Как найти энтальпию реакции в химии - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Загрузить PDF

Во время химических реакций происходит поглощение или выделение тепла в окружающую среду. Такой теплообмен между химической реакцией и окружающей средой называется энтальпией, или H. Однако измерить энтальпию напрямую невозможно, поэтому принято рассчитывать изменение температуры окружающей среды (обозначаемое ∆H). ∆H показывает, что в ходе химической реакции происходит выделение тепла в окружающую среду (экзотермическая реакция) или поглощение тепла (эндотермическая реакция). Рассчитывается энтальпия так: ∆H = m x s x ∆T, где m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции, ∆T — изменение температуры в результате реакции.

1
Определите реагенты и продукты реакции. Любая химическая реакция имеет реагенты и продукты реакции. Продукт реакции создается в результате взаимодействия реагентов. Другими словами реагенты — это ингредиенты в рецепте, а продукт реакции — это готовое блюдо. Чтобы найти ∆H реакции, необходимо знать реагенты и продукты реакции.
- Например, необходимо найти энтальпию реакции образования воды из водорода и кислорода: 2H₂ (водород) + O₂ (кислород) → 2H₂O (вода). В этой реакции H₂ и O₂ – реагенты, а H₂O — продукт реакции.
2
Определите общую массу реагентов. Далее необходимо подсчитать массу реагентов. Если вы не можете взвесить их, то подсчитайте молекулярную массу, чтобы найти фактическую. Молекулярная масса — это постоянная, которую можно найти в периодической таблице Менделеева или в других таблицах молекул и соединений. Умножьте массу каждого реагента на число молей.
- В нашем примере реагенты водород и кислород имеют молекулярные массы 2 г и 32 г соответственно. Поскольку мы используем 2 моль водорода (коэффициент в химической реакции перед водородом H₂) и 1 моль кислорода (отсутствие коэффициента перед O₂ обозначает 1 моль), то общая масса реагентов рассчитывается следующим образом:
  2 × (2 г) + 1 × (32 г) = 4 г + 32 г = 36 г
3
Определите теплоемкость продукта. Далее определите теплоемкость продукта реакции. Каждая молекула имеет определенную величину теплоемкости, которая является постоянной. Найдите эту постоянную в таблицах учебника по химии. Существует несколько единиц измерения теплоемкости; в наших расчетах мы будем использовать Дж/г°C.
- Обратите внимание на то, что при наличии нескольких продуктов реакции вам потребуется рассчитать теплоемкость каждого, а затем сложить их, чтоб получить энтальпию всей реакции.
- В нашем примере, продукт реакции — вода, которая имеет теплоемкость 4,2 Дж/г°C.
4
Найдите изменение температуры. Теперь мы найдем ∆T — разницу температур до и после реакции. Из начальной температуры (T1) вычтите конечную температуру (T2). Чаще всего в задачах по химии используется шкала Кельвина (К) (хотя по шкале Цельсия (°С) получится тот же результат).
- В нашем примере давайте предположим, что начальная температура реакции была 185 K, а после реакции стала 95 K, значит, ∆T вычисляется так:
  ∆T = T2 – T1 = 95 K – 185 K = -90 K
5
Найдите энтальпию по формуле ∆H = m x s x ∆T. Если известна m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции и ∆T — изменение температуры, то можно подсчитать энтальпию реакции. Подставьте значения в формулу ∆H = m x s x ∆T и получите энтальпию. Результат вычисляется в Джоулях (Дж).
- В нашем примере энтальпия вычисляется так:
  ∆H = (36 г) × (4,2 ДжK – 1 г – 1) × (-90 K) = -13608 Дж
6
Определите, выделяется или поглощается энергия в ходе рассматриваемой реакции. Одна из самых распространенных причин, по которой требуется вычислить ∆H на практике, — узнать, будет ли реакция экзотермической (выделение тепла и снижение собственной энергии) или эндотермической (поглощение тепла из окружающей среды и повышение собственной энергии). Если значение ∆H положительное, значит, реакция эндотермическая. Если отрицательное, значит, реакция экзотермическая. Чем больше абсолютное значение ∆H, тем больше энергии выделяется или поглощается. Будьте осторожны, если собираетесь проводить практический опыт: во время реакций с высоким значением энтальпии может произойти большое высвобождение энергии, и если оно протекает быстро, то может привести ко взрыву.
- В нашем примере конечный результат получился равным -13608 Дж. Перед значением энтальпии отрицательный знак, а это означает, что реакция экзотермическая. Горячие газы (в виде пара) H₂ и O₂ должны выделить некоторое количество тепла, чтобы образовать молекулу воды, то есть реакция образования H₂O является экзотермической.
Реклама

1
Подсчитайте энергию связей для оценки энтальпии. Почти все химические реакции приводят к разрыву одних связей и образованию других. Энергия в результате реакции не возникает ниоткуда и не разрушается: это та энергия, которая требуется для разрыва или образования этих связей. Поэтому изменение энтальпии всей реакции можно довольно точно оценить путем суммирования энергии этих связей.
- Например, рассмотрим реакцию: H₂ + F₂ → 2HF. В этом случае, энергия для разрыва связи в молекуле H₂ составляет 436 кДж/моль, а энергия для разрыва F₂ составляет 158 кДж/моль.^[1] Наконец, энергия необходимая для образования связи в молекуле HF из H и F = -568 кДж/моль.^[2] Умножаем последнее значение на 2, так как в ходе реакции получаем 2 моль HF: 2 × -568 = -1136 кДж/моль. Складываем значения:
  436 + 158 + (-1136) = -542 кДж/моль.
2
Используйте энтальпию образования для оценки энтальпии. Энтальпия образования позволяет рассчитать ∆H через вычисление реакций образования реагентов и продуктов. Если известна энтальпия образования продуктов реакции и реагентов, то вы можете оценить энтальпию в целом путем сложения, как и в случае энергии, рассмотренном выше.
- Например, рассмотрим следующую реакцию: C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O. Мы знаем, что энтальпия образования рассчитывается:^[3]
  C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0,5O₂ = 228 кДж/моль
  2C + 2O₂ → 2CO₂ = -394 × 2 = -788 кДж/моль
  3H₂ + 1.5 O₂ → 3H₂O = -286 × 3 = -858 кДж/моль
  Теперь необходимо сложить значения образованных веществ, полученные выше, для определения энтальпии реакции: C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O,
  228 + -788 + -858 = -1418 кДж/моль.
3
Не забывайте о знаках перед значениями энтальпии. При вычислении энтальпии образования формулу для определения энтальпии реакции продукта вы переворачиваете, и знак энтальпии должен поменяться. Другими словами, если вы переворачиваете формулу, то знак энтальпии должен смениться на противоположный.
- В примере обратите внимание на то, что реакция образования для продукта C₂H₅OH записана наоборот. C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0,5O₂ то есть C₂H₅OH распадается, а не синтезируется. Поэтому знак перед энтальпией в такой реакции положительный, 228 кДж/моль, хотя энтальпия образования C₂H₅OH составляет -228 кДж/моль.
Реклама

1
Возьмите чистую емкость и налейте туда воды. Увидеть принципы энтальпии в действии нетрудно — достаточно провести простой опыт. Необходимо, чтобы на результат эксперимента не повлияли посторонние загрязнители, так что емкость нужно вымыть и простерилизовать. Ученые для измерения энтальпии используют специальный закрытые контейнеры — калориметры, но вам вполне подойдет стеклянный стакан или колба. Заполните емкость чистой водопроводной водой комнатной температуры. Желательно проводить эксперимент в прохладном помещении.
- Для эксперимента желательно использовать небольшую емкость. Мы будем рассматривать энтальпию реакции воды с «Алка-Зельтцер», поэтому, чем меньше воды используется, тем более очевидным будет изменение температуры.
2
Поместите термометр в емкость. Возьмите термометр и опустите его в емкость с водой так, чтобы граница прочтения температуры была ниже уровня воды. Снимите показания термометра — это будет начальная температура, T1.
- Предположим, что температуры воды 10 °C. Мы будем использовать это значение для демонстрации принципов энтальпии.
3

Добавьте в емкость одну таблетку «Алка-Зельтцер». Готовы начать опыт? Бросьте в воду одну таблетку «Алка-Зельтцер». Она сразу начнет пузыриться и шипеть. Это происходит из-за реакции между бикарбонатом (HCO₃^–) и лимонной кислотой (H⁺). В результате образуются вода и углекислый газ по формуле: 3HCO₃⁻ + 3H⁺ → 3H₂O + 3CO₂.
4
Измерьте конечную температуру. Наблюдайте за ходом реакции: таблетка «Алка-Зельтцер» будет постепенно растворяться. Когда она растворится полностью, измерьте температуру еще раз. Вода должна стать немного холоднее. Если температура воды напротив стала выше начальной, значит, эксперименту помешали какие-то внешние факторы (например, слишком теплое помещение, где проводился эксперимент).
- Предположим, что температура составляет теперь 8 °C.
5
Подсчитаем энтальпию реакции. Когда таблетка «Алка-Зельтцер» вступает в реакцию с водой, образуются вода и углекислый газ (те самые шипучие пузырьки) и происходит снижение температуры (это тот результат, который должен получиться, если опыт прошел успешно). Можно сделать вывод, что данная химическая реакция является эндотермической, то есть она сопровождается поглощением энергии из окружающей среды — в данном случае из воды. В результате температура воды снижается.
- В нашем эксперименте температура воды снизилась на два градуса. Это согласуется с теорией: реакция растворения «Алка-Зельтцер» в воде эндотермическая и сопровождается небольшим поглощением энергии.
Реклама

Советы

В подсчетах используется шкала Кельвина (K) — это температурная шкала, аналогическая шкале Цельсия, и часто применяемая в химии и физике. Чтобы перевести значение градусов Цельсия в кельвины, необходимо добавить или вычесть 273 градуса: K = °C + 273.

Об этой статье

Эту страницу просматривали 115 558 раз.

Была ли эта статья полезной?

Источник

Download Article

During any chemical reaction, heat can be either taken in from the environment or released out into it. The heat exchange between a chemical reaction and its environment is known as the enthalpy of reaction, or H. However, H can’t be measured directly — instead, scientists use the change in the temperature of a reaction over time to find the change in enthalpy over time (denoted as ∆H). With ∆H, a scientist can determine whether a reaction gives off heat (or “is exothermic“) or takes in heat (or “is endothermic“). In general, ∆H = m x s x ∆T, where m is the mass of the reactants, s is the specific heat of the product, and ∆T is the change in temperature from the reaction.

1
Determine your reaction’s products and reactants. Any chemical reaction involves two categories of chemicals — products and reactants. Products are the chemicals created by the reaction, while reactants are the chemicals that interact, combine, or break down to make the product. In other words, the reactants of a reaction are like the ingredients in a recipe, while the products are like the finished dish. To find ∆H for a reaction, first identify its products and reactants.^[1]
- As an example, let’s say we want to find the enthalpy of reaction for the formation of water from hydrogen and oxygen: 2H₂ (Hydrogen) + O₂ (Oxygen) → 2H₂O (Water). In this equation, H₂ and O₂ are the reactants and H₂O is the product.
2
Determine the total mass of the reactants. Next, find the masses of your reactants. If you don’t know their masses and aren’t able to weigh the reactants in a scientific balance, you can use their molar masses to find their actual masses. Molar masses are constants that can be found on standard periodic tables (for individual elements) and in other chemistry resources (for molecules and compounds). Simply multiply the molar mass of each reactant by the number of moles used to find the reactants’ masses.^[2]
- In our water example, our reactants are hydrogen and oxygen gases, which have molar masses of 2g and 32 g, respectively. Since we used 2 moles of hydrogen (signified by the “2” coefficient in the equation next to H₂) and 1 mole of oxygen (signified by no coefficient next to O₂), we can calculate the total mass of the reactants as follows:
  2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36g
Advertisement
3
Find the specific heat of your product. Next, find the specific heat of the product you’re analyzing. Every element or molecule has a specific heat value associated with it: these values are constants and are usually located in chemistry resources (like, for instance, in tables at the back of a chemistry textbook). There are several different ways to measure specific heat, but for our formula, we’ll use value measured in the units joule/gram °C.^[3]
- Note that if your equation has multiple products, you’ll need to perform the enthalpy calculation for the component reaction used to produce each product, then add them together to find the enthalpy for the entire reaction.
- In our example, the final product is water, which has a specific heat of about 4.2 joule/gram °C.
4
Find the difference in temperature after the reaction. Next, we’ll find ∆T, the change in temperature from before the reaction to after the reaction. Subtract the initial temperature (or T1) of the reaction from the final temperature (or T2) to calculate this value. As in most chemistry work, Kelvin (K) temperatures should be used here (though Celsius (C) will give the same results).
- For our example, let’s say that our reaction was 185K at its very start but had cooled to 95K by the time it finished. In this case, ∆T would be calculated as follows:
  ∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K
5
Use the formula ∆H = m x s x ∆T to solve. Once you have m, the mass of your reactants, s, the specific heat of your product, and ∆T, the temperature change from your reaction, you are prepared to find the enthalpy of reaction. Simply plug your values into the formula ∆H = m x s x ∆T and multiply to solve.^[4] Your answer will be in the unit of energy Joules (J).
- For our example problem, we would find the enthalpy of reaction as follows:
  ∆H = (36g) × (4.2 JK-1 g-1) × (-90K ) = -13,608 J
6
Determine whether your reaction gains or loses energy. One of the most common reasons that ∆H is calculated for various reactions is to determine whether the reaction is exothermic (loses energy and gives off heat) or endothermic (gains energy and absorbs heat). If the sign of your final answer for ∆H is positive, the reaction is endothermic. On the other hand, if the sign is negative, the reaction is exothermic. The larger the number itself is, the more exo- or endo- thermic the reaction is. Beware strongly exothermic reactions — these can sometimes signify a large release of energy, which, if rapid enough, can cause an explosion.
- In our example, our final answer is -13608 J. Since the sign is negative, we know that our reaction is exothermic. This makes sense — H₂ and O₂ are gasses, while H₂O, the product, is a liquid. The hot gasses (in the form of steam) have to release energy into the environment in the form of heat to cool to the point that they can form liquid water, meaning that the formation of H₂O is exothermic.

1
Use bond energies to estimate enthalpy. Nearly all chemical reactions involve forming or breaking bonds between atoms. Since, in a chemical reaction, energy can be neither destroyed nor created, if we know the energy required to form or break the bonds being made (or broken) in the reaction, we can estimate the enthalpy change for the entire reaction with high accuracy by adding up these bond energies.^[5]
- For example, let’s consider the reaction H₂ + F₂ → 2HF. In this case, the energy required to break the H atoms in the H₂ molecule apart is 436 kJ/mol, while the energy required for F₂ is 158 kJ/mol. Finally, the energy needed to form HF from H and F is = -568 kJ/mol. We multiply this by 2 because the product in the equation is 2HF, giving us 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Adding these all up, we get:
  436 + 158 + -1136 = -542 kJ/mol.
2
Use enthalpies of formation to estimate enthalpy. Enthalpies of formation are set ∆H values that represent the enthalpy changes from reactions used to create given chemicals. If you know the enthalpies of formation required to create products and reactants in an equation, you can add them up to estimate the enthalpy much as you would with bond energies as described above.^[6]
- For example, let’s consider the reaction C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O. In this case, we know the enthalpies of formation for the following reactions:
  C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0.5O₂ = 228 kJ/mol
  2C + 2O₂ → 2CO₂ = -394 × 2 = -788 kJ/mol
  3H₂ + 1.5 O₂ → 3H₂O = -286 × 3 = -858 kJ/mol
  Since we can add these equations up to get C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O, the reaction we’re trying to find the enthalpy for, we can simply add up the enthalpies of the formation reactions above to find the enthalpy of this reaction as follows:
  228 + -788 + -858 = -1418 kJ/mol.
3
Don’t forget to switch signs when reversing equations. It’s important to note that when you use enthalpies of formation to calculate the enthalpy of a reaction, you need to reverse the sign of the enthalpy of formation whenever you reverse the equation of the component reaction. In other words, if you have to turn one or more of your formation reaction equations backwards in order to get all of your products and reactants to cancel properly, reverse the sign on the enthalpies of the formation reactions you had to flip.
- In the example above, notice that the formation reaction we use for C₂H₅OH is backwards. C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0.5O₂ shows C₂H₅OH breaking down, not being formed. Because we turned the equation around in order to get all of the products and reactants to cancel properly, we reversed the sign on the enthalpy of formation to give us 228 kJ/mol. In reality, the enthalpy of formation for C₂H₅OH is -228 kJ/mol.

1
Grab a clean container and fill it with water. It’s easy to see the principles of enthalpy in action with a simple experiment. To make sure that the reaction in your experiment will take place without any foreign contamination, clean and sterilize the container that you plan to use. Scientists use special closed containers called calorimeters to measure enthalpy, but you can achieve reasonable results with any small glass jar or flask. Regardless of the container you use, fill it with clean, room-temperature tap water. You’ll also want to conduct the reaction somewhere indoors with a cool temperature.
- For this experiment, you’ll want a fairly small container. We’ll be testing the enthalpy-altering effects of Alka-Seltzer on water, so the less water used, the more obvious the temperature change will be.
2
Insert a thermometer into the container. Grab a thermometer and set it in the container so that the temperature-reading end sits below the water level. Take a temperature reading of the water — for our purposes, the temperature of the water will represent T1, the initial temperature of the reaction.
- Let’s say that we measure the temperature of the water and find that it’s exactly 10 degrees C. In a few steps, we’ll use this sample temperature reading to demonstrate the principals of enthalpy.
3

Add one Alka-Seltzer tablet to the container. When you’re ready to start the experiment, drop a single Alka-Seltzer tablet into the water. You should notice it immediately start to bubble and fizz. As the tablet dissolves in the water, it breaks down into the chemicals bicarbonate (HCO₃^–) and citric acid (which reacts in the form of hydrogen ions, H⁺). These chemicals react to form water and carbon dioxide gas in the reaction 3HCO₃⁻ + 3H⁺ → 3H₂O + 3CO₂.
4
Measure the temperature when the reaction finishes. Monitor the reaction as it proceeds — the Alka-Seltzer tablet should gradually dissolve. As soon as the tablet finishes its reaction (or seems to have slowed to a crawl), measure the temperature again. The water should be slightly colder than before. If it’s warmer, the experiment may have been affected by an outside force (like, for instance, if the room you’re in is especially warm).
- For our example experiment, let’s say that the temperature of the water is 8 degrees C after the tablet has finished fizzing.
5
Estimate the enthalpy of the reaction. In an ideal experiment, when you add the Alka-Seltzer tablet to the water, it forms water and carbon dioxide gas (the latter of which can be observed as fizzing bubbles) and causes the temperature of the water to drop. From this information, we would expect the reaction to be endothermic — that is, one that absorbs energy from the surrounding environment. The dissolved liquid reactants need extra energy to make the jump to the gaseous product, so it takes energy in the form of heat from its surroundings (in this case, water). This makes the water’s temperature fall.
- In our example experiment, the temperature of the water fell two degrees after adding the Alka-Seltzer. This is consistent with the sort of mildly endothermic reaction we’d expect.

Add New Question

Question

Will increasing pressure in the Haber process produce more or less ammonia?

More ammonia will be produced. With pressure, entropy will reduce and gas molecules will interact effectively to produce more ammonia.
Question

How can I solve this problem: “The half-life of element X is 5 days. If we have 5g of X initially, what is the mass of X after 5 days, 20 days and 40 days”?

After 5 days, there will be 2.5 g remaining. Every 5 days we divide by 2. Therefore after 10 days we have 1.25, after 15 we have 0.625, after 20 we have 0.3125 grams. You can do the same thing for 40 days. Heres a formula which is easier to use: A(t) = Ainitial*(1/2)^(t/k), where k is the half life, in this case 5, and t is the duration you are calculating for.
Question

How can I calculate the percentage error?

100*[(absolute value of theoretical value – actual value) ÷ theoretical value]

See more answers

Ask a Question

200 characters left

Include your email address to get a message when this question is answered.

Submit

These calculations are done using Kelvin (K) – a scale for temperature measurement just like Centigrade. To convert between the centigrade and the Kelvin, you simply add or subtract 273 degrees: K = °C + 273.

Thanks for submitting a tip for review!

References

About This Article

Article SummaryX

To calculate the enthalpy of a chemical reaction, start by determining what the products and reactants of the reaction are. Then, find the total mass of the reactants by adding all of their individual masses together. Next, look up the specific heat value of the product. Once you’ve found that, calculate the difference in temperature by subtracting the initial temperature from the final temperature after the reaction occurred. Finally, multiply the mass of the reactants by the heat value and then that number by the difference in temperature to find the enthalpy. If you want to learn how to create an experiment to observe enthalpy, keep reading the article!

Did this summary help you?

Thanks to all authors for creating a page that has been read 1,413,497 times.

Reader Success Stories

Amer Bualhasan

Nov 18, 2016

“This tutorial takes you from beginner to advanced in easy to follow steps! Loved it.”

Did this article help you?

Источник

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН < 0, а в эндотермическом процессе (Q < 0) ΔН > 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25^оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН^о₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН^о_f,298 (или ΔН^о_обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например, ΔН^o_f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н_2(г) + ½O_2(г) = Н₂О_(ж)

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН^o_сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН^o₂₉₈ реакции:

2H₂S(г) + 3O₂(г) = 2SO₂(г) + 2H₂O(ж); ΔН^oх.р.,₂₉₈ = ?

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Вещество	H₂S(г)	O₂(г)	SO₂(г)	H₂O(ж)
ΔН^o_f,298	-20,60	0	-296,90	-285,83
ΔН^o_сгор,298	-562,10	0	0	0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН^о_х.р. равна:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_f,298(SO_2(г)) + 2ΔН^о_f,298(H₂O_(ж)) — 2ΔН^о_f,298(H₂S_(г)) — 3ΔН^о_f,298(O_2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) — 2(- 20,60) = — 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(ж); ΔН^о₁ = -1531,22 кДж;

2H₂O_(ж) = O_2(г) + 2H_2(г); ΔН^о₂= 571,66 кДж.

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

- - разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

N_2(г) + 3H₂O_(ж) = 2NH_3(г) + 3/2O_2(г); ΔН^о = 765,61 кДж;

- - умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН^o , изменив ее знак на противоположный:

3/2O_2(г) + 3H_2(г) = 3H₂O_(ж); ΔН^о = -857,49 кДж;

- - сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н^о₂₉₈ = (- ΔН^о₁/2) + (- 3/2·ΔН^о₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН^о_f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO_4(к) + 5H₂O_(ж) = CuSO₄·5H₂O_(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о₁ = ΔН^о₂+ ΔН^о_х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН^о_х = ΔН^о₁ – ΔН^о₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO_4(к) + (n H₂O) = CuSO₄(р-р, n H₂O); ΔН^о₁ = – 40,0 кДж; (1)

CuSO_4(к) + 5H₂O(ж) = CuSO₄·5H₂O(к); ΔН^о_х = Н^о₂; (2)

CuSO₄·5H₂O_(к)+ (n – 5)H₂O = CuSO₄(р-р, nH₂O); ΔН^о₃ = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса: ΔН^о₁ = ΔН^о_х+ ΔН^о₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о_f,298(С₂Н_4(г)) = 2ΔН^о_возг(С_{(графит)}) + 2ΔН^о_атом(H_2(г)) + ΔН^о_(С= С) + 4ΔН^о_(С–Н).

ΔН^о_(С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН^о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

2. Определить ΔН^о₂₉₈ реакции:

CH₃CНO_(ж) + H_2(г) = CH₃CH₂OH_(ж),

если ΔН^о_сгор,298(CH₃CНO_(ж)) = — 1193,07 кДж/моль; ΔН^о_сгор,298(CH₃CH₂OH_(ж)) = — 1370,68 кДж/моль; ΔН^о_f,298(Н₂О_(ж)) = — 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl_2(к) и BaCl₂·2H₂O_(к) с образованием раствора хлорида бария (с мольным отношением BaCl₂: H₂O = 1: 500) соответственно равны –11,18 и 18,74 кДж/моль.
Определить величину ΔН^о присоединения воды к BaCl_2(к) с образованием BaCl₂·2H₂O_(к).

10.4. Рассчитать энтальпию связи в молекуле NO на основании следующих термохимических уравнений:

N_2(г) + O_2(г) = 2NO_(г); ΔН^о₂₉₈ = +182,52 кДж;

2O_(г) = O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 498,34 кДж;

N_2(г) = 2N_(г); ΔН^о₂₉₈ = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔН^о₂₉₈ реакции 2C(г) + 2H₂(г) = C₂H₄(г), используя следующие термохимические уравнения:

С_{(графит)} = С_(г); ΔН^о₂₉₈ = +716,67 кДж;
С₂H_4(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 2H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 1322,94 кДж;
C_{(графит)} + O_2(г) = CO_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 393,51 кДж;

H_2(г) + 1/2O_2(г) = H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 241,81 кДж.

10.6. Определите стандартную энтальпию реакции взаимодействия метана с оксидом углерода (IV), если стандартные энтальпии образования метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) при 298 К равны соответственно: -75; -393 и -111 кДж/моль.

7. Определите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН_(ж), если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола при 298 К равны соответственно: -393; -286 и -1366 кДж/моль.

8. Вычислите энтальпию химической реакции 4KClO_3(к)=KCl_(к)+3KClO_4(к) по следующим данным:

2KClO_3(к)=2KCl_(к)+3O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 95 кДж;
4KClO_4(к)=KCl_(к)+2O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = 9 кДж/моль.

9. Вычислите среднюю энтальпию связи P-Cl в молекуле PCl₅, используя следующие термохимические уравнения:

P_{(к, бел.)}+5/2Cl_2(г)=PCl_5(г); ΔН^о₁ = — 374,8 кДж;
P_{(к, бел.)}=P_(г); ΔН^о₂ = — 17,4 кДж;
Cl_2(г)=2Cl_(г); ΔН^о₃ = 242,6 кДж.

10. Вычислите среднюю энтальпию связи N-H в молекуле NH₃, используя следующие термохимические уравнения:

1/2N_2(г)+3/2H_2(г)=NH_3(г); ΔН^о₁ = — 46,2 кДж;
N_2(г)=2N_(г); ΔН^о₂ = 945,4 кДж;
H_2(г)=2H_(г); ΔН^о₃ = 436,0 кДж.

Источник

Тепловой эффект химической реакции — изменение внутренней энергии Delta U или энтальпии Delta H системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реактантов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции (стехиометрии реакции^[1]) при следующих условиях:

единственно возможной работой при этом является работа против внешнего давления,
как исходные вещества, так и продукты реакции имеют одинаковую температуру^[2]^[3].

Теплота термохимического процесса и тепловой эффект химической реакции[править | править код]

Поясним приведённое выше определение теплового эффекта химической реакции^{[K 1]}. Для этого запишем фундаментальные уравнения Гиббса для внутренней энергии и энтальпии простой^[10] открытой однородной термодинамической системы^[11]^[12]:

${displaystyle dU=TdS-PdV+sum _{i=1}^{k}mu _{i}dn_{i},}$

(Фундаментальное уравнение Гиббса для внутренней энергии)

${displaystyle dH=TdS+VdP+sum _{i=1}^{k}mu _{i}dn_{i}.}$

(Фундаментальное уравнение Гиббса для энтальпии)

Здесь — абсолютная температура, — энтропия, — давление, — объём, $n_{i}$ — количество (или масса) -го составляющего систему вещества, $mu _{i}$ — химический потенциал этого вещества (см. Энтропия открытой системы).

Для бесконечно малого^[13] квазистатического изохорного процесса ( V=const )

${displaystyle dU=TdS+sum _{i=1}^{k}mu _{i}dn_{i};}$

(Изменение внутренней энергии в бесконечно малом квазистатическом изохорном процессе)

для бесконечно малого квазистатического изобарного процесса ( P=const )

${displaystyle dH=TdS+sum _{i=1}^{k}mu _{i}dn_{i}.}$

(Изменение энтальпии в бесконечно малом квазистатическом изобарном процессе)

Важно понимать, что представление о теплоте химической реакции при сохранении исторически сложившегося названия (восходящего ко временам, когда любое изменение температуры связывали с поглощением или выделением теплоты) уже не имеет прямого отношения к общефизическому понятию количества теплоты. Действительно, при химической реакции в изолированной системе (например, инициируемом электрической искрой взрыве гремучего газа в герметически закрытом термосе) может иметь место изменение температуры (за счёт выделения теплоты), но не происходит обмена с окружающей средой(так как попросту это термос — изолированная система), ни изменения внутренней энергии системы. Наконец, традиционная трактовка теплоты, основанная на представлении об адиабатической изоляции системы от окружающей среды^[14] (см. Неоднозначность понятий «теплота» и «работа») к открытым системам не применима, и для них теплоту бесконечно малого квазистатического процесса полагают равной^[15]^[16]

(Дефиниция теплоты для любого бесконечно малого квазистатического процесса)

Таким образом, теплота бесконечно малого квазистатического изохорного процесса ${displaystyle q_{V}}$ равна

${displaystyle q_{V}=dU-sum _{i=1}^{k}mu _{i}dn_{i},}$

(Теплота бесконечно малого квазистатического изохорного процесса)

а теплота бесконечно малого квазистатического изобарного процесса ${displaystyle q_{P}}$ равна

${displaystyle q_{P}=dH-sum _{i=1}^{k}mu _{i}dn_{i}.}$

(Теплота бесконечно малого квазистатического изобарного процесса)

Для закрытых систем изменение энергии системы за счёт изменения масс составляющих систему веществ (химическую работу^[17]^[18]^[19]^[20]^[21], работу перераспределения масс составляющих систему веществ^[22]) ${displaystyle sum _{i}mu _{i}dn_{i}}$ учитывать не требуется^[23]^[24], и выражения для теплот ещё более упрощаются:

${displaystyle q_{V}=dU,}$

(Теплота бесконечно малого квазистатического изохорного процесса в простой закрытой системе)

${displaystyle q_{P}=dH.}$

(Теплота бесконечно малого квазистатического изобарного процесса в простой закрытой системе)

Из сказанного ясно, почему в дефиниции теплового эффекта химической реакции фигурируют внутренняя энергия, энтальпия и запрет на любые виды работ в системе, кроме работы расширения/сжатия. Уточним, что в понятии «химическая работа» термин «работа» не имеет отношения к понятию «термодинамическая работа» и использован просто как синоним словосочетания «изменение энергии». Наконец, подчеркнём, что когда речь идёт о тепловом эффекте химической реакции, то, как и во многих других случаях, касающихся термохимии, подразумевается, что речь идёт о закрытой системе и полномасштабное применение мощного, но громоздкого математического аппарата термодинамики систем переменного состава не требуется^[23]^[24]^[25].

Энергетический эффект химической реакции всегда рассматривают применительно к конкретному термохимическому уравнению, которое может не иметь отношения к реальному химическому процессу. Термохимическое уравнение лишь показывает, какие наборы начальных и конечных индивидуальных веществ, находящихся в определённых состояниях и количественных соотношениях, исчезают и образуются. В начальном состоянии должны присутствовать только исходные вещества (реактанты), а в конечном — только продукты химической реакции. Единственным условием при записи термохимического уравнения является соблюдение материального и зарядового баланса. Вещества в растворённом или адсорбированном состоянии тоже считаются индивидуальными соединениями; если растворитель или адсорбент не участвует непосредственно в химической реакции и не реагирует с растворённым веществом, то он рассматривается просто как фактор, влияющий на термодинамические свойства рассматриваемого вещества. Наконец, в термохимическом уравнении могут фигурировать частицы, не способные к самостоятельному существованию (электроны, протоны, ионы, радикалы, атомарные простые вещества)^[26].

Энергетический эффект реального процесса с химической реакцией зависит от условий проведения процесса и не может служить стандартной характеристикой конкретной химической реакции^[3]. Химическая же термодинамика нуждается в показателе, связанном с энергетикой химической реакции, но не зависящем от условий её проведения. Покажем, как может быть получен интересующий нас показатель. Для этого рассмотрим следующий мысленный эксперимент. Возьмем чистые индивидуальные исходные вещества в мольных количествах, соответствующих стехиометрическим коэффициентам интересующего нас термохимического уравнения, и находящиеся при определённых температуре и давлении. Если привести эти вещества в контакт, то энтальпия образовавшейся неравновесной системы в начальный момент времени будет равна сумме энтальпий исходных веществ. Теперь рассмотрим конечное состояние изучаемой системы в предположении, что реактанты прореагировали полностью^[27] и продукты реакции находятся при той же температуре и том же давлении, что и реактанты. Энтальпия системы (в общем случае неравновесной) из продуктов химической реакции будет равна сумме энтальпий этих веществ. Поскольку энтальпия — функция состояния, то разность энтальпий Delta H системы в конце и начале рассмотренного мысленного эксперимента не зависит от условий проведения химической реакции. Эту разность энтальпий и называют изобарным тепловым эффектом (термохимической теплотой) химической реакции, соответствующей определённому термохимическому уравнению^[28]^[29]. Важно, что реальная осуществимость рассмотренного мысленного эксперимента, гипотетические условия его проведения и неравновесность исходного и конечного состояний термохимической системы не сказываются на дефиниции теплового эффекта химической реакции.

Часто тепловой эффект химической реакции относят к 1 молю одного из продуктов реакции^[30].

Резюмируем сказанное: теплота процесса, связанного с фактическим протеканием химической реакции, и энергетический эффект химической реакции отнюдь не одно и то же, а дефиниция теплового эффекта химической реакции вообще не предполагает действительного осуществления реакции, соответствующей рассматриваемому термохимическому уравнению^[31].

И внутренняя энергия, и энтальпия представляют собой функции состояния, поэтому тепловой эффект химической реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, то есть от числа и характера промежуточных стадий (закон Гесса)^[32]^[33]^[34]^[35].

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении, и равный изменению энтальпии системы в процессе, соответствующем термохимическому уравнению, называется изобарным тепловым эффектом или энтальпией химической реакции. Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объёме, и равный изменению внутренней энергии системы в процессе, соответствующем термохимическому уравнению, называют изохорным тепловым эффектом^[2].

Для отдельных типов химических реакций вместо общего термина «тепловой эффект химической реакции» используют специальные (сокращённые) термины: теплота образования, теплота сгорания и т. п.^[1]

Дефиниции тепловых эффектов должны быть дополнены указанием на начальные точки отсчёта значений энергии и энтальпии. Для сравнения тепловых эффектов и упрощения термодинамических расчётов все величины тепловых эффектов реакций относят к стандартным условиям (все вещества находятся в стандартных состояниях)^[1]. Если реакцию — реально или гипотетически — проводят при стандартных условиях (T = 298,15 К = 25 °С и P = 1 бар = 100 кПа)^[36], то тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHo
r.

Химические реакции, сопровождающиеся повышением температуры, называют экзотермическими, понижением температуры — эндотермическими. В термодинамической системе знаков тепловой эффект экзотермической реакции ( или ) считают отрицательным, эндотермической ( или ) — положительным. В устаревшей и не рекомендуемой к употреблению термохимической системе знаков положительным, наоборот, считается тепловой эффект экзотермической реакции, а отрицательным — эндотермической^[37].

Тепловые эффекты химических реакций важны для теоретической химии и необходимы при расчётах равновесных составов смесей, выхода продуктов реакций, удельной тяги топлив реактивных двигателей и для решения многих других прикладных задач^[1].

Изучение тепловых эффектов химических реакций составляет важнейшую задачу термохимии^[3]. Для расчёта стандартных тепловых эффектов химических реакций используют таблицы стандартных теплот образования или сгорания^[37].

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)[править | править код]

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.

Например, стандартная энтальпия образования 1 моля метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H₂(г) = CH₄(г) + 74,9 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔHo
f. Здесь индекс f означает formation (образование), а знак «O» в верхнем индексе указывает, что величина относится к стандартному состоянию вещества: один моль индивидуального химического соединения, взятого в чистом виде при стандартных условиях в том агрегатном состоянии, которое устойчиво в этих условиях (если нет специальной оговорки)^[38]. Иногда для обозначения стандартного состояния используют перечёркнутый символ «O» в верхнем индексе; согласно рекомендациям ИЮПАК по использованию обозначений в физической химии^[39], перечёркнутый и неперечёркнутый символ «O», используемые для обозначения стандартного состояния, одинаково приемлемы. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии — ΔHo
298,15, где знак «O» указывает на равенство давления одной атмосфере^[40] (или, несколько более точно, на стандартные условия^[41]), а 298,15 — температура. Иногда индекс «O» используют для величин, относящихся к чистому веществу, оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество^[42]. Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298,15 K. Например, для иода в кристаллическом состоянии ΔH^o(I₂, тв) = 0 кДж/моль, а для жидкого иода ΔH^o(I₂, ж) = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

ΔH^o_{реакции} = ΣΔHo
f (продукты) — ΣΔHo
f (реагенты).

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеся выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции[править | править код]

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т₁ до Т₂ рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):

${displaystyle Delta {H(T_{2})}=Delta {H(T_{1})}+int limits _{1}^{2}{Delta {C_{p}}(T_{1}{,}T_{2})d(T)}.}$

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

${displaystyle Delta {H(T_{2})}=Delta {H(T_{1})}+int limits _{1}^{T_{varphi }}{Delta {C_{p}}(T_{1}{,}T_{varphi })d(T)}+Delta {H(T_{varphi })}+int limits _{T_{varphi }}^{2}{Delta {C_{p}}(T_{varphi }{,}T_{2})d(T)},}$

где ΔC_p(T₁, T_φ) — изменение теплоемкости в интервале температур от Т₁ до температуры фазового перехода; ${displaystyle Delta {H(T_{varphi })}}$ — тепловой эффект фазового перехода; ΔC_p(T_φ, T₂) — изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и T_φ — температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания[править | править код]

Стандартная энтальпия сгорания — ΔHо
гор., тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения[править | править код]

Стандартная энтальпия растворения — ΔHо
раств., тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решётки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава — гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс — ΔH_реш. > 0, а гидратация ионов — экзотермический, ΔH_гидр. < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH_реш. и ΔH_гидр. энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔHо
раств.KOH = ΔHо
реш. + ΔHо
гидр.К⁺ + ΔHо
гидр.OH⁻ = −59 кДж/моль.

Под энтальпией гидратации ΔH_гидр. понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

Стандартная энтальпия нейтрализации[править | править код]

Стандартная энтальпия нейтрализации ΔHо
нейтр. — энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H⁺ + OH⁻ = H₂O, ΔHо
нейтр. = −55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔHо
гидратации ионов при разбавлении.

См. также[править | править код]

Термохимия
Химическая термодинамика

Комментарии[править | править код]

↑ В общем случае, когда не выполняются условия, перечисленные в дефиниции теплового эффекта химической реакции, говорят об энергетическом эффекте химической реакции^[4]^[5]^[6]^[7], который при выполнении упомянутых выше условий сводится к выделению/поглощению системой теплоты, то есть именно к тепловому эффекту. В соответствии со сложившейся в термохимии традицией термины «энергетический эффект химической реакции» и «тепловой эффект химической реакции» до сих пор иногда рассматривают как синонимы^[8]^[9].

Примечания[править | править код]

↑ ¹ ² ³ ⁴ БСЭ, 3-е изд., т. 25, 1976, с. 450.
↑ ¹ ² Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин, 1984, с. 16.
↑ ¹ ² ³ Химическая энциклопедия, т. 4, 1995, с. 522—523.
↑ Александров Н. Е. и др., Основы теории тепловых процессов и машин, ч. 2, 2015, с. 290.
↑ Морачевский А. Г., Фирсова Е. Г., Физическая химия. Термодинамика химических реакций, 2015, с. 21.
↑ Карякин Н. В., Основы химической термодинамики, 2003, с. 17, 63.
↑ Шмидт Э., Введение в техническую термодинамику, 1965, с. 311.
↑ Александров Н. Е. и др., Основы теории тепловых процессов и машин, ч. 2, 2015, с. 174.
↑ Нараев В. Н., Физическая химия, ч. 1, 2007, с. 6.
↑ Состояние простой термодинамической системы (газы и изотропные жидкости в ситуации, когда поверхностными эффектами и наличием внешних силовых полей можно пренебречь) полностью задано её объёмом, давлением в системе и массами составляющих систему веществ.
↑ Кубо Р., Термодинамика, 1970, с. 143.
↑ Мюнстер А., Химическая термодинамика, 1971, с. 103.
↑ Бесконечно малым (элементарным, инфинитезимальным) называют процесс, для которого разница между начальным и конечным состояниями системы бесконечно мала.
↑ Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин, 1984, с. 8.
↑ Базаров И. П., Термодинамика, 2010, с. 114.
↑ Залевски К., Феноменологическая и статистическая термодинамика, 1973, с. 54.
↑ Lebon G. e. a., Understanding Non-equilibrium Thermodynamics, 2008, p. 14.
↑ Жариков В. А., Основы физической геохимии, 2005, с. 31.
↑ Callen H. B., Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics, 1985, p. 36.
↑ Сычёв В. В., Сложные термодинамические системы, 2009, с. 257.
↑ Путилов К. А., Термодинамика, 1971, с. 125.
↑ Тамм М. Е., Третьяков Ю. Д., Физико-химические основы неорганической химии, 2004, с. 11.
↑ ¹ ² Степановских Е. И. и др., Химическая термодинамика в вопросах и ответах, 2014, с. 87.
↑ ¹ ² Бурдаков В. П. и др., Термодинамика, ч. 2, 2009, с. 10.
↑ Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1, 2017, с. 127.
↑ Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1, 2017, с. 128.
↑ То, что конечное состояние может оказаться недостижимым в действительности, применительно к данному рассмотрению не имеет значения.
↑ Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1, 2017, с. 130.
↑ Морачевский А. Г., Кохацкая М. С., Прикладная химическая термодинамика, 2008, с. 24.
↑ Никольский Б. П. и др., Физическая химия, 1987, с. 17.
↑ Борщевский А. Я., Физическая химия, т. 1, 2017, с. 131.
↑ Ляшков В. И., Теоретические основы теплотехники, 2015, с. 102.
↑ Морачевский А. Г., Кохацкая М. С., Прикладная химическая термодинамика, 2008, с. 23.
↑ Кнорре Д.Г. и др., Физическая химия, 1990, с. 245.
↑ Никольский Б. П. и др., Физическая химия, 1987, с. 18.
↑ До 1982 года ИЮПАК принимал в качестве стандартного давления 1 атм = 101325 Па; это следует учитывать при использовании данных из литературы, изданной ранее.
↑ ¹ ² Химический энциклопедический словарь, 1983, с. 563.
↑ Курс физической химии // Под ред. Я. И. Герасимова. М.-Л.: Химия, 1964. — Т. 1. — С. 55.
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 49. Electronic version.
↑ Жуховицкий А. А., Шварцман Л. А. Физическая химия. — М.: Металлургия, 1976. — 544 с.
↑ Стромберг А. Г., Семченко Д. П. Физическая химия: Учеб. для хим.-технол. спец. вузов / Под ред. А. Г. Стромберга. — 2-е изд. — М.: Высш. шк., 1988. — 496 с.
↑ Пригожин И., Дефэй Р. Химическая термодинамика = Chemical Thermodynamics / Перевод с англ. под ред. В. А. Михайлова. — Новосибирск: Наука, 1966. — 502 с.

Литература[править | править код]

Callen H. B. Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics. — 2nd ed. — N. Y. e. a.: John Wiley, 1985. — XVI + 493 p. — ISBN 0471862568, 9780471862567.
Lebon G., Jou D., Casas-Vázquez J. Understanding Non-equilibrium Thermodynamics: Foundations, Applications, Frontiers. — Berlin — Heidelberg: Springer, 2008. — XIII + 325 p. — ISBN 978-3-540-74251-7, 978-3-540-74252-4. — doi:10.1007/978-3-540-74252-4.
Александров Н. Е., Богданов А. И., Костин К. И. и др. Основы теории тепловых процессов и машин. Часть II / Под ред. Н. И. Прокопенко. — 5-е изд. (электронное). — М.: Бином. Лаборатория знаний, 2015. — 572 с. — ISBN 978-5-9963-2613-6. (недоступная ссылка)
Базаров И. П. Термодинамика. — 5-е изд. — СПб.—М.—Краснодар: Лань, 2010. — 384 с. — (Учебники для вузов. Специальная литература). — ISBN 978-5-8114-1003-3.
Большая Советская Энциклопедия / Гл. ред. А. М. Прохоров. — 3-е изд. — М.: Советская Энциклопедия, 1976. — Т. 25: Струнино — Тихорецк. — 600 с. Архивная копия от 5 августа 2017 на Wayback Machine
Борщевский А. Я. Физическая химия. Том 1 online. Общая и химическая термодинамика. — М.: Инфра-М, 2017. — 868 с. — ISBN 978-5-16-104227-4.
Бурдаков В. П., Дзюбенко Б. В., Меснянкин С. Ю., Михайлова Т. В. Термодинамика. Часть 2. Специальный курс. — М.: Дрофа, 2009. — 362 с. — (Высшее образование. Современный учебник). — ISBN 978-5-358-06140-8.
Жариков В. А. Основы физической геохимии. — М.: Наука; Изд-во МГУ, 2005. — 656 с. — (Классический университетский учебник). — ISBN 5-211-04849-0, 5-02-035302-7.
Залевски К. Феноменологическая и статистическая термодинамика: Краткий курс лекций / Пер. с польск. под. ред. Л. А. Серафимова. — М.: Мир, 1973. — 168 с.
Карякин Н. В. Основы химической термодинамики. — М.: Академия, 2003. — 463 с. — (Высшее профессиональное образование). — ISBN 5-7695-1596-1. (недоступная ссылка)
Кнорре Д. Г., Крылова Л. Ф., Музыкантов В. С. Физическая химия. — 2. — М.: Высшая школа, 1990. — 416 с. — ISBN 5-06-000655-7.
Кубо Р. Термодинамика. — М.: Мир, 1970. — 304 с.
Ляшков В. И. Теоретические основы теплотехники. — М.: Курс; Инфра-М, 2015. — 328 с. — ISBN 978-5-905554-85-8, 978-5-16-0І0639-7.
Морачевский А. Г., Кохацкая М. С. Прикладная химическая термодинамика. — СПб.: Изд-во Политехн. ун-та, 2008. — 254 с. — ISBN 978-5-7422-2006-0.
Морачевский А. Г., Фирсова Е. Г. Физическая химия. Термодинамика химических реакций. — 2-е изд., испр. — СПб.: Лань, 2015. — 101 с. — (Учебники

для вузов. Специальная литература). — ISBN 978-5-8114-1858-9. (недоступная ссылка)

Мюнстер А. Химическая термодинамика / Пер. с нем. под. ред. чл.-корр. АН СССР Я. И. Герасимова. — М.: Мир, 1971. — 296 с.
Нараев В. Н. Физическая химия. Часть 1. Химическая термодинамика. Фазовые равновесия и учение о растворах. Электрохимия. — СПб.: Санкт-Петербургский государственный технологический институт (Технический университет), 2007. — 262 с. (недоступная ссылка)
Никольский Б. П., Смирнова Н. А., Панов М. Ю. и др. Физическая химия. Теоретическое и практическое руководство / Под ред. Б. П. Никольского. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Химия, 1987. — 880 с. — (Для высшей школы).
Путилов К. А. Термодинамика / Отв. ред. М. Х. Карапетьянц. — М.: Наука, 1971. — 376 с.
Степановских Е. И., Брусницына Л. А., Маскаева Л. Н. Химическая термодинамика в вопросах и ответах. — Екатеринбург: УИПЦ, 2014. — 221 с. — ISBN 978-5-4430-0061-9.
Сычёв В. В. Сложные термодинамические системы. — 5-е изд., перераб. и доп. — М.: Издательский дом МЭИ, 2009. — 296 с. — ISBN 978-5-383-00418-0.
Тамм М. Е., Третьяков Ю. Д. Неорганическая химия. Том 1. Физико-химические основы неорганической химии / Под. ред. акад. Ю. Д. Третьякова. — М.: Академия, 2004. — 240 с. — (Высшее профессиональное образование). — ISBN 5-7695-1446-9.
Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин / Отв. ред. И. И. Новиков. — АН СССР. Комитет научно-технической терминологии. Сборник определений. Вып. 103. — М.: Наука, 1984. — 40 с.
Химическая энциклопедия / Гл. ред. Н. С. Зефиров. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1995. — Т. 4: Пол — Три. — 640 с. — ISBN 5-85270-092-4.
Химический энциклопедический словарь / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1983. — 792 с.
Шмидт Э. Введение в техническую термодинамику / Пер. с нем. — М.—Л.: Энергия, 1965. — 392 с.
Эткинс П. Физическая химия. — М.: Мир, 1980.

Источник

Изменение энтальпии для многих реакций
нельзя определить экспериментально по
той причине, что эти реакции невозможно
провести в лабораторных условиях. В
таких случаях изменение энтальпии
рассчитывают, используя термохимические
законы.

Закон Лавуазье – Лапласа:

Изменение энтальпии в ходе реакции
образования сложного вещества равно
изменению энтальпии реакции разложения
этого вещества, взятому с противоположным
знаком.

Закон Гесса:

Изменение энтальпии в ходе реакции
зависит только от вида и состояния
исходных и конечных веществ, но не
зависит от пути реакции и её механизма.

Над термохимическими уравнениями можно
производить все арифметические действия:
вычитать, складывать, умножать на число.
Для расчётов ΔНº_Т
обычно используютследствие из
закона Гесса:Изменение
энтальпии в ходе реакции равно
сумме энтальпий образования продуктов
реакции за вычетом суммы энтальпий
образования исходных веществ.

Для любой химической реакции

аА + bB=cC+dD

следствие из закона Гесса математически
запишется следующим образом:

ΔНº_Т = (с ·
ΔНº_f_{, С}
+ d · ΔНº_f_,_D)
– (a · ΔНº_f_,_A
+ b · ΔНº_f_,_B).
(1)

Пример 1: Рассчитать изменение
энтальпииΔНº₂₉₈для
химической реакции:4 NН_3

(г)+ 5 O_2

(г) = 4 NO_(г)+ 6 H₂O_(ж).

Напишите термохимическое уравнение
данной реакции.

Решение: Запишем следствие
из закона Гесса для данной реакции:

ΔНº₂₉₈ = [4ΔНº_f(NO_(г₎)
+ 6ΔНº_f(H₂O_(ж))]
– [4ΔНº_f(NН_3

(г))+

+ 5ΔНº_f(O₂_(г))].(2)

Стандартные энтальпии образования
сложных веществ: NН_3(г),NO_(г), H₂O_(ж)
находим в справочнике, для простого
веществаO_{2 (г)}
: ΔНº_f = 0 кДж/моль.

ΔНº_f(NO_(г₎)
= 90,25 кДж/моль;

ΔН^º_f(NН_3

(г))=
–46,19 кДж/моль

ΔНº_f(H₂O_(ж))=
–285,83 кДж/моль.

Подставим найденные значения стандартных
энтальпий образования в выражение
следствия из закона Гесса (2):

ΔНº₂₉₈ = [4 · 90,25 + 6 ·
(–285,83)] – [4 · (–46,19) + 5 · 0]
= –1169 кДж.

В термохимическом уравнении необходимо
указать рассчитанное значение стандартного
изменения энтальпии следующим образом:

4 NН_{3 (г)}+
5 O_{2 (г)} =
4 NO_(г)+
6 H₂O_(ж);
ΔНº₂₉₈
=
– 1 169,0 кДж.

Ответ:–1 169,0 кДж.

Пример 2: Определить стандартную
энтальпию образования метанаΔНº_f(СН_4(г)),
исходя из термохимического уравнения
реакции его горения:

СН_{4 (г)} + 2 О_{2 (г)}
= 2 Н₂O_(ж) + CO_2

(г); ΔНº₂₉₈
=
– 890,0 кДж.

Решение: Запишем следствие
из закона Гесса для данной реакции:

ΔНº₂₉₈ = [ΔНº_f(CO_{2 (г)})
+ 2ΔНº_f(H₂O_(ж))]
– [ΔНº_f(СН_4

(г)) +

+ 2ΔНº_f(O_2

(г))].
(3)

Стандартные энтальпии образования
сложных веществ CO_2

(г), H₂O_(ж)
находим в справочнике, для простого
веществаO_2(г)ΔНº_f(O_2(г))
= 0 кДж/моль.

ΔНº_f(CO_{2 (г)})
= –393,51 кДж/моль;

ΔНº_f(H₂O_(ж))= –285,83 кДж/моль.

Выразим ΔНº_f(СН_4(г))
из выражения (3):

ΔНº_f(СН_{4 (г)})
= ΔНº_f(CO_{2 (г)})
+ 2ΔНº_f(H₂O_(ж))
– 2ΔНº_f(O_2

(г)) – ΔНº₂₉₈.

Подставим известные значения энтальпий
образования в полученное выражение:

ΔНº_f(СН_4(г))=
[–393,51 + 2(–285,83)] – 2 · 0 – (–890,0)=75,2
кДж/моль.

Ответ:75,2 кДж/моль.

3. Энтропия

Закон Гесса и следствия из него позволяют
решить только одну задачу химической
термодинамики (расчёт теплового эффекта
реакции), но не дают ответа о возможности
протекания химической реакции. В механике
самопроизвольно протекают процессы,
приводящие к уменьшению кинетической
или потенциальной энергии. А что же
является движущей силой химических
процессов? По аналогии с механическими
процессами можно сказать, что
самопроизвольно будут происходить
такие химические реакции, в ходе которых
уменьшается энергия системы. Если за
такую энергию принять энтальпию, то мы
получим принцип Бертло:
самопроизвольно могут протекать только
те реакции, в ходе которых выделяется
тепло.

В действительности этот принцип не
всегда справедлив, так как известно
много самопроизвольных реакций,
протекающих с поглощением тепла. Таким
образом, чтобы определить направление
химического процесса, необходимо ввести
ещё одну термодинамическую функцию
состояния, называемую энтропией
(S).

Энтропию можно охарактеризовать как
меру беспорядка, неупорядоченности в
системе на молекулярном уровне, или как
меру распределённости энергии.

Энтропия возрастает при
переходе вещества из кристаллического
состояния в жидкое и, в особенности, в
газообразное состояние:

S_(кр)<
S_(ж) <<S
_(г)

С ростом температуры энтропия также
увеличивается.

Протекание химических реакций всегда
сопровождается перераспределением
энергии между химической системой и её
окружением, следовательно, в химической
реакции всегда происходит изменение
энтропии.

II Закон
термодинамики: в изолированной
системе самопроизвольно протекают
только те процессы, которые идут с
увеличением энтропии (ΔS
> 0).

Энтропия одного моль вещества в
стандартных условиях при соответствующей
температуре ( обычно 298К ), называется
стандартной энтропиейданного
вещества. Стандартная энтропия вещества
обозначаетсяSº_Ти имеет размерность [Sº_Т]
=Дж/(моль· К). Следует отметить, что
для веществ известны не относительные
(ΔSº_Т),
а абсолютные (Sº_Т)
значения энтропии; энтропия простых
веществ не равна нулю.

Изменение энтропии в ходе химической
реакции можно рассчитать по следствию
из закона Гесса:

аА + bB=cC+dD

ΔSº₂₉₈
= (с ∙ Sº_С
+ d ∙ Sº_D)
– (a ∙ Sº_A
+ b ∙ Sº_B).
(4)

Если ΔSº₂₉₈> 0 – реакция протекает
самопроизвольно,ΔSº₂₉₈< 0 – самопроизвольное
протекание реакции невозможно.

Всё сказанное относится только к
изолированным системам. Абсолютно
изолированная система не обменивается
с окружающей средой ни энергией, ни
массой. В первом приближении к таким
системам можно отнести запаянную ампулу
с хорошей теплоизоляцией. На практике
такие системы встречаются крайне редко.
Таким образом, использование только
энтропии недостаточно для решения
вопроса о возможности самопроизвольного
протекания реакции в реальных системах.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Источник

Советы

Об этой статье

Была ли эта статья полезной?

References

About This Article

Reader Success Stories

Did this article help you?

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теплота термохимического процесса и тепловой эффект химической реакции[править | править код]

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)[править | править код]

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции[править | править код]

Стандартная энтальпия сгорания[править | править код]

Стандартная энтальпия растворения[править | править код]

Стандартная энтальпия нейтрализации[править | править код]

См. также[править | править код]

Комментарии[править | править код]

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

3. Энтропия

Вам также может понравиться

Как найти sбок шестиугольной призмы

Как исправить конусность токарного станка

Как найти молярную массу примеры задач

Добавить комментарий Отменить ответ