Химическая термодинамика

ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃ = ΔH₄ + ΔH₅ + ΔH₆

Закон открыт русским химиком  Г.И.Гессом в 1840 г.; он является частным  случаем первого начала термодинамики, применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса  состоит в том, что он позволяет  рассчитывать тепловые эффекты самых  разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд  следствий из него.

Если бы тепловые эффекты  при одинаковых начальных и конечных состояниях системы, но при различных  путях осуществления процесса были неодинаковы, то, совершая реакцию в  прямом направлении по одному пути, а затем в обратном направлении  по другому пути, можно было бы за счет разности энергетических изменений  получать энергию из ничего, то есть построить вечный двигатель.

Пример: получение СО₂

1 путь:                                                           

С + О₂ = СО₂, ΔН₁

^{Образование оксида углерода (4) из графита и кислорода  можно рассматривать  как непосредственный результат взаимодействия простых веществ.}

2 путь:

С + О₂ = СО, ΔН₂

СО + О₂ = СО₂, ΔН₃

ΔН₁ = ΔН₂ + ΔН₃

Можно рассматривать, как  результат процесса, протекающего через  промежуточную стадию образования  и сгорания оксида углерода (2). Согласно закону Гесса, тепловые эффекты образования  оксида углерода (4) как непосредственно  из простых веществ, так и через  промежуточную стадию образования  и сгорания оксида углерода (2) равны.

 

Закон Лавуазье –  Лапласа (одно из следствий закона Гесса):

Энтальпия разложения химического  соединения равна, но противоположна по знаку энтальпии его образования из тех же продуктов разложения, находящихся в том же состоянии.

 

Следствие из закона Гесса:

1) Теплота химической реакции равна разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ.

2) Необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты.

Тепловой эффект химической реакции:

 

                     - стандартная энтальпия образования вещества

                    - количество вещества

 

Пример: рассчитать ΔН⁰

 

 

 

 

 

 

 

 

Пример: рассчитать ΔН⁰

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Задача: вычислить ΔН⁰(SO₃), если при сгорании 64 г серы выделилось 790 кДж тепла.

Решение:

S +3/2O₂ =SO₃

64 г S – 790 кДж

32 г S – Х кДж

Х = 395 кДж тепла

ΔН⁰ SO₃ = - 395кДж/моль

Задача: сколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 литров N₂ (н.у.) с Н₂, если ΔН⁰ (NH₃) = –46 кДж/моль?

Решение:

½N₂ + 3/2H₂ = NH₃

11,2 л N₂ – (– 46 кДж)

4,48 л N₂ – Х кДж

Х = 18,4 кДж тепла.

 

Эндотермические вещества - непрочные и легко разлагаются при нагревании на элементы, при их разложении происходит выделение тепла. Эндотермические вещества неустойчивы к нагреванию, причем чем больше энергии поглощается при образовании вещества, тем менее устойчиво вещество к нагреванию.

 

Экзотермические вещества устойчивы в термическом отношении и разлагаются лишь при очень высоких температурах.