Решение
N2(г) + О2(г) = 2NO(г), Н =?
Eсв +945,3 +498,4 2 (–632)
Используются данные, приведенные в табл.3.
Н1 = [945,3 + 498.4] + 2 [–632] = 179.7 кДж.
При окислении 84 г N2 (3 моль азота):
Н2 = 3179.7 = 539.1 кДж.
Окисление 84 г азота в избытке кислорода сопровождается поглощением из окружающей среды 539,1 кДж энергии. Реакция эндотермическая.
Приведенные в примерах расчеты Н по энергиям химических связей имеют ограниченное применение и используются в основном для двух- и трехатомных молекул.
В
термохимии основными данными для
проведения термохимических расчетов
служат энтальпии образования сложных
соединений из простых веществ
(f
– formation).
Энтальпия
образования
сложного
вещества есть энтальпия реакции синтеза
его из простых веществ, взятых в наиболее
устойчивых физических состояниях при
заданном внешнем давлении р = 1 атм и
температуре Т.
Под простыми веществами подразумеваются все химические элементы периодической системы в кристаллической форме, характерной для металлов (за исключением ртути), и молекулярной форме для неметаллов (за исключением благородных газов) в том агрегатном состоянии, которое для них характерно при внешнем давлении 1 атм.
Для
внешнего давления, равного 1 атм и
температуре T
= 298.15 К, в справочных таблицах
термодинамических величин (см. приложение)
даются стандартные энтальпии образования
соединений
разной
степени сложности. Например, энтальпия
образования
СО2(г)
=
393.51 кДж/моль относится к реакции
С(графит) + О2(г) = СО2(г);
С(графит) и О2(газ) – простые вещества.
Энтальпия образования всех простых веществ принята за начало отсчета и равна нулю.
Задачей
термохимии является расчет энтальпий
химических реакций
по
табличным значениям
,
опираясь на закон Гесса.
Основной закон термохимии (закон Гесса, 1836 г.) в современной интерпретации утверждает, что энтальпия реакций, протекающих либо при V,T = const, либо p,T = const не зависти от промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Например, экспериментально невозможно определить значение H1 реакции:
С(гр)
+
О2(г)
СО(г); H1
= ?
так как при сжигании графита, как правило, образуется смесь оксидов (СО2 и СО).
В соответствии с законом Гесса можно преодолеть это затруднение, измерив экспериментально (в калориметре) энтальпии следующих реакций:
С(гр) + О2(г) СО2(г); H2 = 393,51 кДж/моль,
СО(г)
+
О2(г)
СО2(г);
H3
=
282,99 кДж/моль.
Представим возможные пути превращений исходных соединений.
Поскольку H есть функция состояния системы, в которой происходят реакции, то в соответствии с законом Гесса независимо от того, идет реакция по первому или второму пути:
H1 = H2 + H3 или
H2 = H1 H3 = ( 393,51) ( 282,99 ) = 110, 52 кДж.
Именно столько энергии выделяется (экзотермический процесс) при образовании 1 моль СО из С(гр) и 1/2О2(г). Эта величина вычислена теоретически.
В
соответствии с законом Гесса с
термохимическими уравнениями можно
обращаться как с алгебраическими. Их
можно складывать друг с другом или
вычитать из одного уравнения другое.
Именно эти операции используют при
вычислении энтальпии реакции
(r
– reaction),
используя табличные данные энтальпий
образования
участников термохимической реакции.
Воспользуемся табличными данными термохимических величин, приведенных в приложении, для вычисления энтальпии реакции разложения карбоната кальция:
СаСО3(т)
СаО(т) + СО2(г);
=
?
кДж/моль:
1206
635.1
393.51
Для
того чтобы вычислить
указанной реакции, необходимо из суммы
энтальпий образования продуктов реакции
вычесть сумму энтальпий образования
исходного вещества:
=
[
прод.]
[
исх.],
=
[(
635.1) + (
393.51)]
[
1206] = 177.39 кДж.
В том, что именно такую алгебраическую операцию нужно совершить, можно убедиться, если записать реакции образования участников процесса:
Са(т)
+ 1/2О2(г)
СаО(т);
(СаО)
=
635.1 кДж,
С(т)
+ О2(г)
СО2(г);
(СО2)
=
393.51 кДж,
С(т)+3/2О2(г)+С(т)СаСО3(т);
(СаСО3)
=
1206 кДж.
При вычитании из алгебраической суммы первых двух уравнений третьего и выполнении необходимых сокращений и переносов получим:
СаСО3(т) СаО(т) + СО2(г); [( 635.1) + ( 393.51)] [ 1206],
СаСО3(т) СаО(т) + СО2(г); rН0(298) = 177.39 кДж.