1.2. Энтальпия химических реакций

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), а энтальпия эндотермической реакции положительна (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:

Н_{2 (Г)} + 1/2О_{2 (Г)} = Н₂О_(Ж) DН⁰ = – 286 кДж/моль.

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.

1.3. Закон Гесса. Следствие закона Гесса

Закон, сформулированный Германом Ивановичем Гессом в 1840 году (закон Гесса), – основной закон термохимии:

• энтальпия химической реакции зависит только от природы и состояния исходных и конечных веществ и не зависит от числа и характера промежуточных стадий, т.е. от пути процесса.

Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать и вычитать так же, как и алгебраические.

Следствие закона Гесса:

• энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

Как правило, оперируют со стандартными величинами, т.е.

,

где , – стандартные энтальпии образования исходных веществ и продуктов реакции; , - стехиометрические коэффициенты.

Аналогичным образом можно рассчитывать изменение и других функций – энтропии (DS), энергии Гиббса (DG).

1.4. Энтропия

Энтропия (S) – количественная мера беспорядка в системе. Размерность - . Чем беспорядочней система, тем больше значение энтропии. В таблицах термодинамических величин приводятзначения стандартных энтропий веществS⁰. Стандартная энтропия простых веществ не равна нулю. За нуль принимают энтропию совершенного кристалла любого вещества при абсолютном нуле температуры.

Процессы и реакции, сопровождающиеся увеличением беспорядка в системе: нагревание, расширение, кипение, плавление, растворение, увеличение количества газообразных веществ, - приводят к увеличению энтропии. Процессы, связанные с уменьшением беспорядка в системе, приводят к уменьшению энтропии: охлаждение, конденсация, сжатие, кристаллизация, реакции, сопровождающиеся уменьшением количества газообразных веществ.

Например, оценим изменение энтропии системы в химической реакции:

С_{(ГРАФИТ)} + СО_2(Г) = 2СО_(Г).

В результате реакции возрастает количество газа, т.е. беспорядок возрастает, и энтропия должна увеличиваться.

Вещество	С(ГРАФИТ)	СО2(Г)	СО(Г)
S^0,	1,36	51,06	47,3

.

Расчет подтвердил, что энтропия системы возрастает.