Термохимические уравнения.

Рассмотрим уравнение

С _графит + 0,5 О_{2, газ} Þ СО _газ + 110,5 кДж.

q

Поскольку здесь приведено значение теплового эффекта (назовём его q), то такое уравнение называется термохимическим (ТХУ).

Но в термохимии, когда говорят о тепловом эффекте реакции, обычно имеют в виду DH _р-и. Причём, q и DH _р-и - это одна и та же энергия, рассмотренная с разных позиций:

q - c позиции внешнего наблюдателя химической системы,

DH _р-и - с позиции самой химической системы.

Поэтому DH _р-и = -q.

- если q > 0, то DH _р-и < 0, реакция экзотермическая,

- если q < 0, то DH _р-и > 0, реакция эндотермическая.

 

Т.е. тепловой эффект реакции можно обозначить следующим образом:

С _графит + 0,5 О_{2, газ} Þ СО _газ; DH _р-и = -110,5 кДж.

- Говорят «энтальпия реакции», всегда имея в виду DH _р-и.

Тот факт, что измерения сделаны при стандартных условиях (101325 Па или

1 атм или 760 мм рт.ст. и 25^оС или 298К) или пересчитаны на них обозначается значком ^о: DH^о _р-и, DH^о _р-и.298.

Другие особенности ТХУ:

- химические формулы обозначают не молекулы и атомы, а моли. Поэтому коэффициенты в ТХУ м.б. дробными,

- с ТХУ можно выполнять алгебраические действия – складывать, умножать и т.д. (с учётом теплового эффекта),

- тепловой эффект зависит от агрегатных состояний веществ, поэтому это состояние указывается: тв., крист., ж., г., пар,

- в ТХУ тепловой эффект реакции обычно относят к 1 молю образующегося или реагирующего вещества.

 

При термохимических расчётах пользуются следующими понятиями:

Стандартная энтальпия образования вещества X – DH^о_обр.(Х) – энтальпия реакции, в которой образуется 1 моль данного вещества в стандартном состоянии из составляющих его простых веществ, взятых также в стандартных состояниях. Из такого определения следует, что энтальпии образования простых веществ равны нулю.

Если простое вещество может существовать в нескольких аллотропных модификациях, то к нулю приравнивается энтальпия образования наиболее устойчивой формы: DH^о_обр(О₂,_г) = 0; DH^о_обр(О₃,_г) = 142,3 кДж/моль или DH^о_обр(С_графит) = 0: DH^о_обр(С_алмаз) = 1,9 кДж/моль.

Для нашей реакции можно записать:

DH^О_обр(СО_г) = -110,5кДж/моль.

 

Ø Другой пример:

С_графит + О_2,г Þ СО_2,г + 393,5 кДж.

Это ТХУ можно записать так:

С_графит + О_2,г Þ СО_2,г; DH^о _р-и = -393,5 кДж,

Или DH^о_обр(СО_2,г) = -393,5 кДж¤моль.

Стандартная энтальпия сгорания вещества Х – DH^о_сгор(Х) – это энтальпия реакции полного сгорания (до конечных продуктов окисления) 1 моль вещества в атмосфере кислорода при давлении 1 атм.

Из определения следует, что при этом образуются высшие оксиды, следовательно, их энтальпии сгорания равны нулю.

Пример:

С₆Н₁₂О_6,к + 6О_2,г ® 6СО_2,г + 6Н₂О_ж + 2820 кДж,

DH^о_сгор(С₆Н₁₂О_6,к) = -2820 кДж¤моль.

Кстати, мозг стабильно окисляет 5-6 г глюкозы в час (и во время сна, и во время напряжённой умственной работы).

Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ – это справочный материал.

 

Каждый тип реакции характеризуется своим, вполне определённым тепловым эффектом. Например, стандартная энтальпия нейтрализации – энтальпия реакции между кислотой и основанием, в которой образуется 1 моль воды при стандартных условиях:

Н⁺_р-р + ОН^-_р-р ® Н₂О_ж + 56,7 кДж или

DH^о_нейтр = - 56,7 кДж¤моль или - 13,55 ккал¤моль.

Существуют понятия: стандартная энтальпия гидрогенизации, стандартная энтальпия растворения, стандартная энтальпия атомизации и т.д.

 

ОСНОВНОЙ ЗАКОН ТЕРМОХИМИИ - закон Г.И.Гесса (русский химик, академик, 1840 год).

Это частный случай I начала термодинамики.

- тепловой эффект процесса при р = const (Q_р = DH) или при V = const (Q_v = DU) зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий,

или

- если возможны несколько стадий протекания реакции, то общее изменение энтальпии не зависит от того, по какому пути протекала реакция.

 

 

Поясняю энтальпийной диаграммой:

DHо р-и I = - 393,5 кДж

С_графит СО_2,г

		DHо р-и III = - 283,0 кДж
	DHо р-и II = - 110,5 кДж

 

 

СО _г

 

DH^о _{р-и I} = DH^о _{р-и II} + DH^о _{р-и III}

Закон Гесса широко используется в физиологии, в частности, для определения калорийности продуктов.

Живущий организм не является источником энергии, все виды работ в нём совершаются за счёт энергии, выделяющейся при окислении веществ, содержащихся в пище. Калорийность продуктов соответствует энергии, выделяющейся при их сжигании. Основная часть доступной энергии пищи задерживается в организме в виде химической энергии и не выделяется в виде теплоты.

Тепловые эффекты реакций можно рассчитывать, зная энтальпии образования или энтальпии сгорания веществ, при этом пользуются следствиями из закона Гесса.

1 следствие: энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования реагентов (с учётом стехиометрических коэффициентов)

aA + bB xX + yY

DH^o_р-и = åDH^о_обр(xX;yY) - åDH^о_обр(aA;bB).

Пример: Fe₃O_4,к + 4СО _г 4СО_{2, г} + 3Fe _к; DH^о_р-и -?

DH^o_обр(Fe₃O_{4, к}) = - 1117 кДж¤моль,

DH^o_обр(СО _г) = - 110,5 кДж¤моль,

DH^о_обр(СО_{2, г}) = - 393,5 кДж¤моль

DH^о_обр(Fe _к) = 0.

DH^о_р-и = 4 (-393,5) + 3·0 - [ -1117 + 4(-110,5)] = -15,0 кДж.

2 следствие. Энтальпия реакции равна сумме энтальпий сгорания реагентов за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (с учётом стехиометрических коэффициентов).

DH^о_р-и = åDH^о_сгор(aA; bB) - åDH^о_сгор(xX; yY).