Закон Гесса (1840 г.)

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии в виде теплоты. Реакции, в которых теплота выделяется, называются экзотермическими, а реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты, называются эндотермическими.

Основные понятия химической термодинамики

I-й закон термодинамики

I закон термодинамики имеет много формулировок, например,

работа переходит в теплоту в строго эквивалентном соотношении, или

нельзя построить машину, которая создавала бы работу из ничего.

При рассмотрении химической реакции тепло, приложенное к системе, расходуется на изменение внутренней энергии веществ и совершение работы:

Q = ΔU + A,

где Q -количество тепла, ΔU -внутренняя энергия, общий запас энергии системы (энергия поступательного и вращательного теплового движения молекул, колебательного движения атомов, энергия вращения электронов).

Абсолютное значение внутренней энергии U определить нельзя, но можно определить ее изменение ΔU. Работа равна произведению давления на изменение объема: A = PΔV, тогда

Q = ΔU + PΔV.

Если химическая реакция проходит в герметичном сосуде (автоклаве) при постоянном объеме (изохорные процессы), т.е. ΔV = 0, тогда Q_v – тепловой эффект реакции при V=const равен изменению внутренней энергии системы: Q_v = ΔU +0.

В изобарно-изотермических системах при протекании процесса в открытых сосудах при атмосферном давлении (P = const) все тепло, приложенное к системе, идет как на изменение внутренней энергии, так и на совершение работы. Функция, учитывающая эти две составляющие, называется энтальпией или внутренним теплосодержанием системы.

H = U+PV, а тепловой эффект при P = const Q_v = ΔU+ PΔV=ΔH.

ΔH - энтальпия - тепловой эффект реакции при P = const.

Размерность энтальпии кДж/моль, Дж/моль, ккал/моль, кал/моль

(1кал = 4,1840 Дж).

В таблицах приведены величины стандартных энтальпий образования различных веществ - стандартных энтальпий (теплот) реакций образования 1 моля данного вещества из простых веществ при стандартных условиях (Т 25⁰ C или 298К; P 760 мм. рт. ст. или 101,325 кПа). Стандартные энтальпии обозначаются с индексом «⁰», ΔH⁰.

Для простых веществ энтальпия образования и внутренняя энергия приняты равными нулю.

Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты реакций, называются термохимическими уравнениями. В термохимическом уравнении тепловой эффект приводится на один моль продукта (возможны дробные коэффициенты), указывается агрегатное состояние «кр», «ж», «г», «тв» (кристаллическое, жидкое, газообразное, твердое), например:

½ H₂ (г) + ½ Сl₂ (г)= HCl(г) + 92 кДж, ΔH = – 92 кДж

Термодинамические знаки обратны термохимическим. При протекании экзотермических процессов тепло выделяется и это обозначается в термохимических уравнениях как «+Q». При этом внутреннее теплосодержание системы уменьшается (т.е. система отдает тепло), и в термодинамических реакциях это обозначается как «–ΔН», для эндотермических процессов (система забирает тепло из окружающей среды) - «– Q», но «+ΔН».

Закон Гесса (1840 г.)

Тепловой эффект реакции не зависит от пути перехода, а зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ. Так, переход от А к B может быть осуществлен различными многостадийными путями:

Согласно закону Гесса: ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃ + ΔH₄ = ΔH₅ + ΔH₆ + ΔH₇

Закон позволяет рассчитать тепловой эффект любой промежуточной стадии процесса, которую нельзя осуществить экспериментально. Например, процесс сжигания угля протекает постадийно:

1-я стадия С(к) + ½ О₂(г) = СО(г) ΔH₁ = x

2-я стадия CO(г) +½ О₂(г) = СО₂(г) ΔH₂ = – 67,6 Ккал

3-я стадия С(к) + О₂(г) = СО₂(г) ΔH₃ = – 94,0 Ккал

Экспериментально осуществить 1-ю стадию невозможно, тепловой эффект ее можно лишь рассчитать по закону Гесса

ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂ и ΔH₁ = ΔH₃ – ΔH₂ = – 94 – (– 67,6)= – 26,4 ккал.

x = – 26,4 ккал = – 110,46 кДж.

Дата добавления: 2015-10-02