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
- Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
- 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 СО2(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 SO2(г) и H2O(ж)):
Вещество | H2S(г) | O2(г) | SO2(г) | H2O(ж) |
ΔН o f,298 | -20,60 | 0 | -296,90 | -285,83 |
ΔН o сгор,298 | -562,10 | 0 | 0 | 0 |
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 N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(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 NH3(г), то
ΔН о f,298(NH3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.
Задача 3. Определите энтальпию процесса
если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(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).
Правильный расчет теплового эффекта реакций и теплот образования веществ
Тепловой эффект реакции
Задание 95.
Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:
С6Н6(ж) + 15/2О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(г); =?
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что молярная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ: —3135,58 кДж.
Решение:
∆H°С6Н6(парообр.) = +33,9 кДж/моль;
∆H°С6Н6(г) = +82,9 кДж/моль;
∆H°Н2О = -241,98 кДж/моль;
∆H°СО2 = -393,51 кДж/моль;
(С6Н6(ж) → (С6Н6(г); ∆H = +33,9 кДж;
ΔН = ?
Зная мольную теплоту парообразования и мольную теплоту образования газообразного бензола, рассчитаем мольную теплоту образования жидкого бензола из соотношения:
Значения стандартных теплот образования веществ приведены в специальных таблицах. Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю. Тепловой эффект реакции можно вычислить, используя следствие из закона Гесса:
Ответ: ΔН = -3136 кДж.
Задание 96.
Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моля этана С2Н6(г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м 3 этана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 63742,86 кДж.
Решение:
Уравнение реакции горения этана имеет вид:
С2Н6 (г) + 31/2O2 = 2СО2(г) + 3Н2О (ж); = ?
Значения стандартных теплот образования веществ приведены в специальных таблицах. Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю. Тепловой эффект реакции можно вычислить, используя следствие из закона Гесса:
Рассчитаем теплоту, выделяющуюся при сжигании 1м 3 этана из пропорции:
Ответ: . Q = 69637,05 кДж.
Теплота образования вещества
Задание 97.
Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:
4NH3(г) + 3O2 (г) = 2N2(г) + 6Н2O(ж); = —1530,28 кДж. Вычислите теплоту образования NH3 (г).
Ответ: —46,19 кДж/моль.
Решение:
Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также числовое значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном дав-лении Qp равные изменению энтальпии системы . Значение приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой c запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния вещества: г — газообразное, ж — жид-кое, к —- кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно, например, О2, Н2 и др.
Термохимическое уравнение реакции имеет вид:
4NH3(г) + 3O2 (г) = 2N2(г) + 6Н2O(ж); = —1530,28 кДж.
Значения стандартных теплот образования веществ приведены в специальных таблицах. Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю. Тепловой эффект реакции можно вычислить, используя следствии е из закона Гесса:
= 6(6Н2O(ж)) – 4 (NH3(г))
Отсюда вычислим теплоту образования NH3:
4 (NH3(г)) = 6(6Н2O(ж)) – ;
4 (NH3(г)) = [(-285,84) – (–1530,28кДж);
4(NH3(г)) = –184,76кДж;
(NH3(г)) = –184,7/4 = —46,19 кДж/моль.
Ответ: –46,19 кДж/моль.
Задание 98.
При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа ЕеS. Ответ: —100,26 кДж/моль.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:
Ответ: —100,26 кДж/моль.
Задание 99.
При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксида углерода. Вычислите теплоту образования С2Н2(г). Ответ. 226,75 кДж/моль.
Решение:
Уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:
Рассчитаем теплоту, выделяющуюся при сжигании 1моль ацетилена из пропорции:
Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена будет иметь вид:
Тепловой эффект реакции можно вычислить, используя следствии е из закона Гесса:
= 6(СО2) + 3(Н2О) – (С6Н6)
Отсюда вычислим теплоту образования С2Н2:
(С2Н2) = [2(СО2) + (Н2О)] — ;
(С2Н6) = [2 -393,51) + (-241,83)] – (–1255,587) = 226,75кДж.
Ответ: 226,75 кДж/моль.
Задание 100.
При получении молярной массы эквивалента гидроксида кальция из СаО(к) и Н2О(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ: –635,6 кДж.
Решение:
Так как молярная масса эквивалента гидроксида кальция равна 1/2M(Са(ОН)2), то при по-лучении 1моль его выделится 65,06 кДж теплоты (2 . 32,53 = 65,06).
Термохимическое уравнение получения гидроксида кальция из СаО(к) и Н2О(ж) будет иметь вид:
СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к); = 65,06 кДж.
Тепловой эффект реакции можно вычислить, используя следствии е из закона Гесса:
= (Са(ОН)2(к)) –[(СаО(к)) + (Н2О(ж))].
Отсюда вычислим теплоту образования С2Н2:
( СаО(к)) = [(Са(ОН)2(к)) + (Н2О(ж))] — ;
( СаО(к)) = [-986,6) — (-285,84) — (65,06)] – = –635,6 кДж.
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 (Qp 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:
ΔНх.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
http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/914-teplovoj-effekt-reaktsii-teplota-obrazovaniya-veshchestv-zadanie-113
http://poisk-ru.ru/s21134t9.html