1.2. Термохимия. Закон Гесса

Тепловые эффекты реакций можно определить экспериментально и с помощью термохимических расчётов. При расчётах используют термохимические уравнения. Это уравнения химических реакций, в правой части которых указан тепловой эффект.

Термохимические расчёты проводят на основе закона Гесса: тепловой эффект реакции (при Р –, V – const или Т –, Р – const) не зависит от пути, по которому проходит процесс, а определяется только природой исходных веществ и продуктов реакции и их состоянием.

Согласно закону Гесса при расчётах с термохимическими уравнениями можно производить те же действия, что и с алгебраическими, т.е. переносить члены уравнения из одной части в другую, складывать, вычитать и т.д.

Закон Гесса позволяет вычислить тепловые эффекты химических реакций, процессов растворения и фазовых превращений.

К фазовым превращениям относятся процессы, связанные с переходом из одного агрегатного состояния в другое (сублимация, испарение, плавление и др.), а также переход из аморфного состояния в кристаллическое, превращение одной модификации в другую и т.д. Фазовые превращения записываются в виде уравнений, подобных термохимическим:

1) испарение: Hg(ж)  Hg(г),	Н = +60,8 кДж;
2) переход из аморфного состояния в кристаллическое:
В2О3(аморф)  В2О3(кр),	Н = –18,4 кДж.

При фазовых превращениях «твёрдое вещество»  «жидкость»  «газ» теплота поглощается, т.е. это процессы эндотермические Q < 0, H > 0 потому, что каждое последующее состояние по сравнению с предыдущим характеризуется увеличением подвижности частиц, образующих вещество. Такая возрастающая подвижность частиц связана с частичным разрывом связей в структуре вещества, что требует затраты энергии. Обратный переход сопровождается выделением теплоты – процессы экзотермические Q > 0, H < 0.

Переход вещества из аморфного состояния в кристаллическое сопровождается выделением тепла (Q > 0, H < 0), что связано с упрочнением связи. Если кристаллическое вещество превращается в аморфное, то теплота поглощается (Q < 0, H > 0), эта теплота идёт на разрушение кристаллической решётки.

1.3. Энтальпия образования соединений

Под энтальпией образования соединения ( обр) понимают изменение энтальпии для реакции образования одного моля данного химического соединения из простых веществ. При этом энтальпия образования простых веществ (N₂, О₂, Н₂, С_графит и др.) принимается равной нулю. Стандартная энтальпия образования вычисляется при стандартных условиях: 25 С (298 К) и Р = 1 атм, обозначается и измеряется в кДж/моль.

Энтальпия образования химического соединения равна по абсолютной величине и противоположна по знаку энтальпии разложения этого соединения на простые вещества при стандартных условиях, т.е. обр = – разл (закон Лавуазье-Лапласа).

Чем больше отличаются между собой элементы, входящие в состав соединения по значению относительной электроотрицательности (ОЭО), тем меньше величина энтальпии образования. В то же время разность значений относительных электроотрицательностей ( ОЭО) элементов качественно определяет вид химической связи между ними. А именно, соединения с ионной связью образованы элементами, у которых эта разность наибольшая ( ОЭО > 2). Ковалентные соединения с полярной связью образуются между элементами, имеющими  ОЭО  2, а с неполярной связью – при  ОЭО = 0. Отсюда следует, что при переходе от молекул с ковалентной неполярной связью к молекулам с ковалентной полярной связью, а затем с ионной, величина энтальпии образования должна уменьшаться. Так, например, согласно данным таблицы, наблюдаем, что от LiCl к CCl₄  ОЭО уменьшается. Следовательно, уменьшается полярность связи и в той же последовательности возрастает величина энтальпии образования.

Вещество	LiCl	ВеCl2	ВCl3	CCl4
 ОЭО	2,0	1,5	1,0	0,5
, рассчитанная на одну связь Э–Cl, кДж	–408,3	–233,8	–134,3	–33,2