Урок химии в 11 классе Учитель : Герасименко Е. В. Энтальпия. Тепловой эффект химической реакции

Термодинамика Наука о взаимных превращениях различных видов энергии. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного, течения различных процессов в данных условиях.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплотааа. Реакции, которые сопровождаются выделением теплотааы, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплотааы, – эндотермическими.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. 2 Н 2 ( г ) + О 2 = 2 Н 2 О ( ж ) + 285,84 к Дж

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии Δ U и на совершение работы A: Q = Δ U + A

Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т. д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого.

Изохорный процесс При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т. е. в первом приближении А = p Δ V, где Δ V – изменение объема системы (V 2 – V 1 ). При изохорном процессе (V-const): (V 2 – V 1 )=0, тогда А =0; теплотааа Q V = Δ U + 0, Q V = (U 2 – U 1 ) = Δ U

Изобарный процесс (p-const) теплотааа Q p = Δ U + p Δ V, Q p = (U 2 – U 1 ) + p(V 2 – V 1 ); Q p = (U 2 + pV 2 ) – (U 1 + pV 1 ). Сумма U + pV обозначим через Н, тогда : Q p = Н 2 – Н 1 = ΔН.

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплотааа при p=const и T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплотааа реакции в изобарно - изотермическом процессе Q р равна изменению энтальпии системы ΔН ( если единственным видом работы является работа расширения ): Q p = ΔН.

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния ; ее изменение ( ΔН ) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплотааа реакции в изохорно - изотермическом процессе (V=const; T=const), при котором Δ V = 0, равна изменению внутренней энергии системы : Q V = Δ U

Теплоты химических процессов, протекающих при p, T=const и V, T=const, называют тепловыми эффектами. При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ΔН 0 (H 2 > H 1 ). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ΔН.

Если тепловой эффект реакции Q измерен при постоянном давлении (а это большинство химических процессов, которые проводятся не в замкнутом объеме), то он называется энтальпией реакции и обозначается H. Энтальпия (русский эквивалент этого слова – «теплосодержание») системы возрастает в эндотермическом процессе (когда система поглощает теплотаау), Н > 0, и убывает в экзотермическом, Н < 0 (рис. 5).

Стандартные теплотааы (энтальпии) образования ΔH о 298 некоторых веществ Вещество Состояние Δ H о 298, к Дж / моль Вещество Состояние Δ H о 298, к Дж / моль С2H2С2H2 г +226,75CO г -110,52 CS 2 г +115,28CH 3 OH г -201,17 NO г +90,37C 2 H 5 OH г -235,31 C6H6C6H6 г +82,93H2OH2O г -241,83 C2H4C2H4 г +52,28H2OH2O ж -285,84 H2SH2S г -20,15NH 4 Cl к -315,39 NH 3 г -46,19CO 2 г -393,51 CH 4 г -74,85Fe 2 O 3 к -822,10 C2H6C2H6 г -84,67Ca(OH) 2 к -986,50 HCl г -92,31Al 2 O 3 к -1669,80

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса : тепловой эффект реакции ( Δ H х. р. ) равен сумме теплотаа образования Δ H обр продуктов реакции за вычетом суммы теплотаа образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции

Энтальпии очень многих реакций найдены экспериментально, часто с использованием калориметров. Однако это осуществлено далеко не для всех процессов. Во - первых, их слишком много, возможно, практически бесконечное число. Во - вторых, отнюдь не все реакции можно провести в калориметре, например реакцию, происходящую в зеленых растениях :

Энтальпией образования вещества f H называется энтальпия реакции образования 1 моль этого вещества из соответствующих простых веществ.

Рассмотрим ряд реакций, в которых может получиться карбонат кальция. Энтальпия какой из этих реакций является энтальпией образования карбоната кальция ? 1) Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O; 2) CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3) 2Ca + O 2 + 2CO 2 = 2CaCO 3 ; 4) Ca + 3O + С = CaCO 3 ; 5) 2Ca + 3O С = 2CaCO 3 ; 6) Ca + 3/2O 2 + С = CaCO 3. Энтальпии образования некоторых веществ при 298 К В реакциях 1, 2 и 3 принимают участие не только простые вещества. В реакции 4 кислород не простое вещество, а находится в атомарном состоянии. В реакции 5 образуется не 1 моль карбоната. Таким образом, нашему определению соответствует только реакция 6.