Урок 19. Изменение энтальпии

урок в 11 классе по теме Энтальпия
презентация к уроку по химии (11 класс) по теме

1Первый урок по термодинамике, на котором вводится понятие Энтальпия.

Скачать:

Вложение Размер
entalpiya.rar 236.43 КБ

Как сдать ЕГЭ на 80+ баллов?

Репетиторы Учи.Дома помогут подготовиться к ЕГЭ. Приходите на бесплатный пробный урок, на котором репетиторы определят ваш уровень подготовки и составят индивидуальный план обучения.

Бесплатно, онлайн, 40 минут

Подписи к слайдам:

Урок химии в 11 классе

Учитель: Герасименко Е.В.

Энтальпия.
Тепловой эффект химической реакции

Наука о взаимных превращениях различных видов энергии.

Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного, течения различных процессов в данных условиях.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах.

2Н2(г) + О2 = 2Н2О(ж) + 285,84 кДж

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы A:

Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого.

При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении
А = pΔV,

где ΔV – изменение объема системы (V2 – V1).

При изохорном процессе (V-const):

(V2 – V1)=0, тогда А=0; теплота

Qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1);

Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1).

Сумма U + pV обозначим через Н, тогда:

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при p=const и T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qр равна изменению энтальпии системы ΔН (если единственным видом работы является работа расширения):

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (ΔН) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V=const; T=const), при котором ΔV = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

Теплоты химических процессов, протекающих при p, T=const и V, T=const, называют тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ΔН « 0
(H2 « H1), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и ΔН » 0
(H2 » H1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ΔН.

Если тепловой эффект реакции Q измерен при постоянном давлении (а это большинство химических процессов, которые проводятся не в замкнутом объеме), то он называется энтальпией реакции и обозначается H. Энтальпия (русский эквивалент этого слова – «теплосодержание») системы возрастает в эндотермическом процессе (когда система поглощает теплоту), Н » 0, и убывает в экзотермическом, Н « 0 (рис. 5).

Стандартные теплоты (энтальпии) образования ΔHо298 некоторых веществ

Урок химии по теме “Почему протекают химические реакции”

Презентация к уроку

Загрузить презентацию (389 кБ)

Задачи урока:

  1. Систематизировать и углубить знания о законе сохранения массы и энергии веществ и превращениях ее при химических реакциях. Познакомить с понятиями “энтальпия” и “энтропия” и условиями протекания самопроизвольных реакций.
  2. Развивать представления о причинно-следственных связях в изучении химии, показывая зависимость протекания химических реакций и изменения энергии в системе.
  3. Уметь применять закон сохранения массы веществ в расчетах при решении задач по термохимии.

Система понятий урока: тепловой эффект химической реакции, энтальпия, энтропия.

Тип урока: комбинированный.

Методы: частично-поисковый, объяснительно-иллюстративный.

Методические приёмы: рассказ, беседа, демонстрация слайдов (презентация), демонстрация опытов и видеофрагментов.

Средства наглядности: пробирки, вода, серная кислота, малахит, гидроксид натрия, спиртовка

Приветствие, сообщение темы урока и плана работы.

1. Проверка домашнего задания. Повторение материала предыдущего урока.

– Вопросы №3.6,7 стр. 116 учебника.

2. Подготовка к изучению нового материала.

– Что такое химические реакции? В чем заключается сущность химической реакции?

– Можно ли предсказать: как будет протекать та или иная химическая реакция?

3. Изучение нового материала.

План изучения нового материала (слайд 1,2).

  1. Закон сохранения массы и энергии.
  2. Тепловой эффект химической реакции.
  3. Экзотермические и эндотермические реакции.
  4. Термохимия. Законы термохимии.
  5. Кто он Герман Гесс?
  6. Понятие об энтропии и энтальпии.
  7. Выводы по теме.

Сущность любой химической реакции заключается в разрушении одних химических связей и образовании новых, эти процессы сопровождаются выделением или поглощением энергии.

Из курса физики вам известно, что энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, а только переходит из одной формы в другую. Это один из важнейших законов природы – закон сохранения энергии.

Впервые этот закон был сформулирован М.В. Ломоносовым (слайд №3).

Закон сохранения массы веществ.

Масса веществ, вступающих в реакцию равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы дает материальную основу для составления уравнений химических реакций и проведения расчетов по ним.

Позднее этот закон был математически выражен Альбертом Эйнштейном как “Закон сохранения массы и энергии”.

Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением: E = mc 2 (слайд 4).

Энергия любого объекта складывается из трех видов энергии: кинетической, потенциальной и внутренней. Большое значение при рассмотрении химических процессов имеет внутренняя энергия. Внутренняя энергия продуктов реакции отличается от внутренней энергии реагентов. Рассмотрим, как изменяется внутренняя энергия реакций на примере диаграмм, приведенных в учебнике “Химия 11 класс” О.С. Габриеляна, Г.Г. Лысовой на стр. 117 рис. 23 и стр.118 рис. 24. (Слайд № 5).

Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов. Представьте себя на минуту конструктором мощной ракеты, способной выводить на орбиту космические корабли и другие полезные грузы.

Химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света, работы расширения образовавшихся газов.

И трещат сухие сучья,
Разгораясь жарко,
Освещая тьму ночную
Далеко и ярко!
И.Суриков

(Слайд 7). По признаку выделения или поглощения теплоты реакции делятся на экзотермические и эндотермические.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, проявляют положительный тепловой эффект (Q>0, DH 0), т.е. с отрицательным тепловым эффектом, являются эндотермическими.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определенными количествами реагентов, обычно обозначают символом Q. (Слайд №9)

(Слайд 9) с Qр = Qкон – Qисх

Формы, в которых энергия выделяется или поглощается, могут быть различны, чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде тепла.

Демонстрация опытов.

Опыт 1. Взаимодействие серной кислоты с водой.

В стакан с водой поместить спиртовой демонстрационный термометр, укрепленный в штативе. Осторожно добавить серной кислоты и размешать стеклянной палочкой. На термометре можно увидеть, что температура значительно возросла.

Опыт 2. Разложение малахита. Демонстрация видеофрагмента. (Приложение №1).

На основании опытов мы можем сделать вывод, что в процессе химических реакций действительно происходит выделение либо поглощение энергии.

(Слайд 10). Уравнения химических реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами записан и тепловой эффект реакции, называются термохимическими уравнениями.

Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. (Слайды 11,12).

Раздел химии, занимающийся изучением превращения энергии в химических реакциях, называется ТЕРМОХИМИЕЙ.

Существует два важнейших закона термохимии.

Первый из них, закон Лавуазье-Лапласа, формулируется следующим образом: тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком. (Слайды 13-16).

Второй закон термохимии был сформулирован в 1840 г российским академиком Г. И. Гессом:

Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Например, сульфат натрия можно получить двумя способами:

Первый путь (одностадийный):

Второй путь (двухстадийный):

складывая тепловые эффекты двух последовательных реакций в способе (2) мы получаем тот же тепловой эффект, что и для способа (1): 65 кДж + 69 кДж = 131 кДж

Ученый, чьим именем назван основной закон термохимии, несколько лет работал врачом в Иркутске; по учебнику, написанному им, учился Дмитрий Менделеев.

По-настоящему его звали Гесс Герман Генрих. И немудрено – родился он в многонациональной Женеве, где говорили по-немецки столь же широко, как и на других языках. Однако вырос и до конца своих дней прожил в России, где его величали на славянский манер – Герман Иванович. Так что в историю науки он вошел русским ученым, хоть и с заморской фамилией. Герман Гесс стал мировым светилом. Что примечательно, не только благодаря острому уму, знаниям и интересу к химии, но и Сибири – Иркутску, Байкалу. Изучая наш край, он собрал богатый фактический материал и написал работу, представив которую в Санкт-Петербургскую академию наук, был сразу произведен в адъюнкты и продолжил исследования по части химии при этом авторитетном научном заведении: открыл лабораторию, проводил многочисленные опыты.

Каждое вещество обладает определенным теплосодержанием или энтальпией, это одна из характеристик химической системы. (Слайды 17-19).

Энтальпия – это определенное свойство вещества, оно является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании.

Энтальпия и тепловой эффект имеют противоположные знаки, но численно равны. Как вычислить тепловой эффект реакции?

Тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом числа молей веществ, участвующих в реакции, т. е. стехиометрических коэффициентов в уравнении протекающей реакции):

Химические реакции протекают не только в пробирке, но и в природе, в том числе и в человеческом организме. В организме человека протекает множество всевозможных реакций. При приеме пищи происходит окисление веществ, при этом выделяется энергия. Каждый человек должен знать, сколько энергии поступает в его организм и сколько ее расходуется в процессе жизнедеятельности в течение суток. Важно помнить, что количество поступающей с пищей энергии должно соответствовать ее расходу. Иначе в организме нарушается обмен веществ, человек либо худеет, либо полнеет и начинает болеть. В специальных справочниках можно найти калорийность пищи и рассчитать свой суточный рацион. Этому мы учились на уроках в 7 классе.

Химическая система характеризуется не только функцией теплосодержания, но и степенью беспорядка. (Слайд 20).

Степень беспорядка, хаотичности выражается величиной называемой энтропией и обозначается символом DS.

Чем больше хаотичность системы, тем больше энтропия.

Энтропия увеличивается по схеме: твердое вещество -> жидкость -> газ.

Вычислить изменения энтропии можно на основании справочных данных по формуле:

Выводы: всякая химическая реакция характеризуется двумя энергетическими характеристиками: энтальпией (DH) и энтропией (DS) (слайд 21).

Для самопроизвольных реакций характерно стремление к уменьшению энергии за счет выделения ее в окружающую среду и к увеличению степени беспорядка.

При вычислении теплового эффекта реакции необходимо учитывать закон Гесса. Тепловой эффект реакции не зависит от промежуточных стадий.

Закрепление изученного материала.

Решение задач: 5. 4 стр.125 параграфа 12 (слайд 22).

Задача 5.

При соединении 18 г алюминия с кислородом выделяется 547 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

1. Составить уравнение. 3О2 + 4Аl = 2Аl2О3 + Х кДж

2. Вычислить количество вещества содержащего 18 г алюминия.

n = m/M n (Аl) = 18г : 27г/моль =0,67 моль

3. Составить и решить пропорцию.

При окислении 0,67 моль алюминия выделяется 547 кДж теплоты

При окислении 4 моль алюминия выделяется Х кДж теплоты

4. Составим термохимическое уравнение этой реакции.

Домашнее задание.

Изучить материал учебника параграф 12, выполнить задания № 2.6; приготовить сообщение из дополнительной литературы, составить суточный рацион питания для подростков.

Энергетика химических процессов. Закон Гесса

Материалы портала onx.distant.ru

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.

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 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о 298.

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,2982О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

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 СО2(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 o 298 реакции:

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 SO2(г) и H2O(ж)):

Вещество H2S(г) O2(г) SO2(г) H2O(ж)
ΔН o f,298 -20,60 -296,90 -285,83
ΔН o сгор,298 -562,10

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о х.р. равна:

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 о 298 реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), используя следующие данные:

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:
      • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН o , изменив ее знак на противоположный:
      • сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) равен:

Δ Н о 298 = (- ΔН о 1/2) + (- 3/2·ΔН о 2) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH3(г), то

ΔН о f,298(NH3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(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 о 1 = ΔН о 2 + ΔН о х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН о х = ΔН о 1 – ΔН о 2 = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

По закону Гесса: ΔН о 1 = ΔН о х+ ΔН о 3, 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 (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).

1 Термохимия Типы энтальпии Теплоемкость Закон Кирхгофа Закон Гесса. – презентация

Презентация была опубликована 9 лет назад пользователемportal.tpu.ru

Похожие презентации

Презентация на тему: ” 1 Термохимия Типы энтальпии Теплоемкость Закон Кирхгофа Закон Гесса.” — Транскрипт:

1 1 Термохимия Типы энтальпии Теплоемкость Закон Кирхгофа Закон Гесса

2 2 Термохимия Термохимия – это раздел термодинамики. Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций. Реакционный сосуд и его содержание образуют термодинамическую систему. Химическая реакция, которая протекает в системе, приводит к обмену энергией между системой и окружающей средой. система вещество Внешняя среда энергия вещество энергия

3 3 Типы процессов Процессы: Экзотермические Эндотермические Изотермические Что происходит с энтальпией в экзотермических, эндотермических и изотермических процессах? Изотерми- ческий процесс теплота

4 4 Изменение энтальпии в экзотермических и эндотермических процессах Выделение теплоты приводит к уменьшению энтальпии системы (при Р = const). Поэтому для экзотермического процесса: ΔH 0. 0.”>

5 5 Измерение теплоты химической реакции H = U + PV Если для реакции известно ΔU или ΔH то можно предсказать сколько теплоты выделяется или поглощается в реакции. Калориметрия – это метод, который используется для измерения теплоты, которая поглощается или выделяется в ходе химической реакции. При постоянном объеме количество теплоты будет равно изменению внутренней энергии. U = Qv (V=const) При постоянном давлении количество теплоты будет равно изменению энтальпии H = Q P (P=const)

6 6 Стандартная энтальпия и стандартное состояние Стандартное изменение энтальпии, ΔH°, – это изменение энтальпии для процесса, в котором исходные вещества и продукты находятся в стандартном состоянии. Стандартное состояние вещества при определенной температуре – это его состояние при стандартном давлении. (1 aтм, или Пa). Примеры: стандартное состояние жидкого этанола – это жидкий этанол при 298 K и 1 aтм; стандартное состояние твердого железа – это железо при 500 K и 1 aтм.

7 7 Энтальпия физических превращений Стандартная энтальпия образования вещества Δ f H° – это стандартная энтальпия химической реакции образования вещества из элементов. Стандартная энтальпия сгорания вещества Δ c H° – это стандартная энтальпия полного окисления органического вещества до CO 2 и H 2 O.

8 8 Энтальпия физических превращений Стандартная энтальпия фазового перехода Δ trs H° – это изменение стандартной энтальпии при изменении физического состояния вещества. Примеры изменения физического состояния вещества: испарение конденсация плавление кристаллизация возгонка сублимация Что происходит с веществом в этих процессах?

9 9 Энтальпия физических превращений Стандартная энтальпия испарения, Δ vap H°, это изменение энтальпии при испарении 1 моль чистой жидкости при 1 атм Пример : H 2 O(ж) H 2 O(г) + Δ vap H° Δ vap H°(373 K) = kДж/моль Стандартная энтальпия плавления Δ fus H°, это изменение энтальпии при переходе 1 моль твердого вещества в жидкость. Пример: H 2 O(тв) H 2 O(ж) + Δ fus H° Δ fus H°(273 K) = kДж/моль

10 10 Стандартная энтальпия возгонки H 2 O(тв) H 2 O(г) + Δ sub H° Два этапа: H 2 O(тв) H 2 O(ж) + Δ fus H° H 2 O(ж) H 2 O(г) + Δ vap H° Δ sub H° = Δ fus H° + Δ vap H° Энтальпия, Н

11 11 Энтальпия прямого и обратного процесса Энтальпия – это функция состояния ΔH° (A B) = -ΔH° (B A) Пример: Энтальпия испарения воды равна +44kДж/моль. Чему равна энтальпия конденсации воды? Энтальпия, Н

12 12 Типы энтальпии Фазовый переход испарение плавление процессобозначение возгонка смешение растворение гидратация атомизация ионизация Присоединение е реакция образование фаза сгорание фаза смесь вещества жидкоетвердое жидкоегаз твердое веществораствор вещества атомы реагенты продукты веществаоксиды элементысоединение (ж) (г)

13 13 Энтальпия химической реакции (Тепловой эффект ) Стандартная энтальпия химической реакции, ΔrH° – это изменение энтальпии когда продукты реакции в стандартном состоянии переходят в реагенты в стандартном состоянии. Энтальпия, Н реагенты продукты элементы

14 14 Энтальпия химической реакции Расчет энтальпии химической реакции с использованием стандартных энтальпий образования веществ: Пример : CH 4 (г) + 2O 2 (г) CO 2 (г) + 2H 2 O(ж) + ΔrH° Δ r H = – 890 kДж/моль продуктыреагенты

15 15 Энтальпия химической реакции Расчет энтальпии химической реакции с использованием стандартных энтальпий сгорания веществ: Пример : C 6 H 12 O 6 (тв) + 6O 2 (г) = 6CO 2 (г)+ 6H 2 O(ж) Δ r H = kДж/моль продукты реагенты

16 16 Закон Гесса Теловой эффект химической реакции можно определить если известны энтальпии других реакций, из которых можно получить суммарную реакцию. Закон Гесса: Стандартная энтальпия реакции может быть определена как сумма стандартных энтальпий реакций, из которых можно получить данную реакцию. Термодинамическая основа закона Гесса – это независимость пути получения энтальпии реакции.

17 17 Применение закона Гесса Метод термохимических уравнений Метод термохимических схем Метод Пример

18 18 Метод термохимических схем Н 1 Н 2 Н 3 +О 2 +1/2 О 2 Н 2 = -110,53 кДж/моль Н 3 = -282,98 кДж/моль Н 2 + Н 3 = -393,51 кДж/моль Н 1 = -393,51 кДж/моль Метод термохимических уравнений Сложение уравнений (2) и (3) дает уравнение (1). Поэтому: Н 1 = Н 2 + Н 3 (1) (2) (3)

19 19 Применение закона Гесса МетодПример Метод термохимических схем Метод термохимических уравнений Использование стандартных энтальпий образования продукты реагенты Использование стандартных энтальпий сгорания Приближенные методы Расчет по энергиям связи Использование тепловых поправок Сравнительный расчет

20 20 Теплоемкость Внутренняя энергия вещества возрастает если температура повышается. (Кривая на графике характеризует теплоемкость). Производная поглощенной теплоты, отнесенная к температуре называется теплоемкостью. Температура Внутренняя энергия

21 21 Молярная и удельная теплоемкость Удельная теплоемкость вещества – это теплоемкость, отнесенная к массе вещества Молярная теплоемкость при постоянном объеме, C V,m, – теплоемкость одного моля вещества. Теплоемкость является экстенсивным термодинамическим параметром. Но: молярная теплоемкость при постоянном объеме является интенсивным параметром. (все молярные величины являются интенсивными).

22 22 Резюме Теплоемкость Средняя теплоемкость Молярная = Дж/К моль Удельная = Дж/К г уд м м

23 23 Зависимость теплоемкости от температуры В общем случае эмпирическая зависимость теплоемкости от температуры выражается полиномом:

24 24 Определение dU и dH Теплоемкость при постоянном объеме используется для расчета изменения внутренней энергии при изменении температуры при постоянном объеме: dU = C V dT Теплоемкость при постоянном давлении используется для расчета изменения энтальпии при изменении температуры при постоянном давлении: dH = Cp dT

25 25 Зависимость энтальпии от температуры

26 26 Зависимость энтальпии от температуры

27 27 Закон Кирхгофа для химической реакции Зависимость энтальпии химической реакции от температуры выражается законом Кирхгофа. Для химической реакции: Это выражение применяется для каждого вещества в реакции: продукты реагенты Энтальпия, Н Температура

28 28 Закон Кирхгофа для химической реакции Уравнение Кирхгофа можно записать для зависимости внутренней энергии химической реакции от температуры Для химической реакции: продукты реагенты Внутренняя энергия, U Температура U U

29 29 Закон Кирхгофа для химической реакции

30 30 Энтальпия фазового перехода CpCp Плавление Кипение твердое жидкое газ Т(плавл) Т(кип) Т(плавл) Т(кип) Н(плавл) Н(кип) Н Н(0)

31 31 Важные соотношения в термохимии Применение первого закона термодинамики для химических процессов продуктов и реагентов одинакова Расчет энтальпии химической реакции при любой температуре реагенты продукты или реагенты

32 32 Энтальпия образования ионов в растворе Тепловой эффект образования химического соединения в растворе, диссоциирующего на ионы, определяется по энтальпиям образования ионов в растворе. Пример: Теплота образования иона SO 4 2- равна энтальпии реакции: S(тв) + 2O 2 (г) + H 2 O(ж) + 2e = SO 4 2- (aq) Теплота образования вещества в растворе равна сумме теплоты образования и теплоты растворения.

33 33 Теплота растворения Теплота растворения зависит от концентрации химического соединения в растворе. Теплота, которая поглощается или выделяется при образовании раствора определенной концентрации (моляльности) – интегральная теплота растворения. Теплота растворения зависит от: –Теплоты разрушения кристаллической решетки –Теплоты сольватации

34 34 Моляльность Моляльность – способ выражения концентрации раствора. Моляльность показывает количество молей растворенного вещества в 1000 г растворителя.

35 35 Зависимость интегральной теплоты растворения от моляльности раствора Н 0 Н m Н 0 m1 Н m1 Н m1 m2 Н 0 m2 Н 0 s m1m1 m2m2 m

36 36 Интегральная теплота растворения Н 0 – первая интегральная теплота растворения. Это тепловой эффект при растворении 1 моль вещества в бесконечно большом объеме растворителя. Н s – полная интегральная теплота растворения. Это теплота растворения 1 моль вещества в таком объеме растворителя, чтобы образовался насыщенный раствор.

37 37 Тепловой эффект при разведении раствора Прибавление воды к раствору сопровождается теплотой разведения. Интегральная теплота разведения – это тепловой эффект при разбавлении раствора, который содержит 1 моль вещества, до бесконечного разведения.

38 38 Промежуточная теплота разведения Промежуточная теплота разведения – это тепловой эффект разбавления раствора, содержащего 1 моль вещества от концентрации m 2 до меньшей концентрации m 1.

39 39 Промежуточная теплота раcтворения Промежуточная теплота раcтворения – это тепловой эффект, который получается при концентрировании раствора от концентрации m 1 до большей концентрации m 2.

Дельта аш больше нуля

энтропийно выгодным будет процесс распада АВ(г) на компоненты (∆S>0), а энергетически выгодным является обратный процесс, который сопровождается понижением энтальпии химической системы (∆H 0 возможен лишь обратный процесс.

При ∆G=0 все вещества находятся в химическом равновесии и внешне незаметно никаких изменений и процессов в системе.

1) если ∆H 0, то всегда ∆G 0 и ∆S 0, т.е. реакция с поглощением теплоты и увеличением степени порядка невозможна ни при каких условиях;

3) во всех остальных случаях (∆H 0, ∆S>0) знак ∆G зависит от соотношения членов ∆H и T∆S. Значения ∆H и ∆S могут быть как положительными, так и отрицательными в разных сочетаниях в разных реакциях. Их рассматривают как энергетический (энтальпийный) и энтропийный факторы, определяющие возможность самопроизвольного протекания реакции. Реакция возможна, только если она сопровождается уменьшением энергии Гиббса.

Если ∆H>0, ∆S>0, то произведение T∆S будет больше, чем ∆H и определяющим фактором будет знак ∆S. В этом случае ∆G o A+RT lnpA)nA, (3.16)

где GA− энергия Гиббса образования вещества А при его парциальном давлении рА (pА¹1атм); G o A− энергия Гиббса образования одного моля вещества А при стандартных условиях (рА=1 атм и Т=298 К); nA − число молей вещества А.

Стандартная энергия Гиббса образования вещества DG о 298 − изменение энергии Гиббса в реакции образования 1моль вещества из простых веществ, находящихся в устойчивых состояниях при стандартных условиях(р=101,3 кПа и Т=298 К).

Значения ∆G о 298 для некоторых веществ приводятся в справочной литературе, размерность − кДж/моль.

Стандартные энергии Гиббса образования простых веществ, находящихся в стандартном состоянии в устойчивой модификации, равны нулю. Например, ∆G о 298,Н2(газ) = 0 кДж/моль.

Энергия Гиббса химических реакций. Изменение энергии Гиббса химической реакции при стандартных условиях (р =101,3 кПа и Т=298 К) можно вычислить по уравнению

где ∆H о 298,реакции, ∆S о 298,реакции − стандартные изменения энтальпии и

энтропии химической реакции, соответственно в кДж и Дж/К; Т− стандартная температура, равная 298 К.

Поскольку энергия Гиббса является функцией состояния, то ее значение не зависит от пути протекания процесса, а зависит только от исходного и конечного состояний системы. Изменение энергии Гиббса при стандартных условиях (∆G о 298, реакции) можно рассчитать, используя стандартные значения энергий Гиббса образования исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов:

∆G о 298,реакции = ∆G о 298, продукты реакции G о 298, исходные вещества. (3.18)

Изменение энергии Гиббса ∆GТ для реакции, протекающей при температуре, отличной от стандартной (Т 298 К), может быть рассчитано с достаточной для практических целей точностью, используя стандартные значения изменений энтальпии (∆H о реакции) и энтропии (∆S о реакции) реакции и пренебрегая их зависимостью от температуры:

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

При решении задач этого раздела см. табл. 5-7.

Направление, в котором самопроизвольно могут протекать реакции, определяется совместным действием двух тенденций:

стремлением системы к переходу в состояние с наименьшей энергией;

стремлением к наиболее вероятному состоянию.

Первая тенденция характеризуется величиной ∆Н, т.е. самопроизвольно протекают реакции, сопровождающиеся уменьшением энтальпии (∆Н S1, то S > 0. Если S2 0 прод – S 0 исх.

Энтропия выражается в Дж/(моль . К).

Очевидно, что, характеризуя две противоположные тенденции процесса, энтальпия или энтропия, взятые по отдельности, не могут служить критерием его самопроизвольного протекания. Функцией состояния, учитывающей обе тенденции, является энергия Гиббса G:

или ∆H = ∆G + T ∆S. (2)

Из уравнения (2) следует, что энтальпия химической реакции состоит из двух слагаемых. Первое – ∆G представляет собой ту часть энергии, которая может быть превращена в работу. Поэтому энергию Гиббса иногда называют свободной энергией.

Второе слагаемое – это та часть энергии, которую невозможно превратить в работу. Произведение T·∆S называют рассеянной или связанной энергией, она рассеивается в окружающую среду в виде теплоты.

Энергия Гиббса при постоянном давлении и температуре служит критерием самопроизвольного протекания любого процесса, в том числе и химической реакции. Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения G. Если G О, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором G = 0 и H= T·S.

Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшаетсяG 0, реакция не может протекать самопроизвольно в прямом направлении. Это неравенство свидетельствует о термодинамической возможности самопроизвольного протекания обратной реакции.

Из соотношения (1) видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых H>0 (эндотермические). Это возможно, когда ΔS > 0, но│∆H T∆S, следовательно G>0. Эндотермические реакции, сопровождающиеся уменьшением энтропии, в принципе невозможны. Протекание экзотермических реакций с увеличением энтропии термодинамически возможно при любых температурах.

Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому изменение энергии Гиббса в результате протекания химической реакции при стандартных условиях вычисляется по формуле

Gхр.= G-G, (3)

а при любых других температурах – по уравнению (1).

Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше при одинаковой температуре: в кристаллическом или парообразном?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше объема 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

СН4(г) + СО2 2СО(г) + 2H2(r)

Решение. Вычислим G прямой реакции. Значения G соответствующих веществ приведены в табл. 6. Зная, что G есть функция состояния и что G для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим G процесса:

G = 2(-137,27) + 2(0) – (-50,79 – 394,38) = + 170,63 кДж.

То, что G > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и Р = 1,013∙10 5 Па.

Таблица 6. Стандартные энергии Гиббса образования G некоторых веществ

G,кДж/моль

В уроке 19 «Изменение энтальпии» из курса «Химия для чайников» рассмотрим понятие теплоты реакции и ее единицу измерения; выясним, что происходит при экзотермических и эндотермических реакциях, а также познакомимся с законом Гесса. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте о составлении химических реакций и формулировку законов сохранения массы и энергии, чтобы не возникало лишних вопросов.

Хоть данная глава и называется «Законы сохранения массы и энергии«, однако пока мы ничего не говорили о законе сохранения энергии. Для тех, кто забыл: закон сохранения энергии гласит, что теплОты реакций аддитивны и энергия процесса не зависит от того, проводится ли он в одну или несколько стадий.

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.

Теплота реакции

Представление о законе сохранения энергии можно получить на примере разложения пероксида водорода, H2O2. Когда водный раствор H2O2 реагирует с образованием газообразного кислорода и жидкой воды, происходит заметное выделение тепла: разложение 1 моля H2O2 при 25°С (комнатная температура) сопровождается выделением 94,7 кДж (94700 Дж) тепла.

Теплоту химической реакции, проводимой при постоянном давлении, принято называть изменением энтальпии реагирующей системы, ΔH (читается «дельта-аш»). Если в процессе реакции выделяется теплота, то энтальпия реагирующей системы убывает и ΔH отрицательно, а сами реакции называются экзотермическими . Напротив, эндотермические реакции протекают с поглощением теплоты и сопровождаются возрастанием энтальпии реакционной смеси. Для реакции разложения пероксида водорода можно записать:

Это количество теплоты, которое выделяется при разложении 1 моля пероксида водорода на 1 моль воды и 1/2 моля газообразного кислорода, т.е. в расчете на 1 моль реагента. Если удвоить все коэффициенты в уравнении реакции, то придется удвоить и теплоту реакции, поскольку она будет относиться теперь к вдвое большему количеству реагента:

Физическое состояние реагентов и продуктов также оказывает влияние на теплоту реакции (изменение энтальпии). Если H2O2 заставить разлагаться на газообразный кислород и водяной пар, а не жидкую воду, часть молярной теплоты разложения H2O2 (94,7 кДж) затратится на испарение H2O, которое описывается уравнением:

и поэтому при таком разложении пероксида водорода будет выделяться меньше теплоты:

Здесь мы молчаливо воспользовались очень важным предположением, что теплоты реакций аддитивны . Уравнение (1) в сумме с уравнением (3) дает уравнение (4), и поэтому мы предположили, что теплота третьей из этих реакций должна быть равна сумме первых двух:

  • ΔH = -94,7 кДж + 44,0 кДж = -50,7 кДж (5)

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.

Первое начало термодинамики. Энтальпия. Изменение энтальпии в ходе химического процесса. Закон Гесса, следствие из закона Гесса. Стандартная энтальпия образования вещества

Первое начало термодинамики: Суть первого закона термодинамики заключается в том, что тела могут обмениваться между собой энергией в виде тепла и работы, при этом энергия не исчезает и не возникает ниоткуда. Отсюда видно, что этот закон представляет собой одну из форм закона сохранения энергии.

Пусть какая-то система совершает круговой процесс, последовательно переходя из исходного состояния в состояния I, II, III и т. д. В конечном итоге она возвращается в исходное состояние с начальными значениями всех своих параметров. Предположим, что система в этом процессе поглотила теплоту Q совершила работу А. Т. к. в самой системе ничего не изменилось, согласно закону сохранения энергии Q + А=0.

Рассмотрим другой вариант: система совершает незамкнутый процесс, переходя из состояния I в состояние II. При этом она поглощает теплоту Q совершает работу А. В общем случае состояния I и II могут отличаться значениями своих параметров, т. е. в самой системе могли произойти какие-то изменения, и в общем случае сумма количества теплоты, поглощенного системой, и работы, которую внешняя среда совершила над системой при этом, не равна нулю и приводит к изменению внутренней энергии: DU = Q+А [2]

Основываясь на этой формуле можно дать следующую формулировку первого начала термодинамики:

Количество энергии, которое выделяется или поглощается в форме теплоты и работы, равно изменению внутренней энергии.

Первое начало термодинамики часто формулируют как невозможность существования вечного двигателя 1-го рода, который совершал бы работу, не черпая энергию из какого-либо источника.

1) Количество теплоты, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии и совершение работы против внешних сил.

2) Изменение внутренней энергии системы при переходе её из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе и не зависит от способа, которым осуществляется этот переход.

Первый закон (первое начало) термодинамики можно сформулировать так: «Изменение полной энергии системы в квазистатическом процессе равно количеству теплоты Q, сообщённого системе, в сумме с работой A’, совершённой над системой внешними силами и полями, за вычетом работы A, совершённой самой системой против внешних сил»: ΔU = Q − A + A’ [3]

Формулы [2] и [3] является математической записью первого закона термодинамики.

Если δQ > 0, то это означает, что тепло к системе подводится.

Теплоемкость— количество теплоты, поглощаемое телом при нагревании на 1 градус (1°С или 1 К).

Теплоемкость единицы массы вещества называют удельной теплоемкостью [Дж/кг • К]

Теплоемкость 1 моля вещества — молярная (мольная) теплоемкость [Дж/моль • К].

Количество теплоты, поглощенное телом при изменении его состояния, зависит не только от начального и конечного состояний, но и от условий перехода между ними. Различают теплоемкость при постоянном объеме ν) и теплоемкость при постоянном давлении р). При постоянном давлении нагревание приводит к тому, что часть теплоты идет на совершение работы расширения тела, а часть — на увеличение его внутренней энергии, тогда как при нагревании при постоянном объеме вся теплота расходуется на увеличение внутренней энергии.

Для идеальных газов: Ср = Сν+R. [11]

По знаку теплового эффекта реакции делятся на: эндотермические— реакции, протекающие с поглощением тепла, и экзотермические— реакции, в результате которых тепло выделяется.

Запись термохимических уравнений отличается от записи уравнений химических реакций. При написании термохимических уравнений реакций необходимо указать дополнительную информацию:

а) для всех участников процесса — и для реагентов (веществ, вступивших в реакцию), и для продуктов (веществ, образовавшихся в результате реакции), используя нижние индексы, указывают их агрегатные состояния:

«к» — кристаллическое (иногда «т» – твердое) ;

б) в правой части уравнения указывают тепловой эффект реакции. Например:

В термохимических таблицах обычно приводятся тепловые эффекты реакций при постоянном давлении, которые обозначаются

DrH 0 T, где нижний индекс Т соответствует температуре, к которой относится данное значение теплового эффекта (обычно для Т= 298 К). Верхний индекс «°» означает, что все участники реакции находятся в стандартных состояниях. Этот тепловой эффект реакции называют изменением энтальпии реакции или чаще просто энтальпией реакции. Экспериментальным определением тепловых эффектов различных реакций занимается раздел химии, называемый термохимией.Найденные величины составляют основы справочников. С их помощью можно рассчитать тепловые эффекты других реакций, даже тех, которые провести экспериментально невозможно. Для этого необходимо составить цикл из термохимических реакций, которые можно осуществить экспериментально и результатом сложения которых является искомая реакция. Для составления подобных термохимических циклов необходимо познакомиться с важнейшими определениями, приведенными ниже.

Стандартная теплота (энтальпия) образования соединения: Эта величина является одной из ключевых величин в термодинамике.

Стандартной энтальпией образованияхимического соединения называют стандартное изменение энтальпии в результате реакции образования 1 моля этого вещества из простых веществ, взятых в том агрегатном состоянии, в котором они находятся при стандартных условиях и данной температуре.

Стандартные энтальпии образования простых веществ (рассматриваются аллотропные формы, устойчивые при стандартных условиях и Т = 0 0 К) принимаются равными нулю. Для обозначения стандартной энтальпии образования соединения принята следующая форма записи: DfH 0 298 (KNO3), где буква f — первая буква английского слова fогтаtion — «образование», значения верхнего и нижнего индексов при ∆Н см. 1.3.1. Для KNO3 стандартная энтальпия образования соответствует изменению энтальпии в реакции:

Энтальпия образования измеряется в единицах кДж/моль.

Стандартная энтальпия сгорания: Эта величина чаще всего определяется при термохимических измерениях в калориметрах (специальных приборах).

Стандартной энтальпией сгоранияназывается энтальпия реакции сгорания вещества в кислороде с образованием оксидов элементов, имеющих высшую степень окисления, или простых веществ, если они более устойчивы в данных условиях, чем оксиды.

Примерами могут служить следующие реакции:

Стандартная энтальпия химической связиэто изменение энтальпии в реакции образования одного моля двухатомных молекул (или других двухатомных частиц) из атомов веществ, находящихся в газообразном состоянии:

Образование химической связи — процесс экзотермический, и поэтому энтальпия его всегда имеет отрицательное значение. Энтальпия обратной реакции, соответствующая реакции диссоциации двухатомной молекулы (частицы), называется энтальпией разрыва связи. В этом случае процесс эндотермический, и она имеет положительное значение.

Для двухатомных молекул энтальпия разрыва связи определяется как энтальпия диссоциации. Для многоатомных молекул эта величина является условной и отвечает энтальпии такого процесса, при котором данная химическая связь разрывается, а все остальные связи остаются без изменения. Реально для многоатомных молекул можно определить лишь среднее значение энтальпии разрыва химической связи, потому что энтальпии последовательных разрывов связей в них не равноценны. Например, энтальпия отрыва первого атома водорода от молекулы метана не равна энтальпии отрыва второго и т. д.

Химические связи условно подразделяют на прочные, или сильные — энергия разрыва связи > 500 кДж/моль; слабые от

20 кДж/моль, водородные

15 кДж/моль. Межмолекулярные (ван-дер-ваальсовы) силы имеют энергию связи

5 кДж/моль и менее.

Стандартная энтальпия сублимации (испарения)равна стандартному изменению энтальпии при переходе одного моля твердого (жидкого) вещества в газообразное состояние. Так как большинство металлов переходит в газ в атомарном состоянии, для металлов эту величину еще называют энтальпией атомизации.

Стандартная энтальпия плавленияравна стандартному изменению энтальпии при переходе одного моля вещества из твердого состояния в жидкое. Принята следующая форма записи этих величин: D sН°, Dν H 0 и DтН°. Буквы s, ν и т являются первыми буквами английских слов sиbliтаtion — «сублимация (возгонка)», vароrization — «испарение» и теlting — «плавление».

Закон Гесса: В основе всех термохимических расчетов лежит закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода (от промежуточных состояний).

Этот закон справедлив для реакций, протекающих либо: при постоянном объеме — в этом случае тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы,

либо при постоянном давлении.

Первое следствие из закона Гесса — тепловой эффект химической реакции равен изменению энтальпии, т. е. разности между алгебраическими суммами энтальпий образования продуктов и исходных веществ: DrH 0 298 = ∑vi · DfH 0 298,i – ∑vj ·DfH 0 298,j

где DrH 0 298 — теплота реакции, r — первая буква слова rеасtiоп, νi, и νj — количества (молей) веществ, вступивших в реакцию, и продуктов реакции. Размерность энтальпии реакции — кДж.

С помощью закона Гесса можно определить энтальпии образования веществ, которые невозможно измерить непосредственно, например, глюкозы. Действительно, осуществить в калориметре реакцию образования глюкозы из простых веществ: 6Ск + 6Н2,r + 3О2,r = С6Н12О6,к

невозможно, а измерить экспериментально тепловой эффект реакции ее сгорания довольно легко:

Тепловой эффект этой реакции, согласно закону Гесса, определяется уравнением:

Из этого уравнения можно определить энтальпию образования глюкозы:

Энтальпии образования воды и углекислого газа определены экспериментально и занесены в справочные таблицы, тепловой эффект реакции сгорания глюкозы определяют экспериментально.

Другим примером применения закона Гесса может служить нахождение энтальпии образования этилена.

Известны энтальпии реакций: гидрирования этилена (—136,8 кДж/моль), сгорания этана (— 1559,8 кДж/моль), и энтальпии образования углекислого газа и воды:

Запишем термохимический цикл из указанных реакций таким образом, чтобы их суммой явилась реакция образования одного моля этилена:

Т. к. реакция записана для одного моля С2Н4, то DrH 0 298 С2 H4 = 52,6 кДж/моль.

Записи термохимического уравнения реакции в виде:

означает, что при взаимодействии двух молей натрия и двух молей воды выделится 368 кДж энергии.

Второе следствие из закона Гессам – Термохимические уравнения можно складывать и вычитать также как алгебраические. Например, тепловой эффект (энтальпия) двухстадийной химической реакции равен сумме тепловых эффектов (энтальпий) каждой стадии:

Складываем правые и левые части уравнений, а также тепловые эффекты обеих стадий

Получаем после объединения формул одинаковых веществ, находящихся в одной части полученного уравнения и вычитания, находящихся в разных частях:

Тепловые эффекты прямой и обратной реакции равны по величине и обратны по знаку:

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Урок 19. Изменение энтальпии

Изменения энтальпии, происходящие при химической реакции или фазовом превращении, могут варьировать в зависимости от температуры, давления и физического состояния веществ, участвующих в рассматриваемом процессе. Кроме того, изменения энтальпии зависят от количества этих веществ. Поэтому принято характеризовать каждый конкретный процесс стандартным изменением молярной энтальпии, или короче – стандартной молярной энтальпией.

Стандартная молярная энтальпия реакции это изменение энтальпии при стандартных условиях в расчете на моль реакции, т.е. в соответствии с тем, как она описывается стехиометрическим (сбалансированным) химическим уравнением. В качестве стандартных условий обычно принимаются температура 298 К и давление 1 атм. Предполагается, что при этих условиях каждый из реагентов и продуктов находится в своем стандартном (нормальном) физическом состоянии. Например, стандартным физическим состоянием водорода является газообразное состояние, тогда как стандартным физическим состоянием воды является жидкое состояние.

Для записи стандартной молярной энтальпии реакции используется обозначение . Важно отметить, что величина должна однозначно соответствовать конкретному химическому уравнению либо формуле. Например,

Рис. 5.4. Экзотермическая и эндотермическая реакции.

Эта запись указывает, что если два моля газообразного водорода соединяются с одним молем газообразного кислорода образуя два моля жидкой воды при давлении одна атмосфера и температуре 298 К, то такая реакция сопровождается изменением энтальпии, равным —571,6 кДж. Отрицательный знак изменения энтальпии означает, что реакция экзотермическая, т. е. происходит с выделением тепла.

Если теперь ту же реакцию представить записанным ниже уравнением, то стандартная молярная энтальпия этой реакции оказывается равной половине приведенного выше значения:

После формулы каждого вещества, участвующего в реакции, следует обязательно указывать (в скобках) его физическое состояние. Чтобы проиллюстрировать, насколько это важно, сравним, например, стандартную молярную энтальпию реакции (б) со стандартной молярной энтальпией следующей реакции:

В реакции (б) вода образуется в жидком состоянии, а в реакции (в) она образуется в виде газа (пара). Различие в стандартных молярных энтальпиях между этими двумя реакциями, равное 44,0 кДж/моль, представляет собой стандартную молярную энтальпию (точнее, стандартное изменение молярной энтальпии) испарения воды.

Сказанное позволяет понять, что такие выражения, как «стандартная молярная энтальпия окисления водорода» нельзя считать однозначными, и поэтому их следует избегать. Стандартная молярная энтальпия окисления кислорода может соответствовать любому из трех приведенных выше стехиометрических уравнений и, следовательно, может иметь любое из трех указанных выше значений, существенно отличающихся друг от друга.

Стандартная молярная энтальпия образования

Стандартной молярной энтальпией образования вещества АН называется изменение энтальпии при образовании одного моля данного вещества из входящих в него элементов в их стандартных состояниях при температуре 298 К и давлении одна атмосфера.

Сопоставим это определение с приведенными выше примерами. Мы убедились,

что окисление водорода можно представить по меньшей мере тремя различными стехиометрическими уравнениями. Таким образом, нам известны по меньшей мере три разные стандартные молярные энтальпии:

Какое же из этих значений соответствует стандартной молярной энтальпии образования воды? Значение (в) не может соответствовать ему, поскольку стандартным состоянием воды при 298 К не является парообразное (газообразное) состояние, соответствующее обозначению . Стандартная молярная энтальпия образования воды может иметь одно из двух оставшихся значений, различие между которыми определяется тем, как записано уравнение реакции. Однако, поскольку в приведенном выше определении стандартной молярной энтальпии образования указано, что оно соответствует изменению энтальпии в расчете на один моль образующегося вещества, следует выбрать вариант (б). Таким образом, стандартная молярная энтальпия образования воды .

В табл. 5.1 указаны стандартные молярные энтальпии образования некоторых распространенных веществ в их стандартных состояниях. Обратим внимание, что в таблицу включены не только вещества, но и некоторые ионы. Ионы и многие соединения не могут быть получены прямым синтезом из образующих их элементов. Однако их стандартные энтальпии образования можно вычислить с помощью закона Гесса (с которым мы познакомимся в разд. 5.3).

Большинство соединений характеризуются отрицательными энтальпиями образования. Поэтому их называют экзотермическими соединениями. Лишь немногие соединения имеют положительную энтальпию образования. Они называются эндотермическими соединениями. Примером эндотермического соединения является бензол.

Следует обратить внимание на то обстоятельство, что энтальпии образования твердых соединений, как правило, имеют большие (по абсолютной величине) отрицательные значения, чем энтальпии образования газов. Стандартная молярная энтальпия образования какого-либо вещества или иона является мерой его устойчивости по сравнению с элементами, образующими данное соединение. Чем больше (по абсолютной величине) отрицательное значение энтальпии образования соединения, тем устойчивее это соединение.

По определению стандартная молярная энтальпия образования любого элемента в его стандартном состоянии при 298 К равна нулю. Например, .

Таблица 5.1. Стандартные молярные энтальпии образования

Стандартная молярная энтальпия сгорания

Стандартной молярной энтальпией сгорания вещества называется изменение энтальпии при полном сгорании в кислороде одного моля данного вещества в его стандартном состояниипри температуре 298 К и давлении 1 атм.

Например, стандартная молярная теплота сгорания пропана равна —2219,7 кДж на моль пропана. Это утверждение записывается следующим образом:

В табл. 5.2 указаны стандартные молярные энтальпии сгорания некоторых соединений.

Таблица 5.2. Стандартные молярные энтальпии сгорания

Стандартная молярная энтальпия нейтрализации

Стандартной молярной энтальпией нейтрализации называется изменение энтальпии при образовании одного моля воды в результате нейтрализации каких-либо кислоты и щелочи при температуре 298 К и давлении одна атмосфера.

В случае нейтрализации сильной кислоты, такой, как соляной (хлороводородной) кислоты и сильной щелочи, такой, как гидроксид натрия стандартная молярная энтальпия нейтрализации почти всегда равна . Дело в том, что любые реакции нейтрализации сильных кислот и сильных щелочей можно описать одним и тем же ионным уравнением

Исключением из этого правила является нейтрализация кислоты и гидроксида калия. Эта реакция нейтрализации более экзотермична, чем все остальные, вследствие того что в ней происходит осаждение калия . Осаждение представляет собой экзотермический процесс.

Читайте также:
Урок 16. Кислоты и основания
Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: