---

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

n_AA + n_BB = n_CC + n_DD

стандартная энтальпия реакции равна:

ΔH°₂₉₈ = (n_CΔH°₂₉₈(С) + n_DΔH°₂₉₈(D)) – (n_AΔH°₂₉₈(A) + n_BΔH°₂₉₈(B))

Пример. Стандартная энтальпия следующей реакции:

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) + 6H₂O_(г)ΔH°₂₉₈ = (n_NO·ΔH°₂₉₈(NO) + n_H2O·ΔH°₂₉₈(H₂O)) – (n_NH3·ΔH°₂₉₈(NH₃) + n_O2·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.

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.

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:

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.

---