Химия термохимические уравнения закон гесса

ЗАКОН ГЕССА И ЕГО СЛЕДСТВИЯ: РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ

Закон Гесса (1840 г.) представляет собой частный случай закона сохранения энергии. Он позволяет определить тепловой эффект химического взаимодействия, используя данные о состояниях веществ только в начале и в конце процесса. Для этого применяется так называемая формула закона Гесса, оформленная в виде формулировки следствия из него.

Итак, что же из себя представляет закон, о котором идет речь? Как, пользуясь им, можно проводить вычисления?

Экзотермические и эндотермические реакции

Основной категорией химического процесса, с которой закон Гесса имеет дело, является тепловой эффект – главный объект термохимии.

Тепловым эффектом Q считают теплоту, либо подающуюся в систему, либо выделяющуюся из нее в ходе химического взаимодействия.

Так, если теплота подается в систему (то есть поглощается из внешней среды), то процесс является эндотермическим. Если теплота, наоборот, уходит из системы в окружающую среду, то процесс является экзотермическим.

Каждая реакция отображается с помощью уравнения. Если в уравнении указан тепловой эффект химического процесса, то такое уравнение называется термохимическим. В нем обязательно записываются либо агрегатные состояния веществ, определяющие общее состояние системы, либо их аллотропные модификации (в случае простых веществ).

Обозначения агрегатных состояний записываются нижним индексом в скобках рядом с химической формулой вещества.

Например, для экзотермического процесса:

И для эндотермического процесса:

Состояния:

— (тв.) – твердое, или (к.) – кристаллическое;

Тепловой эффект Q реакции и изменение энтальпии ΔН имеют одинаковые численные значения, а по знаку противоположны:

В связи с этим приведенные выше уравнения можно записать так:

Закон Гесса как основной закон термохимии и примеры расчетов с его использованием

Закон Гесса констатирует:Рассмотрим классический пример.

При экзотермическом взаимодействии углерода (графита) и кислорода образуется углекислый газ. У этого процесса есть два возможных пути: напрямую или через промежуточную стадию, идущую с образованием угарного газа (оксида углерода (II)):

При прямом процессе, идущем непосредственно с образованием углекислого газа, выделяется 393,5 кДж энергии:

Если процесс взаимодействия графита с кислородом идет в две стадии, то каждая из них также сопровождается выделением энергии:

Просуммируем эти два уравнения:

Получаем то же, что и в первом случае (то есть при прямом взаимодействии графита с кислородом): выделяется 393,5 кДж энергии.

Таким образом, результат реакции совершенно не зависит как от пройденного пути, так и от количества промежуточных стадий. Важными оказываются состояния веществ: начальное и конечное.

Прежде, чем рассмотреть примеры расчетов, в которых используется формула закона Гесса, необходимо сделать некоторые уточнения:

1) результаты термохимических расчетов (и измерений) всегда относят к одному молю вещества, которое образуется в ходе реакции;

2) теплота образования – это количество теплоты, выделяющееся при реакции простых веществ с образованием 1 моля продукта;

3) теплоты образования простых веществ принимают за ноль;

4) если прямой процесс является экзотермическим, то обратный будет эндотермическим, и наоборот.

Пример 1.

Запишем термохимические уравнения реакций, о которых идет речь:

Представим уравнение (2) так, чтобы СО стал конечным продуктом реакции, а не исходным веществом. Для этого запишем уравнение в обратном виде. Теплота сгорания по знаку в таком случае станет противоположной:

Для получения ответа на вопрос задачи (по закону Гесса) просуммируем уравнения (1) и (2):

Таким образом, при сгорании углерода с образованием угарного газа выделяется 110,5 кДж энергии.

Пример 2.

В реакции, для которой требуется вычислить теплоту:

• участвуют 1 молекула этилена и 6 молекул фтора;
• образуются 2 молекулы тетрафторуглерода и 4 молекулы фтороводорода.

— в первой из данных по условию реакций все коэффициенты и теплоту реакции умножим на 2, чтобы получить 4 молекулы фтороводорода;

— во второй реакции также все коэффициенты и теплоту реакции умножим на 2, чтобы получить 2 молекулы тетрафторуглерода;

— уравнение третьей реакции запишем в обратном виде, чтобы этилен стал исходным веществом, а не продуктом реакции;

— изменим знак теплоты третьей реакции на противоположный, так как ее уравнение записываем в обратном виде.

Просуммируем все уравнения:

Таким образом, теплота реакции этилена с фтором ΔН= -2486,3 кДж.

Следствие из закона Гесса: вычисление энтальпии реакции

Чаще всего в вычислениях применяется не сам закон Гесса, а следствие из него. Оно позволяет вычислить как изменение энтальпии реакции, так и энтальпию образования любого из участников химического взаимодействия.

Следствие утверждает, что

В самом общем виде расчетная формула выглядит так:

А если учесть коэффициенты, то так:

Для вычислений обычно применяют стандартные энтальпии образования, так как именно в стандартных состояниях вещества наиболее устойчивы:

Стандартные теплоты (энтальпии) образования являются табличными величинами.

Задача 1. Используя данные таблицы стандартных термодинамических величин , вычислите изменение энтальпии для реакции:

Решение:

Задача 2.

Решение:

Задача 3. Решение:

Тепловой эффект в термодинамическом уравнении относят к 1 молю образующегося вещества. С учетом этого запишем уравнение реакции следующим образом:

Следовательно, для данной реакции термохимическое уравнение будет выглядеть так:

В дополнение ко всему сказанному отметим, что некоторые тепловые эффекты реакций, идущих при стандартном давлении, меняются с температурой. Однако эти изменения незначительны. Поэтому при выполнении термодинамических вычислений для нестандартных условий можно использовать стандартные величины теплот образования. Появится в итоге небольшая ошибка, что вполне допускается.

Таким образом, закон Гесса, а также следствие из него позволяют проводить расчеты, в основе которых лежат тепловые явления химических процессов.

Далее будут рассмотрены случаи, в которых используется формула закона Гесса для расчета таких термодинамических величин, как энтропия и энергия Гиббса.

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,298(Н₂О(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 СО_2(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 SO_2(г) и H₂O_(ж)):

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:

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(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 NH_3(г), то

ΔН о _f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(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).

I. Термохимические расчеты. Закон Гесса.

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

Тема: «Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье».

«Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье».

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

Ответственный редактор Гуляева Т.Г.

Рецензенты: к.т.н., доцент кафедры «Физика» Горин С.В.

к.б.н., доцент кафедры «Инженерная защита окружающей среды»

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса специальности 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

Методическое пособие содержит сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направления и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

Лицензия на издательскую деятельность

Код 221. Серия ИД №01734 от 11 мая 2000г.

Термохимические расчеты. Закон Гесса. Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье.

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса, специальность 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

Методическое пособие содержит общие сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направление и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

I. Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Наука о взаимных превращениях различных видов энергии называется термодинамикой. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты называются экзотермическими, а те которые сопровождаются поглощением теплоты – эндотермическими.

Изменения энергии системы, при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения, называется тепловым эффектом химической реакции.

где, V – объем системы , U – внутренняя энергия, называется энтальпией системы.

Энтальпия – функция состояния системы. При постоянном давлении тепловой эффект реакции равен изменению энтальпией реакции ΔH.

При экзотермической реакции ΔH 0) – энтальпия системы уменьшается.

При эндотермических реакциях ΔH>0 (Q_p 0 _298. Тепловой эффект зависит от температуры, поэтому в индексе указывается температура (298 К_).

Уравнение процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими

Чтобы энтальпию отнести к одному молю какого-либо вещества, термохимические уравнения имеют дробные коэффициенты.

В термохимических уравнениях записываются также агрегатные состояния веществ: Г-газовое, Ж-жидкое, Т-твердое, К-кристаллическое.

Энтальпия (теплота) образования – тепловой эффект образования 1 моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 100 кПа. Обозначают ΔH 0 _обр или ΔH 0 _f.

Закон Гесса – тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

В термохимических расчетах применяют следствие из Закона Гесса:

Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования (ΔH 0 _обр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнениях реакции

ΔНх.р. = ∑Δ Н _обр. прод . — ∑ΔН 0 _обр. исх. (2)

Значения стандартных энтальпий образования ΔН 0 ₂₉₈ даны в таблице (приложение №1).

Пример 1. Рассчитаем стандартную энтальпию образования пропана С₃Н₈, если тепловой эффект реакции его сгорания

Решение: В соответствии с уравнением (2)

Подставив значение ΔН 0 _х.р. и справочные данные, энтальпии простых веществ равны нулю ΔН 0 О₂ = 0

ΔН 0 С₃Н₈ = 3(-393,51) + 4(-241,82) – 5*0 – (2043,86) = -103,85 кДж/моль

Ответ: энтальпия образования пропана относится к экзотермическим процессам.

Пример 2.Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная энтальпия С₂Н₅ОН(ж) равна + 42,36 кДж и известны энтальпии образования С₂Н₅ОН (г); СО₂(г); Н₂О(ж) (см. табл.1).

Решение: для определения ∆Н реакции необходимо знать теплоту образования С₃Н₅ОН (ж). Последнюю находим из данных задачи:

ΔН С₂Н₅ОН (ж) = — 235,31 – 42,36 = — 277,67 кДж

Теперь вычисляем ΔН реакции, применяя следствие из закона Гесса:

ΔН_х.р. = 2 (-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж

Пример 3.Растворение моля безводной соды Na₂CO₃ в достаточно большом количестве воды сопровождается выделением 25,10 кДж теплоты, тогда как при растворении кристаллогидрата Na₂CO₃ * 10H₂O поглощается 66,94 кДж теплоты. Вычислить теплоту гидратации Na₂CO₃ (энтальпию образования кристаллогидрата).

Решение: составляем термохимические уравнения соответствующих реакций:

Теперь, вычитая уравнение Б) из уравнения А), получаем ответ:

т.е. при образовании Na₂CO₃ * 10H₂O выделяет 92,04 кДж теплоты.

Пример 4.Зная энтальпию образования воды и водяного пара (см. таб. 1), вычислить энтальпию испарения воды.

Решение: задача решается аналогично задачам в примерах 3 и 4:

Вычитая уравнение (Б) из уравнения (А) получаем ответ:

Н₂О(ж) = Н₂О(г); ΔН = — 241,83 + 285,84 = + 44,01 кДж,

т.е. для перевода воды в пар необходимо затратить 44,01 кДж тепла.

Пример 5.При образовании хлористого водорода по реакции

Выделяется 184,6 кДж тепла. Чему равна энтальпия образования HCl?

Решение: энтальпия образования относится к 1 моль, а по уравнению образуется 2 моль HCl.

ΔН 0 НCl = -184,6 / 2 = -92,3 кДж/моль

1/2Н₂ + 1/2Cl₂ = HCl; ΔН = -92,3 кДж/моль

Пример 6. Вычислить тепловой эффект горения аммиака.

Решение: на основании следствия из закона Гесса имеем

Так как энтальпии простых веществ равны 0 (ΔН 0 (N₂) = 0; ΔН 0 (0₂) = 0)

Получаем: ΔН = 3ΔН 0 (H₂О)(г) – 2ΔН 0 (NH₃)

По таблице находим значение стандартных энтальпий образования

ΔН 0 (NH₃) = -45,94 кДж

ΔН 0 (H₂О) = -241,84 кДж

ΔН = 3 (-241,84) – 2 (-45,94) = -633,4 кДж

Пример 7.Вычислить тепловой эффект реакции горения

А) 11,2 л ацетилена

Б) 52 кг ацетилена

1. Написать термохимическое уравнение горения ацетилена

2. Написать выражение для расчета стандартного теплового эффекта реакции, пользуясь следствием из закона Гесса

Подставим в это выражение табличные значения стандартных энтальпий образования веществ:

ΔН 0 _х.р. = 2(-393,5) + (-241,8) – 226,8 = -802,0 кДж

3. Из термохимического уравнения реакции видно, что количество тепла выделяется при сгорании 1 моль ацетилена (22,4 л или 26 г).

Количество тепла прямо пропорционально количеству участвующего в горении вещества. Следовательно можно составить пропорцию :

х = 52*10 3 *(-802) = — 1604 * 103 кДж