Законы термохимии. Расчет энтальпии реакции.


энтальпия реакции — это разность между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических количеств веществ

ΔH = ∑(nΔH)продукты — ∑(nΔH)реагенты

Для некоторой реакции

nAA + nBB = nCC + nDD

стандартная энтальпия реакции равна:

ΔH°298 = (nCΔH°298(С) + nDΔH°298(D)) — (nAΔH°298(A) + nBΔH°298(B))

Пример. Стандартная энтальпия следующей реакции:

4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г)ΔH°298 = (nNO·ΔH°298(NO) + nH2O·ΔH°298(H2O)) — (nNH3·ΔH°298(NH3) + nO2·ΔH°298(O2))  = (4·(+91) + 6·(-242)) — (4·(-46) + 5·(0)) = -904 кДж

Раздел химии, который посвящен количественному определению тепловых эффектов химических реакций, называется термохимией.

Лаплас Пьер-Симон (1749 - 1827)Расчет тепловых эффектов реакций, в частности при p = const, основан на двух законах термохимии.

первый закон термохимии: при разложении соединения на простые вещества происходит изменение энтальпии, равное (но с противоположным знаком) изменению энтальпии при образовании этого соединения из тех же простых веществ

Первый закон тeрмохимии открыт в конце XVIII в. французскими учеными Лавуазье и Лапласом, второе название этого закона — закон Лавуазье-Лапласа. Фактически этот закон вытекает из закона сохранения энергии; именно на этом законе основана формула для расчета энтальпии реакции по энтальпии образования участвующих в ней веществ.

Гесс Герман Иванович (1802 - 1850)Энтальпию образования определить экспериментально можно не для всех веществ из-за сложности проведения или практической неосуществимости многих реакций. Табличные значения ΔH°298 для многих веществ получены расчетным способом, основанном на втором законе термохимии, открытом в 1840 г. русским химиком Г.И. Гессом , закон Гесса:

второй закон термохимии: сумма энтальпий двух или более промежуточных реакций (стадий) при переходе от исходного состояния к конечному состоянию равна энтальпии реакции, которая непосредственно ведет от исходного состояния к конечному состоянию

Таким образом, энтальпия реакции зависит только от вида и состояния реагентов, но не зависит от промежуточных состояний и пути перехода от реагентов к продуктам (это вторая формулировка закона Гесса). Закон Гесса позволяет связать энтальпийные эффекты процесса, который может протекать в одну или несколько стадий, и тем самым рассчитать энтальпию (тепловой эффект) той реакции, которую трудно осуществить или довести до конца.

Пример. Процесс образования диоксида углерода при сжигании графита в кислороде может протекать двумя путями:

  1. 2C + O2 = 2CO
    2CO + O2 = 2CO2
  2. C + O2 = CO2

Экспериментально определить энтальпию образования CO по первой реакции невозможно, т.к. идет вторая реакция — превращение CO в CO2. Однако можно экспериментально определить энтальпию реакции превращений CO в CO2 если получить (каким-либо другим способом) чистый CO, а затем перевести его в CO2 сжиганием в кислороде. Кроме того, легко находится и энтальпия полного сгорания графита (путь 2), т.е. энтальпия образования CO2. Отсюда на основе закона Гесса легко рассчитать энтальпию перехода графита в CO, используя схему:

0000000024

По закону Гесса ΔH°1 + ΔH°2 = ΔH°3; следовательно:

ΔH°(CO) = ΔH°1 / n(CO) = (ΔH°3 — ΔH°2) / n(CO) = ((-786) — (-566)) / 2 = -110 кДж/моль

Полученное значение точно отвечает справочным данным.


Комментарии запрещены.