Реагенты продукты

H _р-и = H _{продуктов} - H _{исходных веществ (реагентов).}

Термохимические уравнения.

Рассмотрим уравнение

С _графит + 0,5 О_{2, газ}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 H _р-и. Причём, q и H _р-и - это одна и та же энергия, но рассмотренная с разных позиций:

q - c позиции внешнего наблюдателя химической системы,

H _р-и - с позиции самой химической системы.

Поэтому H _р-и = -q.

• если q  0, то H _р-и  0, реакция экзотермическая,

• если q  0, то H _р-и  0, реакция эндотермическая.

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

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

• Говорят «энтальпия реакции», всегда имея в виду H _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 : H^о _р-и, H^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 – H^о_обр.(Х) – энтальпия реакции, в которой образуется 1 моль данного вещества в стандартном состоянии из составляющих его простых веществ, взятых также при стандартных условиях. Из такого определения следует, что теплоты образования простых веществ равны нулю.

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

Для нашей реакции можно записать:

H^О_обр(СО_г) = -110,5кДжмоль.

• Другой пример:

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

Это ТХУ можно записать так:

С_графит + О_2,г  СО_2,г ; H^о _р-и = -393,5 кДж,

Или H^о_обр(СО_2,г) = -393,5 кДжмоль.

Стандартная энтальпия сгорания вещества Х – H^о_сгор(Х) – это энтальпия реакции полного сгорания 1 моль вещества в атмосфере кислорода при давлении 1 атм.

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

Пример:

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

H^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).

Энтальпии образования и сгорания – это справочный материал.

Каждый тип реакции характеризуется своим, вполне определённым тепловым эффектом. Например, стандартная энтальпия нейтрализации – тепловой эффект 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

H^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  начала термодинамики.

- тепловой эффект процесса при р = const (Q_р = H) или при V = const (Q_v = U) 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:

H^о _{р-и } =  393,5 кДж

С_графит СО_2,г

H^о _{р-и } =  110,5 кДж

H^о _{р-и } =  283,0 кДж

СО _г

H^о _{р-и } = H^о _{р-и } + H^о _{р-и }

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 энергиии 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: тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования реагентов (с учётом стехиометрических коэффициентов)

aA + bB xX + yY

H^o_р-и = H^о_обр(xX;yY)  H^о_обр(aA;bB).

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

H^o_обр(Fe₃O_{4, к}) =  1117 кДжмоль,

H^o_обр(СО _г) =  110,5 кДжмоль,

H^о_обр(СО_{2, г}) =  393,5 кДжмоль

H^о_обр(Fe _к) = 0.

H^о_р-и = 4 (393,5) + 30   1117 + 4(110,5) = 15,0 кДж.

2 следствие. Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий сгорания реагентов за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (с учётом стехиометрических коэффициентов).

H^о_р-и = ^о_сгор(aA; bB)  ^о_сгор(xX; yY).