Как найти энтальпию связи

1

Раздел
химии, в котором изучают тепловые эффекты
химических реакций, называется
термохимией.
Термохимия оперирует так называемыми
термохимическими
уравнениями,
представляющими собой обычные химические
уравнения, в которых указана величина
сопровождающего реакцию теплового
эффекта и термодинамическое состояние
каждого из участников. Под последним
понимают температуру, агрегатное
состояние участников, состав и концентрации
растворов.

Термодинамика
использует так называемую эгоистическую
систему знаков величин тепловых эффектов:
экзотермическим процессам, идущим с
тепловыделением, соответствуют
отрицательные величины энтальпий.
Наоборот, эндотермическим процессам
соответствуют положительные значения
величин H
и U.
Примеры термохимических уравнений
процессов:

N_2
(г)
+ 3H_2
(г)=
2NH_3
(г);
H₂₉₈
= – 92 кДж;

NaOH
(р-р NaOH
×
100 H₂O)
+ HCl
(р-р HCl
×
100 H₂O)
=

=
NaCl
(р-р NaCl
×
201 H₂O)
+ H₂O
_(ж);
H₂₉₈
= – 57 кДж

Нижний
подстрочный индекс у величин H
указывает температуру, к которой отнесен
тепловой эффект.

Рассмотрим
систему, в которой отсутствует полезная
работа. Тогда, согласно (1.1) и (1.4) при
постоянном объеме: Q_V=U,
а при постоянном давлении согласно
(1.8): Q_P=H.
Иными словами, в этих двух случаях
тепловой эффект процесса не зависит от
пути перехода от исходных веществ к
продуктам реакции. Эта закономерность
и представляет собой основной закон
термохимии, установленный чисто
экспериментально в 1840 г. нашим
соотечественником Г.И. Гессом: энтальпия
(внутренняя энергия) химической реакции
не зависит от пути перехода от начальных
веществ к продуктам реакции, а определяется
только видом и состоянием этих исходных
веществ и продуктов.
Закон Гесса позволяет производить с
термохимическими уравнениями
алгебраические операции: складывать,
вычитать, умножать и делить на постоянное
число. Проиллюстрируем это на простом
примере. Пусть известны энтальпии
следующих процессов:

1)

N_2
(г)
+
O_2
(г) =
NO
_(г);
H₁
= 90,2 кДж;

2)
NO
_(г)
+
O_2
(г) =
NO_2
(г);
H₂
= – 56,8 кДж;

Необходимо найти
энтальпию процесса:

3)

N_2
(г)
+ O_2
(г) =
NO_2
(г);
H₃
.

Как видно, искомое
термохимическое уравнение получается
сложением первого и второго термохимических
уравнений, соответственно:

H₃=H₁+H₂=90,2+(–56,8)=33,4
кДж.

Различным типам
физических и химических процессов
соответствуют различные величины
энтальпий:

К(к)
= К(ж); H_плавл

H₂O
(ж) = H₂O
(г); H_испар

NaOH
(р-р) + HBr
(р-р) = NaBr
(р-р) + H₂O
(ж); H_нейтр
.

Наиболее
важны энтальпии образования и энтальпии
сгорания. Под энтальпией
образования
вещества понимают энтальпию процесса
образования 1 моль этого вещества из
простых веществ при данной температуре.
При этом совершенно безразлично –
осуществим этот процесс или нет. Примеры
(Т=298,15 К):

Ca
(к) + C
(к,графит) +
O₂
(г) = CaCO₃
(к); H=H_обр
CaCO₃
(к);

N₂(г)+2Cr(к)+4H₂(г)+O₂(г)
= (NH₄)₂Cr₂O₇
(к); H=H_обр(NH₄)₂Cr₂O₇(к).

Отметим, что при
наличии у простого вещества аллотропных
модификаций в термохимических уравнениях
для энтальпий образования используется
наиболее устойчивая из них. При 298,15 К
из аллотропных модификаций углерода
таковой является графит, у олова – олово
белое, у серы – сера ромбическая т. д.
Единственное исключение – фосфор, для
которого в качестве простого вещества
взят не более устойчивый красный фосфор,
а более реакционноспособный белый
фосфор.

Под
энтальпией
сгорания
вещества понимают энтальпию сгорания
1 моль этого вещества при данной
температуре с образованием CO₂(г)
и
H₂O(ж),
состав остальных веществ указывают
специально, например:

(CH₃)₂S(г)+O₂(г)
= 2CO₂(г)+3H₂O(ж)+S(к);
H=H_сгор(СH₃)₂S
до
S

(CH₃)₂S(г)+O₂(г)
= 2CO₂(г)+3H₂O(ж)+SO₂
(г);

H=H_сгор(СH₃)₂S
до
SO₂
.

Особое
значение имеют стандартные величины;
они относятся к процессам, где все
участники находятся в так называемых
стандартных
состояниях.

За стандартное
состояние индивидуальных жидких и
кристаллических веществ принимается
их реальное состояние при данной
температуре и давлении 1 атм (101325 Па).

Определения
стандартных состояний для газов и
растворов связаны с понятиями “идеальный
газ” и “идеальный раствор”. Как
известно, состояние всех идеальных
газов (и части реальных газов при низких
давлениях) описывается уравнением
Менделеева-Клапейрона:

PV=nRТ,
(1.9)

где
n
– число молей газа.

Уравнения
же состояния реальных газов сложны,
громоздки и практически индивидуальны
для каждого газа. С целью сохранить
простую и единообразную форму описания
всех реальных газовых систем поступают
следующим образом. Вводится функция,
называемая фугитивностью f
или летучестью, рассматриваемая как
исправленное давление, и все проблемы
отклонений свойств реальных газов от
свойств идеальных газов сводятся к
нахождению этой величины. Другими
словами фугитивностью
называют такую величину, которая связана
с другими термодинамическими
характеристиками реального газа так
же, как с ними связано давление в случае
идеального газа. Таким образом, уравнения
состояния:

для
идеального газа PV=nRT;

для
реального газа fV=nRT

Совершенно
аналогичная ситуация с идеальными и
реальными растворами. Напомним, что
модели идеального газа и идеального
раствора идентичны, что отражается
термином “идеальный раствор газов”.

Активностью
называют такую величину, которая связана
с другими термодинамическими
характеристиками реальных растворов
так же, как
с ними связана концентрация
в случае идеальных растворов. Активность
а связана
с концентрацией с
через коэффициент активности g.
Именно последний и отражает степень
отклонения свойств реального раствора
от свойств идеального раствора, его
численное значение зависит от способа
выражения концентрации. Обратимся
теперь к определениям стандартных
состояний для газов и растворов.

За стандартное
состояние газообразных веществ принимают
гипотетический идеальный газ, фугитивность
которого равна единице, а энтальпия –
энтальпии реального газа при давлении,
стремящемся к нулю. За стандартное
состояние раствора (в отношении
растворенного вещества) принимают
гипотетический идеальный раствор,
активность растворенного вещества в
котором равна единице, а энтальпия –
энтальпии растворенного вещества в
реальном бесконечно разбавленном
растворе. Если же раствор рассматривается
как единая система, то используется
данное выше определение стандартного
состояния для индивидуальной жидкости.
Отметим, что в отношении только
энтальпийных характеристик определения
стандартных состояний газов и растворов
сравнительно просты – за стандартное
состояние принимается реальный бесконечно
разреженный газ или реальный бесконечно
разбавленный раствор, соответственно.
Величины стандартных энтальпий
образования обычно при 298,15К табулированы
(некоторые величины приведены в табл.
1 приложения) и в первую очередь
используются при расчетах стандартных
энтальпий процессов. Основанием для
этого является первое следствие из
закона Гесса:

H_{реакции}
=
(продуктов)
–

(исходных веществ), (1.11)

где
n_i
и n_j
– числа
молей (коэффициенты в уравнении).

Для этой же цели
можно воспользоваться и вторым следствием
из закона Гесса:

H_{реакции}
=
(исходных
веществ) –
(продуктов).
(1.12)

Проиллюстрируем
эти закономерности на примере реакции:

3C₂H₂
(г) = C₆H₆
(ж);
.

Реакции образования:

1) 6С (к,графит) + 3H2 (г) = С6H6 (ж)	1
2) 2С (к,графит) + H2 (г) = С2H2 (г)	(-3)

Искомая реакция
получается сложением первой реакции
со второй, умноженной на (-3), соответственно:

=


– 3
=
С₆H₆
(ж) – 3С₂H₂
(г) .

Реакции сгорания:

1) C6H6 (ж) + 7,5О2 (г) = 6СО2 (ж) + 3H2O (ж)	(-1)
2) С2H2 (г) + 2,5 О2 (г) = 2СО2 (ж) + H2O (ж)	3

Искомая реакция
получается вычитанием первой реакции
из утроенной второй реакции, соответственно:

=
3
–

= 3С₂H₂
(г) –
С₆H₆
(ж).

Наконец, назовем
третье следствие из закона Гесса:

H
прямого процесса = – H
обратного процесса

Рассмотрим некоторые
примеры использования закона Гесса.

а) Энтальпия
образования кристаллогидрата из
безводной соли и воды.

Пусть требуется
определить энтальпию следующего
процесса:

А(к)
+ n
H₂O
(ж) = An
H₂O
(к);.

Экспериментально
осуществить этот процесс и измерить
его тепловой эффект практически
невозможно. При этом сравнительно легко
измерить энтальпии следующих процессов:

1)
А(к) + Х H₂O
(ж) = A(р-р,
АХ
H₂O);;

2)
АnH₂O
(к) + (X-n)
H₂O
(ж) = A(р-р,
АХ
H₂O);.

Как
видно, искомое уравнение получается
вычитанием второго уравнения из первого,
соответственно: H_X
= H₁
– H₂
.

Можно представить
рассматриваемые процессы в виде следующей
схемы:

По
закону Гесса энтальпия перехода из
начального состояния к конечному не
зависит от пути перехода, то есть
H₁=H_X+H₂
.

б) Энтальпия связи.

Под
энтальпией
(энергией) связи
А–В в
молекуле АВ понимают энтальпию (энергию)
разрыва 1 моль названных связей, при
этом атомы разводятся на бесконечно
большое расстояние. Понятно, что разорвать
связи на атомы возможно только в газовой
фазе. Например:

HCl
(г) = H
(г) + Cl
(г); H⁰=H⁰_{связи
H–Cl}
.

Под
средней
энтальпией связи
А–В в молекуле АВ_n,
понимают

часть энтальпии разрыва всех связей в
1 моль молекул АВ_n
до состояния атомов, атомы разводятся
на бесконечно большое расстояние.
Например:

NH₃
(г) = N
(г) + 3H
(г); H⁰=3H⁰_{ср.связи
N–H}
.

Энтальпии
связей могут быть найдены на основе
первого следствия из закона Гесса по
величинам энтальпий образования атомов
и молекул; возможно и комбинирование
термохимических уравнений. Например,
требуется определить энтальпию связи
в молекуле NO
на основе данных по энтальпиям связей
в молекулах N₂
и О₂,
а также энтальпии образования NO.
Запишем все исходные данные соответствующими
термохимическими уравнениями:

1)
N₂
(г) = 2N
(г);
;

2)
O₂
(г) = 2O
(г);
;

3)

O₂
(г) +N₂
(г) = NO
(г);
_г
.

Термохимическое
уравнение искомого процесса:

NO
(г)=N
(г)+O
(г);

может быть получено
вычитанием третьего уравнения из
полусуммы первого и второго уравнений.
Соответственно:

.

Отметим, что
комбинирование термохимических уравнений
собственно и привело к расчету, основанному
на первом следствии из закона Гесса.

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

1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
2. 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)
ΔНof,298	-20,60	0	-296,90	-285,83
ΔНoсгор,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.

Каждая связь между двумя атомами в молекуле имеет связанную запасенную энергию или значение энтальпии связи, которое определяется экспериментально. Эта энтальпия, измеренная в килоджоулях на моль (кДж / моль), представляет собой количество энергии, необходимое для разрыва связи, а также энергию, выделяемую при образовании связи. Во время химической реакции атомы перестраиваются, и связи в молекулах реагентов разрываются, так как образуются новые связи для образования молекул продукта. Используемые значения энтальпии связи вычисляют изменение энтальпии (энергии), которое происходит во время химической реакции, путем вычитания общего количества энергии, производимой при образовании связей, из энергии, используемой для разрыва связей молекул реагента.

Напишите химическое уравнение для реакции. Например, сгорание двухатомного водорода и кислорода для получения воды дается как H2 (г) + O2 (г) -> H2O (г).

Баланс химического уравнения. В приведенном выше примере сбалансированным уравнением для образования воды является H2 (г) + O2 (г) -> H2O (г), показывающее правильное соотношение водорода, кислорода и молекул воды.

Нарисуйте структурную формулу для каждой молекулы и определите типы и количество связей, присутствующих для продуктов реакции. Например, структурная формула для H2 – это HH, а для O2 – это O = O. Поскольку существует две молекулы двухатомного водорода, есть две связи HH и одна связь O = O.

Нарисуйте структурную формулу для стороны реагентов и определите тип и количество присутствующих связей. Структурной формулой для воды является HOH, и есть четыре полные связи HO, потому что в сбалансированном уравнении есть две молекулы воды.

Найдите и запишите значения энтальпии связи из таблицы данных для каждого типа связи в сбалансированном уравнении. Например, HH = 436 кДж / моль, O = O = 499 кДж / моль и H-) = 463 кДж / моль.

Умножьте энтальпию связи для каждого типа связи на число связей этого типа как для реагентов, так и для продуктов. Например, 2 (436) + 499 -> 4 (463)

Сложите энтальпии связи для реагентов и запишите это число. Сложите вместе энтальпии связи для продуктов и вычтите это число из общего количества реагентов, чтобы найти значение изменения энтальпии связи для реакции. Например, 1371 кДж / моль – 1852 кДж / моль = -481 кДж / моль.

подсказки

• Энтальпии облигаций определяются экспериментально, а средние значения для облигаций можно найти в таблицах данных в учебниках или в Интернете. Значения могут незначительно отличаться между таблицами, так как значения энтальпии являются усредненными значениями.

Была ли эта статья полезной?