1) Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С₂Н₆(г) + 3¹/₂О₂ = 2СО₂(г) + ЗН₂О(ж), DН⁰₂₉₈ = -1559,87 кДж.

Вычислите энтальпию (теплоту) образования этана.

Решение:

Применим следствие из закона Гесса

DН⁰₂₉₈ = [2DН⁰ ₂₉₈(СО₂) + 3DН⁰₂₉₈(Н₂О)] - [DН⁰₂₉₈(С₂Н₆) + 3¹/₂DН⁰₂₉₈(О₂)]

Подставляя табличные значения, получаем

DН⁰₂₉₈(С₂Н₆) = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 1559,87 = -84,67 кДж/моль

Ответ: DН⁰₂₉₈(С₂Н₆) = -84,67 кДж.

2) Рассчитать количество тепла, необходимое для испарения 1 м3 воды.

Решение:

Запишем уравнение фазового перехода H₂O_(ж) = H₂O_(г).

Применим следствие из закона Гесса

Н ⁰_{298 исп. (}Н₂О _2Ож) = H⁰ ₂₉₈(Н₂О _г)– H⁰ (Н₂О _ж)= –242 – (–286) = 44 кДж/моль.

Для испарения 1 м³ (5,56·10⁴ моль) воды потребуется 44·5,56·10⁴ = =2,42·10⁶ кДж.

На примере реакции нейтрализации покажем методику проведения экспериментальных расчетов тепловых эффектов химических реакций.

Реакции нейтрализации относится к наиболее распространенным в химии реакциям. Они протекают при взаимодействии кислот с основаниями.

Рассмотрим данную реакцию на примере взаимодействия сильной кислоты с сильным основанием.

Молекулярная форма – HCl + NaOH = NaCl + H₂O,

полная ионная форма – H⁺ + Cl^– + Na⁺ + OH^– = Na⁺ + Cl^– + H₂O,

сокращенная ионная форма – H⁺ + OH^– = Н₂O.

Таким образом, все реакции между сильными кислотами и основаниями имеют общую сокращенную ионную форму.

Термохимическое уравнение данной реакции имеет вид

H⁺_(p) + OH^–_(p) = H₂O_(ж), DН⁰ ₂₉₈ = -57,2 кДж/моль.

Экспериментальная проверка теплового эффекта данной реакции проводится на калориметрическая установка, наиболее простой вариант которой приведен на рисунке 1.

В о внутреннем стакане калориметра проводят реакцию между растворами кислоты и щелочи. Растворы должны иметь одинаковую температуру с калориметром и окружающей средой.

В ходе реакции выдаляется энергия, которая расходуется на нагрев содержимого калориметра, в результате чего его температура повышается. Вычислив изменение температуры (∆t) и зная теплоемкости всех частей калориметра или постоянную калориметра можно найти количество выделившейся энергии.

Рисунок 1 Схема калориметрической установки

Для получения точных результатов необходимо применять специальную калориметрическую установку.

9.3 Энтропия

Энтропия (S) - мера беспорядка системы.

S = k· lgW,

где, k – коэффициент пропорциональности,

W – число микросостояний, соответствующих данной системе.

Энтропия также является функцией состояния, размерность её .

В изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие реакции или фазовые переходы, которые ведут к увеличению неупорядоченности системы, т.е. к увеличению энтропии.

В отличие от внутренней энергии и энтальпии для энтропии известны абсолютные значения. Это стало возможным благодаря постулату Планка – энтропия любого простого вещества при 0 К принята равной нулю.

При повышении энтропия возрастает. В случае фазовых переходов (плавление, кипение, конденсация и т.д.) изменение энтропии происходит скачкообразно.

Применяя закон Гесса или его следствия и имея данные по энтропиям веществ, можно рассчитать изменение энтропии в ходе химической реакции или фазового перехода. В таблице 2. приведены стандартные значения энтропий некоторых веществ.

Таблица 2 – Стандартные абсолютные значения энтропий (S°₂₉₈) некоторых веществ

Вещество	Состояние	S°298, Дж/(моль К)	Вещество	Состояние	S°298, Дж/(моль К)
С	Алмаз	2,44	H20	ж	69,94
С	Графит	5,69	Н20	г	188,72
Fe	к	27,2	NH3	г	192,50
Fe203	к	89,96	С2Н2	г	200,82
СО	г	197,91	С2Н4	г	219,54
СО2	г	213,65	02	г	205,03