Нахождение энтропии, энтальпии и энергии гиббса химической реакции

Закон Гесса

Аддитивность теплот реакций вытекает непосредственно из первого закона термодинамики: изменение энергии или энтальпии между двумя состояниями системы зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними. Следовательно, разность между энтальпиями реагентов и продуктов, т.е теплота реакции, должна зависеть только от исходного и конечного состояний, а не от того конкретного пути, по которому следует реакция. Это утверждение носит название закон аддитивности теплот реакций (закон Гесса).

Благодаря закону Гесса совсем не обязательно измерять изменение энтальпии каждой возможной химической реакции. Например, если известны теплота испарения жидкой воды (3), то совсем не обязательно измерять теплоту разложения пероксида водорода с образованием водяного пара; эту величину гораздо проще получить путем вычислений. Если какую-либо реакцию трудно провести в лабораторных условиях, можно попытаться подобрать последовательность легче осуществляемых реакций, сумма которых дает необходимую реакцию. После измерения изменений энтальпии для всех индивидуальных реакций в такой последовательности можно просуммировать соответствующие изменения энтальпии подобно самим химическим уравнениям и найти теплоту трудно проводимой реакции.

Урок 19 «Изменение энтальпии» бесспорно был сложным, но чрезвычайно важным. Скорее всего у вас сейчас каша в голове, но не пугайтесь, ведь в следующем уроке все встанет на свои места. Если у вас возникли вопросы по данному уроку, то пишите их в комментарии.

Единица измерения теплоты

Так как это курс химии, а не физики, то совсем мельком напомню, что теплота и работа являются хоть и различными, но формами энергии, поэтому измеряются в одинаковых единицах (в Дж). Если вы совершаете работу над каким-либо телом или совокупностью тел, можно повысить энергию этой системы или нагреть ее в зависимости от того, каким образом совершается работа. К примеру, когда мы поднимает какой-либо предмет, работа превращается в потенциальную энергию, а если потереть этот предмет, то работа (трение) переходит в теплоту. И наоборот, при падении тяжелого предмета энергия превращается в теплоту, а при работе двигателя внутреннего сгорания выделяемая в нем теплота переходит в работу. Химиков, в отличии от физиков, занимает не работа, а теплота, которая может поглощаться и выделяться при протекании химической реакции.

Единицей измерения теплоты служит — Джоуль (Дж). 1 Джоуль можно определить как количество теплоты, необходимое для повышения температуры 1 г чистой воды на 1/4 градуса. В повседневной жизни 1 джоуль энергии требуется для поднятия небольшого яблока (102 г) строго вертикально на высоту один метр.

Определена и измерена энтальпия реакции для стандартных условий

Стандартная энтальпия реакции определяется так, чтобы зависеть просто от стандартных условий, которые указаны для нее, а не просто от условий, при которых реакции действительно протекают. Существуют два основных условия, при которых фактически проводятся термохимические измерения.

(а) Постоянный объем и температура: тепло , где (иногда пишется как ) — внутренняя энергия системы.QVзнак равноΔU{\ displaystyle Q_ {V} = \ Delta U}U{\ displaystyle U}E{\ displaystyle E}

(б) Постоянные давление и температура: тепло , где — энтальпия системы.Qпзнак равноΔЧАС{\ displaystyle Q_ {P} = \ Delta H}ЧАСзнак равноU+пV{\ displaystyle H = U + PV}

Величины теплового воздействия в этих двух условиях различны. В первом случае объем системы поддерживается постоянным в ходе измерения за счет проведения реакции в закрытом и жестком контейнере, так как объем не изменяется и работа не выполняется.

Из первого закона термодинамики, где W — работа, совершаемая системой. Когда для процесса, который у нас есть, возможна только работа по расширению ; это означает, что теплота реакции при постоянном объеме равна изменению внутренней энергии реагирующей системы.
ΔUзнак равноQ-W{\ displaystyle \ Delta U = QW}ΔUзнак равноQV{\ displaystyle \ Delta U = Q_ {V}}ΔU{\ displaystyle \ Delta U}

Тепловое изменение, которое происходит в химической реакции, происходит только из-за разницы между суммой внутренней энергии продуктов и суммой внутренней энергии реагентов. У нас есть

ΔUзнак равно∑Uпроdтыcтs-∑Uреаcтаптs{\ displaystyle \ Delta U = \ sum U_ {products} — \ sum U_ {реагенты}}

Это также означает, что количество тепла, поглощенного при постоянном объеме, можно отождествить с изменением внутренней энергии термодинамической величины.

С другой стороны, при постоянном давлении система либо остается открытой для атмосферы, либо ограничивается контейнером, на который действует постоянное внешнее давление, и в этих условиях объем системы изменяется. Тепловое изменение при постоянном давлении включает не только изменение внутренней энергии системы, но также работу, выполняемую при расширении или сжатии системы. В общем, первый закон требует, чтобы

Qзнак равноΔU+W{\ Displaystyle Q = \ Delta U + W} (Работа)

Если это только работа давление – объем , то при постоянном давлении
W{\ displaystyle W}

Qпзнак равноΔU+пΔV{\ Displaystyle Q_ {P} = \ Delta U + P \ Delta V}

Предполагая, что изменение переменных состояния происходит исключительно за счет химической реакции, мы имеем

Qпзнак равно∑Uпроdтыcтs-∑Uреаcтаптs+п(∑Vпроdтыcтs-∑Vреаcтаптs){\ displaystyle Q_ {P} = \ sum U_ {products} — \ sum U_ {reactants} + P \ left (\ sum V_ {products} — \ sum V_ {reactants} \ right)}

Qпзнак равно∑(Uпроdтыcтs+пVпроdтыcтs)-∑(Uреаcтаптs+пVреаcтаптs){\ displaystyle Q_ {P} = \ sum \ left (U_ {products} + PV_ {products} \ right) — \ sum \ left (U_ {реагенты} + PV_ {реагенты} \ right)}

Поскольку энтальпия или теплосодержание определяется как , мы имеем
ЧАСзнак равноU+пV{\ displaystyle H = U + PV}

Qпзнак равно∑ЧАСпроdтыcтs-∑ЧАСреаcтаптsзнак равноΔЧАС{\ displaystyle Q_ {P} = \ sum H_ {products} — \ sum H_ {reactants} = \ Delta H}

По соглашению энтальпии каждого элемента в его стандартном состоянии присваивается нулевое значение. Если получение чистых соединений или ионов невозможно, то устанавливаются специальные дополнительные условные обозначения. В любом случае, если каждый реагент и продукт могут быть получены в соответствующем стандартном состоянии, то вклад каждого вида равен его молярной энтальпии образования, умноженной на его стехиометрический коэффициент в реакции, и энтальпии реакции при постоянном (стандартном) давлении. можно записать как
п⊖{\ Displaystyle P ^ {\ ominus}}

Qп⊖знак равноΔrxnЧАС⊖знак равно∑проdтыcтs, пνпΔжЧАСп⊖-∑реаcтаптs, рνрΔжЧАСр⊖{\ displaystyle Q_ {P ^ {\ ominus}} = \ Delta _ {\ text {rxn}} H ^ {\ ominus} = \ sum _ {products, ~ p} \ nu _ {p} \ Delta _ {\ текст {f}} H_ {p} ^ {\ ominus} — \ sum _ {реагенты, ~ r} \ nu _ {r} \ Delta _ {\ text {f}} H_ {r} ^ {\ ominus}}

Как показано выше, при постоянном давлении теплота реакции в точности равна изменению энтальпии реагирующей системы.
ΔrxnЧАС{\ displaystyle \ Delta _ {\ text {rxn}} H}

Тепловой эффект химической реакции

Тепловой эффект – это количества тепла или энергии, которое выделилось или поглотилось во время химической реакции, относительно 1 моль вещества. В химии тепловой эффект обозначают символом Q, измеряют в ккал/моль или кДж/моль. Согласно определению выделяют два типа процессов:

• Экзотермические реакции – протекают с выделением тепла, процесс происходит быстро, в конце реакции записывается, как +Q.
• Эндотермические реакции – протекают с поглощением тепла. Чтобы получить конечный продукт, реагенты нагревают. Процессы занимают много времени. В конце реакции обозначаются, как –Q.

Чем больше прореагирует химического вещества, тем больше выделиться энергии. Следовательно, тепловой эффект зависит от химического вещества в моль вступившего в реакцию.

Экзотермическая реакция	Выделяется тепло H2+Cl2=2HCl+Q
Эндотермическая реакция	Поглощается тепло N2+O2=2NO-Q

По энергии ионизации   реагенты в эндотермической  реакции  находятся выше оси нулевой энергии, т.е.  скорость прямой реакции выше, чем обратной и наоборот, в эндотермических реакциях – скорость обратной реакции выше, чем прямой.

Расчет энтальпии и энтропии реакции горения ацетилена

Задача 1. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению: С₂Н₂(г) + 5/2О₂(г) = 2СО₂(г) + Н₂О(ж). Вычислите изменение энтропии системы в стандартных условиях и объясните причины её уменьшения. Решение. Согласно следствию из закона Гесса, изменение энтропии определяется как разность сумм энтропий продуктов и реагентов процесса с учетом стехиометрических коэффициентов реакции. Тогда

∆S 0 х.р. = [2·S 0 обрСО₂(г) + S 0 обрН₂О(ж)] – [S 0 обрС₂Н₂(г) + (5/2)·S 0 обрО₂(г)].

По табличным данным найдем значения энтропии для требуемых веществ:

S 0 обрСО₂(г) = 213,65Дж/моль·К; S 0 обрН₂О(ж) = 69,94Дж/моль·К; S 0 обрС₂Н₂(г) = 219,45Дж/моль·К; S 0 обрО₂(г) = 205,03Дж/моль·К.

Подставив эти значения в уравнение изменения энтропии процесса, и произведя расчеты, получим:

∆S0х.р. = (2·213,65 + 69,94 — 219,45 – (5/2)·205,03)Дж/моль·К = -234,79 Дж/моль·К.

Уменьшение энтропии процесса объясняется ростом упорядоченности системы, так как количество вещества газов в продуктах реакции в 2,7 раза меньше, чем в реагентах (5,5/2).

Ответ: ∆S 0 х.р. = -234,79 Дж/моль·К; ∆S 0 х.р

Расчет энтальпии и энтропии реакции разложения нитрата магния

Задача 2. Реакция разложения магния нитрата по уравнению:2Mg(NO₃)₂(т) = 2MgO(т) + 4NO₂(г) + O₂(г) сопровождается увеличением энтропии системы на 891 Дж/К и изменением энтальпии на 510 кДж. Рассчитайте стандартную энтальпию образования и энтропию образования магния нитрата. Определите, какой из факторов – энтальпийный или энтропийный – способствует самопроизвольному протеканию этого процесса. Решение: Расчеты ∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] и S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] произведем на основании 3-го следствия из закона Гесса, согласно которому:

а) ∆H 0 х.р. = 2·∆H 0 обр + 4·∆H 0 обр[NO₂(г)] — 2·∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)]

б) ∆S 0 х.р. = 2·S 0 обр + 4·S 0 обр[NO₂(г)] + S 0 обр[O₂(г)] — 2·S 0 обр[Mg(NO₃) 2 (т)],

S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = S 0 обр + 2·S 0 обр[NO₂(г)] + 1/2S 0 обр[O₂(г)] — 1/2∆S 0 х.р.

Используя данные таблицы, найдем значения энтальпий образования и энтропий продуктов реакции:

∆H 0 обр = -601,24 кДж/моль; ∆H 0 обр[NO₂(г)] = 33,50 кДж/моль; S 0 обр = 26,94 Дж/моль·К; S 0 обр[NO₂(г)] = 240,45 Дж/моль·К; S 0 обр[O₂(г)] = 205,04 Дж/моль·К.

Подставив найденные значения в уравнения а) и б), рассчитаем искомые величины:

∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = 1моль·(-601,24кДж/моль) + + [2 моль·33,50кДж/моль — ∆(510кДж)] = -789,24 кДж;

S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = (1моль·26,94Дж/моль·К + 2моль·240,45Дж/моль·К) + + [(1/2моль·205,04 Дж/моль·К — (1/2)·891 Дж/К)] = -164,87 Дж/К.

Как известно, самопроизвольному протеканию реакции способствует уменьшение её энтальпийного фактора (∆H 0 х.р. 0 х.р. > 0). Согласно данным условия задачи, энтропия во время процесса возрастает, и, следовательно, возрастает и произведение Т·∆S 0 х.р., что способствует его самопроизвольному протеканию. С другой стороны, возрастает и энтальпия реакции, что не способствует самопроизвольности процесса в прямом направлении.

Ответ: ∆H 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = — 789,24 кДж; S 0 обр[Mg(NO₃)₂(т)] = -164,87 Дж/К. Самопроизвольности процесса разложения магния нитрата способствует энтропийный фактор этой реакции.

Большинство химических реакций сопровождаются выделением или поглощением тепла.

Количество тепла, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называют её тепловым эффектом. Раздел химии, в котором изучают тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией.

В дальнейшем тепловые эффекты химических реакций будем характеризовать величиной DH (кДж/моль). Особенности терминологии таковы, что величину DH называют энтальпией химической реакции (вместо более точного словосочетания – изменение энтальпии в ходе химической реакции).

Реакции, идущие с выделением тепла, называют экзотермическими, идущие с поглощением тепла – эндотермическими.

Принято, что энтальпия экзотермической реакции отрицательна (DH 0).

Уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии реакции и агрегатного состояния участвующих в реакции веществ, называют термохимическими уравнениями. Агрегатные состояния веществ обозначают подстрочными индексами: т – твёрдое, к – кристаллическое, ж – жидкое, г – газообразное, р – раствор. В термохимических уравнениях могут быть дробные коэффициенты:

В справочных таблицах термодинамических величин приводят не энтальпии конкретных реакций, а стандартные энтальпии образования веществ (DН_обр).

Энтальпией образования называют энтальпию реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.

Энтальпии образования простых веществ приняты за ноль.

Что такое энтальпия?

Энтальпия, представленная как H, это количество энергии, которым термодинамическая система в условиях постоянного давления обменивается с окружающей средой.. Другими словами, это термодинамическое свойство, изменение которого определяет, выделяет ли рассматриваемая химическая реакция энергию в виде тепла или необходимо поглощать эту тепловую энергию.

Следовательно, энтальпию можно понимать как количество тепловой энергии, которую термодинамическая система (регулируемая потоками температуры и энергии) излучает или поглощает, когда она находится под постоянным давлением. А под термодинамической системой мы можем понимать, в основном, любой физический объект.

Это одно из самых фундаментальных термохимических свойств, поскольку мы анализируем, как реакционная среда обменивается теплом (поглощая или выделяя его) с окружающей средой. А поглотит он его или высвободит, будет определяться не самой энтальпией (H), а ее изменением (ΔH).. И исходя из этого химическая реакция может быть двух типов:

• Экзотермический: Когда ΔH 0 (изменение энтальпии отрицательное), реакция выделяет энергию в виде тепла. Они не потребляют тепло, а излучают его. Все реакции, в которых конечный продукт молекулярно проще, чем исходный, будут экзотермическими.

• Эндотермический: Когда ΔH> 0 (изменение энтальпии положительное), реакция потребляет энергию в виде тепла. Они не выделяют энергию, а должны ее поглощать и расходовать. Все реакции, в которых конечный продукт молекулярно более сложен, чем исходный, будут эндотермическими.

Таким образом, энтальпия (или изменение энтальпии) — это энергия, значение которой определяет, будет ли конкретная химическая реакция в условиях постоянного давления выделять тепловую энергию (экзотермическая) или поглощать энергию в виде тепла (эндотермическая). Единица измерения энтальпии в международной системе — Джоуль (Дж)..

Рекомендуем прочитать: «4 закона термодинамики (характеристики и объяснение)»

Подкатегории

В каждом случае слово « стандарт» означает, что все реагенты и продукты находятся в своих стандартных состояниях .

• Стандартная энтальпия горения — это изменение энтальпии, когда один моль органического соединения реагирует с молекулярным кислородом (O ₂ ) с образованием диоксида углерода и жидкой воды. Например, стандартная энтальпия сгорания газообразного этана относится к реакции C ₂ H ₆ (г) + (7/2) O ₂ (г) → 2 CO ₂ (г) + 3 H ₂ O (л).
• Стандартная энтальпия образования — это изменение энтальпии, когда один моль любого соединения образуется из составляющих его элементов в их стандартных состояниях. Энтальпия образования одного моля газообразного этана относится к реакции 2 C (графит) + 3 H ₂ (г) → C ₂ H ₆ (г).
• Стандартная энтальпия гидрирования определяется как изменение энтальпии, наблюдаемое, когда один моль ненасыщенного соединения реагирует с избытком водорода, чтобы стать полностью насыщенным. Гидрирование одного моля ацетилена дает этан в качестве продукта и описывается уравнением C ₂ H ₂ (г) + 2 H ₂ (г) → C ₂ H ₆ (г).
• Стандартная энтальпия нейтрализации — это изменение энтальпии, которое происходит, когда кислота и основание подвергаются реакции нейтрализации с образованием одного моля воды. Например, в водном растворе стандартная энтальпия нейтрализации соляной кислоты и основного гидроксида магния относится к реакции HCl (водн.) + 1/2 Mg (OH) ₂ → 1/2 MgCl ₂ (водн.) + H ₂ O ( л).

Термохимическое уравнение

Химические уравнения, в которых отображается тепловой эффект называются термохимическими. При записи в скобках обязательно указывают агрегатное состояние вещества: твердое, жидкое, газообразное и другое. Коэффициенты прописываются в условии: дробные или цельные числа.

При расчете учитывают температуру и давление, при которых протекает процесс. Если в условиях задачи не прописаны значения, то их принимают как стандартные: температура 278К, а давление 110,3 кПа.

В конце записи химического уравнения записывают значение Q, которое берут в справочнике, отдельно для каждого вещества. Энергия представлена в кДж в стандартных условиях. Применяется для расчета по формулам.

Оценка энтальпий реакции

Существует несколько методов определения значений энтальпий реакций, включающих либо измерения интересующей реакции, либо вычисления на основе данных для связанных реакций.

Для реакций, которые быстро завершаются, часто можно измерить теплоту реакции непосредственно с помощью калориметра . Один большой класс реакций , для которых такие измерения являются распространенным является сгорания из органических соединений путем реакции с молекулярным кислородом (O ₂ ) в виде углекислого газа и воды (H ₂ O). Теплота сгорания может быть измерена с помощью так называемого , в котором тепло, выделяемое при сгорании при высокой температуре, теряется в окружающую среду, когда система возвращается к исходной температуре. Поскольку энтальпия является функцией состояния , ее значение одинаково для любого пути между заданными начальным и конечным состояниями, так что измеренное значение ΔH такое же, как если бы температура оставалась постоянной во время сгорания.

Для незавершенных реакций константу равновесия можно определить как функцию температуры. Затем энтальпия реакции находится из уравнения Ван ‘т Гоффа как . Методика тесно связанно является использованием электроаналитического гальванического элемента , который может быть использован для измерения энергии Гиббса для некоторых реакций в зависимости от температуры, получая и таким образом .
ΔrxnЧАС⊖знак равнорТ2ddТпер⁡Kеq{\ displaystyle \ Delta _ {\ text {rxn}} H ^ {\ ominus} = {RT ^ {2}} {\ frac {d} {dT}} \ ln K _ {\ mathrm {eq}}}Kеq(Т){\ Displaystyle К _ {\ mathrm {eq}} (Т)}ΔrxnЧАС⊖{\ displaystyle \ Delta _ {\ text {rxn}} H ^ {\ ominus}}

Также возможно оценить энтальпию одной реакции из энтальпий ряда других реакций, сумма которых представляет собой интересующую реакцию, и они не обязательно должны быть реакциями образования. Этот метод основан на законе Гесса , который гласит, что изменение энтальпии одинаково для химической реакции, которая протекает как отдельная реакция или в несколько этапов. Если энтальпии для каждой стадии можно измерить, то их сумма дает энтальпию всей одиночной реакции.

Наконец, энтальпия реакции может быть оценена с использованием энергии связи для связей, которые разрываются и образуются в интересующей реакции. Однако этот метод является только приблизительным, поскольку указанная энергия связи является лишь средним значением для разных молекул со связями между одними и теми же элементами.

2.3. Термохимические расчёты

Закон Гесса позволяет вычислять тепловые эффекты процессов, для которых отсутствуют экспериментальные данные. Это относится не только к химическим реакциям, но и к процессам растворения, испарения, сублимации, кристаллизации и др. При термохимических расчётах особое значение имеют два вида тепловых эффектов: энтальпии образования и энтальпии сгорания соединений.

Энтальпия образования соединения есть тепловой эффект реакции образования одного моля данного соединения из простых веществ при стандартных условиях. Например, стандартная энтальпия образования \Delta_{f}H карбоната кальция — это тепловой эффект реакции

Ca_{т}+C_{(графит)}+3/2CO_{2(г)}=CaCO_{3(т)}\Delta_{f}H=-1206к{Д}ж

При этом стандартные энтальпии образования простых веществ (Н₂,O_{2}, Ca, C и др.) принимаются равными нулю, стандартные энтальпии образования большинства известных веществ можно найти в справочниках.

По очень небольшому числу стандартных энтальпий образования можно вычислить тепловые эффекты многих химических реакций. При этом пользуются правилом, которое вытекает из закона Гесса:

тепловой эффект химической реакции равен разности энтальпий образования конечных веществ и энтальпий образования исходных веществ с учётом коэффициентов перед веществами в уравнении реакции.

Пусть химическая реакция протекает в соответствии с уравнением

aA+bB=cC+dD \Delta{H}-?

Здесь a, b, c, d — коэффициенты перед веществами A, B, C и D. Тогда

\Delta{Н}=(с\Delta_{f}Н_{C}+d\Delta_{f}Н_{D})-(a\Delta_{f}Н_{A}+b\Delta_{f}Н_{B}).(6.4)

Для наглядности рассмотрим конкретный пример. Реакция горения этана C_{2}H_{6} выражается термохимическим уравнением:

C_{2}H_{6(г)}+3CO_{2(г)}=2CO_{2(г)}+3H_{2}O_{(ж)} \Delta{H}_{298}=-1559,87к{Д}ж/моль

Вычислить энтальпию образования этана, если известны энтальпии образования углекислого газа и воды:

\Delta_{f}H_{298}(CO_{2})=-393,51к{Д}ж/моль, \Delta_{f}H_{298}(H_{2}O)=-285,84к{Д}ж/моль.

В соответствии с законом Гесса имеем:

\Delta Н_{298}=2\Delta_{f}Н(СО_{2})+3\Delta_{f}Н(Н_{2}О)-\Delta_{f}Н(С_{2}Н_{6}). Отсюда

\Delta_{f}Н_{298}(С_2Н_6)=2\Delta_{f}Н_{298}(СО_2)+3\Delta_{f}Н_{298}(Н_2О)-\Delta{Н_{298}}=2(-393,51)+3(-285,84)-(-1559,87)=-84,67к{Д}ж/моль.

Энтальпией сгорания соединения называют тепловой эффект реакции окисления данного соединения кислородом при стандартных условиях с образованием высших оксидов входящих в это соединение элементов. Например, стандартная энтальпия сгорания \Delta_CH этилового спирта — это тепловой эффект реакции

C_2H_5OH_{(ж)}+3O_2=2CO_{2(г)}+3H_2O_{(ж)}

Продуктами сгорания чаще всего являютсяCO_2,H_2O_{(г)}илиH_2O_{(ж)},SO_3и другие. Если среди продуктов реакции помимо оксидов присутствуют другие вещества (например,N_2,HCl),это специально оговаривается. Энтальпии сгорания высших оксидов и других продуктов сгорания, а также кислорода, принимаются равными нулю. С помощью энтальпий сгорания можно также рассчитывать тепловые эффекты химических реакций, пользуясь следующим правилом:

тепловой эффект химической реакций равен разности энтальпий сгорания исходных веществ и энтальпий сгорания продуктов реакции с учетом коэффициентов перед веществами в уравнении реакции.

Для приведённой в данном разделе абстрактной реакции

\Delta{H}=(a\Delta_CH_A+b\Delta_CH_B)-(c\Delta_CH_C+d\Delta_CH_D)(6.5)

Рассчитаем тепловой эффект реакции этерификации щавелевой кислоты метиловым спиртом, протекающей по уравнению

(COOH)_{2(т)}+2CH_3OH_{(ж)}=(COOCH_3)_{2(ж)}+2H_2O_{(ж)}

В справочнике находим значения энтальпий сгорания веществ:

\Delta_CH_{(COOH)_2}=-251,8к{Д}ж/моль, \Delta_CH_{CH_3OH}=-727,6к{Д}ж/моль,

\Delta_CH_{(COOCH_3)_2}=-1680,2к{Д}ж/моль, \Delta_CH_{H_2O}=0.

Отсюда \Delta{H}=-251,8+2(-726,6)-(-1680,2)=-26,8к{Д}ж/моль.

Изменение температуры или давления

Изменение энтальпии реакции с температурой дается , который гласит, что производная по температуре от ΔH для химической реакции определяется разницей в теплоемкости (при постоянном давлении) между продуктами и реагентами:

(∂ΔЧАС∂Т)пзнак равноΔCп{\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ Delta H} {\ partial T}} \ right) _ {p} = \ Delta C_ {p}}.

Интегрирование этого уравнения позволяет оценить теплоту реакции при одной температуре на основе измерений при другой температуре.

ΔЧАС∘(Т)знак равноΔЧАС∘(Т∘)+∫Т∘ТΔCп∘dТ{\ Displaystyle \ Delta H ^ {\ circ} \! \ left (T \ right) = \ Delta H ^ {\ circ} \! \ left (T ^ {\ circ} \ right) + \ int _ {T ^ {\ circ}} ^ {T} \ Delta C_ {P} ^ {\ circ} \, \ mathrm {d} T}

Эффекты изменения давления и поправки из-за смешения, как правило, минимальны, если в реакции не участвуют неидеальные газы и / или растворенные вещества, или если она не проводится при чрезвычайно высоких давлениях. Энтальпия смешения для решения идеальных газов точно равен нулю; то же самое верно и для реакции, в которой реагенты и продукты являются чистыми, несмешанными компонентами. Вклады в энтальпии реакции из-за изменений концентрации растворенных веществ в растворе, как правило, должны определяться экспериментально в каждом конкретном случае, но для идеальных растворов он будет точно равен нулю, поскольку изменение средних межмолекулярных сил в растворе в зависимости от концентрации невозможно. идеальное решение.

Пример 2-2

ZnS = Zn + S, Н₁ 0 = 200,5 кДж моль -1 ,

2ZnS + 3О₂ = 2ZnO + 2SO₂, Н₂ 0 = -893,5 кДж моль -1 ,

ZnSO₄ = ZnO + SO₃, Н₄ 0 = 235,0 кДж моль -1 .

Закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими

ZnS = Zn + S, Н₁ 0 =200,5 кДж моль -1 -1

ZnSO₄ = ZnO + SO₃, Н₄ 0 =235,0кДж моль -1 –1

= 981,35кДж моль -1

Ответ: 981,35 кДж моль -1

Пользуясь справочными данными, рассчитайте энтальпию реакции:

Сокращенное ионное уравнение реакции имеет вид:

по закону Гесса, энтальпия реакции равна:

(энтальпии образования меди и иона Н + равны, по определению, нулю).

Подставляя значения энтальпии образования из справочника находим:

(в расчете на три моля меди).

Рассчитайте энтальпию сгорания метана при 1000 К, если даны энтальпии образования при 298 К:

Теплоемкости газов (в калмоль -1 К -1 ) в интервале от 298 до 1000 К равны:

Энтальпия реакции сгорания метана СН_4(г) + 2О_2(г) = СО_2(г) + Н₂О_(г) при 298 К равна:

Найдем разность теплоемкостей как функцию температуры:

С_р = 5,16 – 0,0094Т (калмоль -1 К -1 ).

Энтальпию реакции при 1000 К рассчитаем по уравнению Кирхгофа:

_rH₁₀₀₀ = _rH₂₉₈ + ,

— 298 2 )/2) калмоль -1 = -192500 калмоль -1 .

Ответ: -192500 калмоль -1 .

Определите тепловой эффект реакции:

Al₂O_корунд + 3SO₃ = Al₂(SO₄)_{3 кр} +U, если реакция протекает при 298 К в автоклаве при постоянном объеме, а тепловой эффект реакции при р = const равен –573,4 кДж. (-566,010 3 кДж)

Стандартная энтальпия реакции:

протекающей в открытом сосуде при температуре 1000 К, равна 169 кДж моль -1 . Чему равна теплота этой реакции, протекающей при той же температуре, но в закрытом сосуде? (160,7 кДжмоль -1 )

2 NО(г) + О₂(г) = 2NО₂(г), Н₁ 0 = -114,2 кДж моль -1 ,

4NО₂(г) + О₂(г) = 2N₂О₅(г), Н₂ 0 = -110,2 кДж моль -1 ,

N₂(г) + О₂(г) = 2NО(г), Н₃ 0 = 182,6 кДж моль -1 .

Определите теплоту образования ацетилена при постоянном давлении (226,5 кДж).

Стандартные энтальпии образования жидкой и газообразной воды при 298 К равны -285,8 и -241,8 кДж моль -1 соответственно. Рассчитайте энтальпию испарения воды при этой температуре. (44,0 кДж моль -1 )

Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции:

Известны тепловые эффекты следующих реакций:

Рассчитайте тепловой эффект реакции:

C₂Н₅ОН_(ж) + О_2(г) = СН₃СООН_(ж) + Н₂О_(ж), если энтальпия образования жидкой воды равна -285,8 кДж моль -1 .(-492,6 кДж моль -1 )

На сколько градусов повысится температура при растворении 0,5 моль серной кислоты в 400 г воды, если теплота растворения серной кислоты равна -74,94 кДж, а удельная теплоемкость раствора равна 3,77 Дж/г·град? (22,14С)

Тепловой эффект растворения безводного сульфата лития равен –26,71 кДж моль -1 . Тепловой эффект растворения кристаллогидрата Li₂SO₄H₂O равен –14,31 кДж моль -1 при

298 К. Вычислите тепловой эффект образования Li₂SO₄H₂O из безводной соли и воды. Определите процентное содержание воды в частично выветренном кристаллогидрате сульфата лития, если тепловой эффект растворения 1 кг этой соли равен –0,14610 3 кДж. (-12,40 кДж·моль -1 )

Рассчитайте изменение энтальпии при нагревании 2 кг

-SiO₂ от 298 до 800 К, если зависимость теплоемкости от температуры выражается уравнением:

С 0 _р = 46,94 +34,3110 -3 Т – 11,310 5 /Т 2 .

Зависимость теплового эффекта реакции Н_2(г) + ½ О_2(г) = Н₂О_(г) от температуры выражается уравнением:

_rH_Т (Дж/моль) = -237,6510 3 – 13,01Т + 2,8810 -3 Т 2 –1,71. Рассчитайте изменение теплоемкости С_р С_V для этой реакции при 800 К. (С_р = -8,14 Дж моль -1 К -1 , С_V = -3,98 Дж моль -1 К -1 )

Определите тепловой эффект химической реакции СН₃ОН_(г) + 3/2О₂ = СО₂ + 2Н₂О_(г) при 500 К и стандартном давлении. При расчете воспользуйтесь средними теплоемкостями веществ в интервале температур от 298 до 500 К. (-673,29 кДж)

Стандартная энтальпия образования формальдегида при 25С равна –108,6 кДж/моль. Рассчитайте стандартную энтальпию образования формальдегида при 150С, если известны теплоемкости: (-110,7 кДж моль -1 )

Закон Гесса

В 1840 году русский ученый описал закон термохимии, который до сих пор используется. Его называют законом Гесса:

Тепловой эффект зависит от агрегатного состояния начальных и конечных продуктов, промежуточные стадии, не влияют.

Это правило помогает узнать тепловой эффект промежуточных стадий. Он будет равен разнице между начальным и конечным значением. По сумме переходных реакций выясняют общий тепловой эффект.

Тепловой эффект химических реакций

Количество теплоты, которые выделяется или поглощается в результате реакции, называют тепловым эффектом данной реакции.

• обычно обозначают Q

  Q_p = Q_кон. — Q_исх. 

• выражают в Дж или кДж

  2H₂(г) + O₂(г) = 2H₂O(ж) + 484 кДж

Смотри также:

• Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
• Скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов
• Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов
• Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты
• Реакции ионного обмена
• Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
• Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее
• Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)
• Ионный (правило В.В. Марковникова) и радикальный механизмы реакций в органической химии

Как энтальпия связана с энтропией?

Энтальпия и энтропия — два термина, которые часто путают друг с другом.. И хотя они связаны (как мы сейчас увидим), они совершенно разные. Как мы видели, энтальпия — это энергия, которой термодинамическая система обменивается с окружающей ее средой.

С другой стороны, энтропия прямо противоположна. И хотя неправильно определять его как величину, которая измеряет степень беспорядка в системе, верно, что это связано с энергией, недоступной в реакции. Таким образом, это определенным образом связано с молекулярным хаосом.

В любом случае энтальпия и энтропия связаны. Но каким образом? Что ж, правда в том, что это довольно сложно, но мы могли бы резюмировать это в следовать обратно пропорциональной зависимости: чем выше энтальпия (больше энергообмена), тем ниже энтропия (меньше беспорядка); при этом чем ниже энтальпия (меньше энергообмена), тем выше энтропия (больше беспорядка).

Примеры решения задач

Задача 1

По итогу реакции, термическая формула которой записана таким образом:

\(N_{2}+O_{2}\rightarrow2NO-180\)

образовано 98 л (н.у.) оксида азота (II). Требуется определить количество теплоты, затраченное на эту реакцию в кДж. Искомое значение можно записать с точностью до целых.

Решение

Согласно термическому уравнению, для образования 2 моль оксида азота (II) необходимо затратить 180 кДж тепла. 2 моль оксида азота при н.у. в объеме составляют 44.8 л. Для поиска решения целесообразно воспользоваться простой пропорцией:

• получить 44,8 л оксида азота (II) можно с помощью 180 кДж тепла;
• для образования 98 л оксида азота требуется х кДж теплоты.

Таким образом:

х = 180 * 98 / 44.8 = 393.75 кДж.

Если округлить значение до целых, то Q = 394 кДж.

Ответ: количество теплоты, которое потратили на реакцию, составляет 394 кДж.

Задача 2

По итогам реакции, термохимическая формула которой имеет вид:

\(2H_{2}+O_{2}=2H_{2}O+ 484\) кДж

было высвобождено 1452 кДж тепла. Требуется найти массу выделившейся в процессе реакции воды в граммах. Запись числа рекомендуется округлить до целых.

Решение

Согласно термохимическому уравнению, в процессе образования 2 моль воды будет образовано 484 кДж тепла. Масса 2 моль воды составляет 36 грамм. Простая пропорция:

• во время формирования 36 грамм воды будет выделено 484 кДж тепла;
• в процессе образования х грамм воды высвободится 1452 кДж теплоты.

В таком случае:

х = 1452 * 36 / 484 = 108 г.

\(m(H_{2}O)=108\) г.

Ответ: в процессе реакции будет выделено 108 грамм воды.

Задача 3

Во время реакции, которая характеризуется следующим термохимическим уравнением:

\(S+O_{2}=SO_{2}+ 296\) кДж

было затрачено 80 грамм серы. Требуется рассчитать количество теплоты, выделяющееся во время реакции в кДж. Конечный результат допускается округлить до целых.

Решение

Исходя из термохимического уравнения, в процессе сгорания 1 моль серы будет выделено 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы составляет 32 грамма. Для расчетов можно записать простую пропорцию:

• сгорание 32 грамм серы сопровождается выделением 296 кДж теплоты;
• сгорание 80 грамм серы сопровождается выделением х кДж теплоты.

Таким образом:

х = 80 * 296 / 32 = 740 кДж

Q = 740 кДж.

[править] Тепловые эффекты в термохимических уравнениях

Для того чтобы можно было сравнить энергетические эффекты различных процессов, термохимические расчеты обычно относят к 1 моль вещества и условиям, принятым за стандартные. За стандартные принимают давление 101 325 Па и температуру чаще всего 25°С (298,15 К).

Тепловые эффекты обычно мало зависят от температуры и давления.

Уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта называют термохимическими уравнениями. Помимо теплового эффекта, в термохимических уравнениях часто указывается также фазовое состояние и полиморфная модификация веществ.

Если имеется несколько реакций, итоговый тепловой эффект рассчитывают по закону Гесса