 |
Закон Гесса. Рис.1. Энергетические диаграммы экзотермических и эндотермических реакций
|
|
|
|
Закон Гесса
Первое начало термодинамики дает возможность рассчитать тепловой эффект химической реакции при различных условиях её проведения.
Например, термохимическую реакцию окисления водорода в химической термодинамике записывают в виде:
Н2(г) + 1/2 О2(г) ––> Н2О(ж) ± ∆ H
Тепловой эффект реакции связан с энтальпией соотношением ∆ H = - Q. Тепловой эффект относят к числу молей вещества, участвующих в реакции в соответствии со стехиометрическими коэффициентами химической реакции.
Для данной реакции тепловой эффект ∆ H рассчитывают на 1 моль водорода, 1/2 моль кислорода или 1 моль воды.
Стандартная энтальпия образования вещества – это энтальпия реакции образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, взятых в наиболее устойчивой модификации при 298 К и Р = 105 Па (или 1 атм. ).
Как указывалось, энтальпия образования простых веществ в наиболее устойчивых аллотропных формах принимаются равными нулю.
Рассмотрим энтальпии следующих реакций:
А) ½ Н2(г) + ½ I2 (к) = HI (г) ∆ H0 = 26, 04 кДж
Б) Н2(г) + I2 (к) = 2HI (г) ∆ H0 = 52, 08 кДж
Первое уравнение описывает процесс образования 1 моль HI (∆ H0 обр)HI, так как здесь водород и йод взяты в наиболее устойчивых агрегатных состояниях. В случае реакции «Б» происходит образование 2-х молей HI, поэтому энтальпия этой реакции соответствует 2 (∆ H0 обр)HI.
Рассмотрим еще один процесс:
А) Са (к) + 3/2 О2(г) + С(графит) = СаСО3(к)
Б) СаО(к) + СО2(г) = СаСО3(к)
Первое уравнение описывает процесс образования 1 моль СаСО3(к) (∆ H0 обр), так как здесь кальций и кислород взяты в наиболее устойчивых агрегатных состояниях при стандартных условиях и являются простыми веществами..
|
|
|
Энтальпия второй реакции не равна энтальпии образования, так как в данном случае образование 1 моль СаСО3 идет из сложных веществ СаО(к) и СО2(г).
Энтальпия сгорания вещества – энтальпия реакции окисления 1 моль вещества в избытке кислорода до высших устойчивых оксидов.
Например, для реакции С2Н2(г) + 5/2О2(г) = 2 СО2(г) + Н2О(ж)
энтальпия сгорания соответствует (∆ H0 сгор) 1 моль ацетилена.
Основным законом термохимии является закон Гесса, являющийся частным случаем первого начала термодинамики.
Формулировка закона Гесса гласит: Тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и начального и конечного состояния веществ и не зависит от пути реакции.
Химические реакции, идущие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением – эндотермическими. Энергетические диаграммы экзотермической и эндотермической реакций приведены на рис. 1.
Н, Эндотермический процесс
кДж/ моль Qp< 0; ∆ H > 0
 |
Н исх Нконеч
Экзотермический процесс
Qp> 0; ∆ H < 0
|
|
|
Нконеч
Координата реакции Х
Рис. 1. Энергетические диаграммы экзотермических и эндотермических реакций
Для определения энтальпий реакций пользуются 1-м и 2-м следствиями закона Гесса:
1-е следствие: Энтальпия химической реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на их стехиометрические коэффициенты.
DН0хр = S (niDН0обр)прод - S (niDН0обр)исх (5)
Рассчитаем изменение энтальпии в ходе реакции при Р = const.:
Cu(кр)+4HNO3(р) = 2NO2(г) + Cu(NO3)2(кр) +2 H2O(ж)
DН0298
кДж/моль 0 -174 33 -305, 3 -286
DН0х. р. = å DН0кон - å DН0исх = [2× 33 + (-305) + 2× (-286)] – [4× (-174) + 0] = -115 кДж
Видно, что DНхр отрицательна (реакция экзотермическая), идет с выделением тепла и при этом внутренняя энергия системы убывает (см. рис. 1).
|
|
|
