определен через теплоты сгорания исходных веществ и продуктов реакции следующим образом:
ΔHºр. = ΔHºсгор.(C2H4 (г)) + ΔHºсгор.(H2 (г)) – ΔHºсгор.(C2H6 (г)) = –1410,97 +
(–285,84) – (–1559,88)= –136,93 кДж.
5. С термохимическими уравнениями можно совершать алгебраические действия, их можно умножать и делить на постоянное число, складывать одно уравнение с другим и вычитать одно из другого, переносить члены уравнения из одной части уравнения в другую, изменяя при этом знак.
Подобные алгебраические действия с термохимическими уравнениями позволяют определять тепловые эффекты таких реакций, которые трудно осуществить на практике. Например:
С + O2 = CO2; ΔHº1= –393,5 кДж/моль
СO + ½ O2 = CO2; ΔHº2= –283,0 кДж/моль
С + ½O2 = CO; ΔHºx-?
Для нахождения ΔHºx вычтем из первого термохимического уравнения второе:
С + O2 – СO – ½ O2 = CO2 – CO2;
С + ½ O2 = CO; ΔHº1 – ΔHº2
При сопоставлении полученного уравнения с искомым убеждаемся, что они идентичны, следовательно,
ΔHºx = ΔHº1 – ΔHº2 = –393,5 + 283,0 = – 110,5 кДж/моль.