Тепловой эффект химической реакции. Тепловые эффекты реакций

02.09.2020

Или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс).
В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH r O . В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях .

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O . Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля - то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии - ΔH 298,15 0 , где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия ), а 298,15 - температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу , оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество . Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH I 2 (тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH I 2 (ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) - ΣΔH f O (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими . Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими . Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т 1 до Т 2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

где ΔC p (T 1 ,T f) - изменение теплоемкости в интервале температур от Т 1 до температуры фазового перехода; ΔC p (T f ,T 2) - изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и T f - температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания - ΔH гор о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения - ΔH раств о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава - гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс - ΔH реш > 0, а гидратация ионов - экзотермический, ΔH гидр < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH раствKOH о = ΔH реш о + ΔH гидрК + о + ΔH гидрOH − о = −59 КДж/моль

Под энтальпией гидратации - ΔH гидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

Стандартная энтальпия нейтрализации - ΔH нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O H + + OH − = H 2 O, ΔH нейтр ° = −55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔH гидратации ° ионов при разбавлении.

Примечания

Литература

Кнорре Д. Г., Крылова Л. Ф., Музыкантов В. С. Физическая химия. - М. : Высшая школа, 1990
Эткинс П. Физическая химия. - Москва. : Мир, 1980

Wikimedia Foundation . 2010 .

Ненюков, Дмитрий Всеволодович
Witching Hour

Смотреть что такое "Тепловой эффект химической реакции" в других словарях:

тепловой эффект химической реакции - Теплота, поглощаемая (выделяемая) в результате химического превращения исходных веществ в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции при следующих условиях: 1) единственно возможной работой при этом является… … Справочник технического переводчика

Тепловой эффект химической реакции - –теплота, поглощаемая (выделяемая) в результате химического превращения исходных веществ в продуктыреакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции при следующих условиях: … … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

тепловой эффект химической реакции - тепловой эффект химической реакции; тепловой эффект Сумма теплоты, поглощенной системой, и всех видов работы, совершенных над ней, кроме работы внешнего давления, причем все величины отнесены к одинаковой температуре начального и конечного… …

тепловой эффект - химической реакции; тепловой эффект Сумма теплоты, поглощенной системой, и всех видов работы, совершенных над ней, кроме работы внешнего давления, причем все величины отнесены к одинаковой температуре начального и конечного состояний системы … Политехнический терминологический толковый словарь

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ - количество теплоты, выделяемой или поглощаемой системой при химической реакции. Тепловой эффект работы равен изменению внутренней энергии системы при постоянном объеме или изменению ее энтальпии при постоянном давлении и отсутствии работы внешних … Большой Энциклопедический словарь

тепловой эффект реакции - количество теплоты, выделяемой или поглощаемой системой при химической реакции. Тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы при постоянном объёме или изменению её энтальпии при постоянном давлении и отсутствии работы… … Энциклопедический словарь

тепловой эффект реакции - количество теплоты, выделенное или поглощенное в термодинамической системе в ходе протекания химической реакции при условии, что система не совершает работы, кроме работы против внешнего давления, а температура… … Энциклопедический словарь по металлургии

Тепловой эффект реакции - алгебраическая сумма теплоты, поглощённой при данной реакции химической (См. Реакции химические), и совершенной внешней работы за вычетом работы против внешнего давления. Если при реакции теплота выделяется или работа совершается системой … Большая советская энциклопедия

изобарный тепловой эффект - Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении … Политехнический терминологический толковый словарь

изохорный тепловой эффект - Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме … Политехнический терминологический толковый словарь

ПРИ V - const и р = const

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме, называется изохорным тепловым эффектом и обозначается Q V .

Подставив в уравнение (43) Q V , с учетом, что V = const , получим

Следовательно, изохорный тепловой эффект реакции (протекающей при изохорно-изотермическом процессе) равен изменению внутренней энергии системы.

Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, называется изобарным тепловым эффектом Q p . Подставив в уравнение (43) значение Q p , получим

(45)

Заменяя выражение U 2 + pV 2 на Н 2 , а U 1 + pV 1 на Н 1 , получаем

Q p = ΔН = Н 2 -Н 1 . (46)

Следовательно, изобарный тепловой эффект реакции (протекающей при изобарно-изотермическом процессе) равен изменению энтальпии системы.

Таким образом, изобарный и изохорный тепловые эффекты равны изменениям функций состояния (44) и (46). Следовательно, они не зависят от пути перехода, а определяются начальным и конечным состояниями системы. В общем случае теплоты реакции зависят от характера протекания процесса.

§ 5. ЗАВИСИМОСТЬ МЕЖДУ ТЕПЛОВЫМИ ЭФФЕКТАМИ Q v И Q p

Для вывода уравнения зависимости между Q v и Q p воспользуемся соотношением

Q p = ΔН = ΔU p + Δ (pV),

где ΔU p - изменение внутренней энергии термодинамической системы при осуществлении изобарного процесса. В общем случае это изменение отличается от изменения внутренней энергии в изохорном процессе, т. е. ΔU P ≠ ΔU V , так как

V≠ const . Следовательно, . Поэтому при замене ΔU V на Q V уравнение (45) можно переписать так:

В конденсированных системах разница между Q p и Q v незначительна и можно принять, что Q p = Q v . Однако при наличии в системе газообразных веществ разница значительная.

Если принять газы идеальными, то уравнение (45) можно записать в виде

Q P = Qv + pΔV= Q V + pV 2 - pV 1 .

Заменив в этом выражении pV 2 на n 2 RT и pV 1 на n 1 RT , где n 1 и п 2 - числа киломолей газообразных веществ до и после реакции, из уравнения (3) получим

Q p = Q v + Δ nRT (47)

Q v = Q p -Δ nRT, (48)

где Δn - изменение числа киломолей газообразных продуктов реакции. При Δn > 0

Q V < Q P .

Примером такой реакции может служить реакция образования окиси углерода

2С + О 2 = 2СО , в которой Δn= 2 - 1 = 1 и Q v = Q p - RT, т. е. Q v < Q p . Термодинамическая система в этом случае совершает работу расширения за счет уменьшения внутренней энергии системы.

При Δn <0 Q V > Q p . Примером такой реакции могут служить реакции: СО + 0,5О 2 = СО 2 или Н 2 + 0,5О 2 = Н 2 О , в которых Δn = 1 - 1,5 = -0,5 , т. е. Δn < 0 . Тогда Q v = Q p + 0,5RT , т. е. Q v > Q p .

В этом случае над термодинамической системой совершается работа внешней средой и система получает дополнительную теплоту.

Когда Δn = 0 , тепловые эффекты Q v = Q p . Примером такой реакции может быть реакция СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 , в которой Δn = 2 - 2 = 0 . Следовательно, Q v = Q p .

ЗАКОН ГЕССА

Независимость теплового эффекта реакции от промежуточных стадий химических процессов была установлена русским ученым академиком Г. И. Гессом в 1840 г. на основании экспериментальных данных. Это справедливо для реакций, протекающих при V, Т = const или р, Т = const . Такое утверждение является, по существу, законом сохранения энергии применительно к химическим реакциям. Следует заметить, что закон Гесса - основной закон химической теплодинамики был открыт еще до того, как был сформулирован первый закон термодинамики. Закон Гесса устанавливает, что тепловой эффект химической реакции не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое, а определяется лишь начальным и конечным ее состояниями.

Таким образом, выведенные ранее соотношения

Q V =U 2 -U 1 и Q p =H 2 - H 1

являются алгебраическими выражениями закона Гесса.

Расчеты тепловых эффектов химических реакций описаны в работах М. В. Ломоносова, Лавуазье, Лапласа. Значительный экспериментальный материал был получен Г. И. Гессом, Н. Н. Бекетовым, Бертло, Томсоном, И. А. Каблуковым и другими учеными. Обширные исследования по определению тепловых эффектов химических реакций проведены В. Ф. Лугининым и его учениками.

Для определения тепловых эффектов химических реакций применяются специальные приборы - калориметры.

Закон Гесса имеет большое практическое значение, так как с его помощью можно вычислить тепловые эффекты химических реакций, экспериментальное определение которых затруднительно или практически неосуществимо. Поясним это на примере

Предположим, что вещество А превращается в вещество В тремя путями: непосредственно из вещества А в вещество В с тепловым эффектом Q 1 ; через стадии С, D с тепловыми эффектами Q 2 , Q 3 , Q 4 , через стадии Е , N , М с тепловыми эффектами Q 5 , Q 6 , Q 7 и Q 8 . По закону Гесса суммарные тепловые эффекты одинаковы, поэтому

Q 1 =Q 2 +Q 3 +Q 4 ;

Q 1= Q 5 +Q 6 +Q 7 +Q 8 .

Q 2 +Q 3 +Q 4 =Q 5 +Q 6 +Q 7 +Q 8 .

Пользуясь этими соотношениями, легко вычислить тепловой эффект любой химической реакции, который невозможно получить экспериментально. Например, тепловой эффект

Q 8 =Q 1 -Q 5 -Q 6 -Q 7 .

Как правило, экспериментальное определение тепловых эффектов на всех стадиях проводится с большой тщательностью, соблюдаются все предпосылки, вытекающие из закона Гесса (условия, к которым приводятся начальные и конечные продукты сгорания, одинаковый химический состав исходных продуктов и т. д.), сведены до минимума ошибки и неточности, связанные с условиями теплообмена экспериментальной аппаратуры с окружающей средой, способами измерения температур и др., т. е. необратимые потери, связанные с превращением механической энергии непосредственно в тепловую, практически отсутствуют.

С помощью закона Гесса можно производить расчеты, используя так называемые термохимические уравнения, представляющие собой стехиометрические уравнения химических реакций, в которых наряду с химическими формулами веществ, участвующих в реакции, записываются тепловые эффекты (отнесенные к одинаковым условиям). С этими уравнениями можно производить алгебраические действия так же, как с любыми алгебраическими уравнениями.

Стехиометрическими уравнениями или соотношениями называются численные соотношения между количествами реагирующих веществ, отвечающие законам стехиометрии, основные положения которой вытекают из законов Авогадро, Гей-Люссака, постоянства состава, кратных отношений и др.

Из стехиометрического соотношения, например,

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

следует, что при образовании воды на две молекулы водорода Приходится одна молекула кислорода или в общем виде

x a A+x b B=x a D , при образовании x d молекул вещества D на x а молекул вещества А требуется x b молекул вещества В . Коэффициенты х а , x b и x d - число молекул исходных веществ и полученных в реакции называются стехиометрическими коэффициентами.

Количество киломолей исходных и полученных веществ в химической реакции пропорционально стехиометрическим коэффициентам. В газовых реакциях объемы и парциальные давления реагирующих веществ и продуктов реакции также пропорциональны стехиометрическим коэффициентам.

Так как тепловые эффекты зависят от физического состояния реагирующих веществ и условий, при которых протекает реакция, то для возможности проведения термохимических расчетов, тепловые эффекты, вводимые в термохимические уравнения, должны быть отнесены к каким-то одинаковым условиям, в противном случае они несопоставимы. За такие условия принимают условия, при которых реакция осуществляется между веществами, находящимися в определенных стандартных состояниях.

За стандартные состояния индивидуальных жидких и твердых веществ принимают их устойчивое состояние при данной температуре и давлении р = 1 атм = 760 мм рт. ст., или 1,013- 10 5 Па, а для индивидуальных газов - такое их состояние, когда при давлении р = 760 мм рт. ст. и данной температуре они подчиняются уравнению состояния идеального газа.

Широко приводимые в справочниках тепловые эффекты обычно относят к давлению р = 1 физической атмосфере (1,013·10 5 Па) и температуре t = 25° С (298,15 К) и обозначают Q 0 V 298 и Q 0 P 298

или ΔQ 0 298 и ΔH 0 298 .

Из закона Гесса вытекают следствия, имеющие большое практическое значение.

1. Тепловой эффект реакции разложения Q pa з химического соединения по величине равен и противоположен по знаку тепловому эффекту образования Q o 6p этого соединения из продуктов разложения:

Q разл =-Q обр

2. Если из двух химических систем образуются одни и те же конечные продукты двумя различными путями, то разность между значениями тепловых эффектов химических реакций равна тепловому эффекту превращения одной химической системы в другую. Так, например, для реакции образования вещества В из веществ А и С (рис. 7), согласно закону Гесса,

Q 1 = Q 2 + Q 3 ,

откуда тепловой эффект превращения вещества А в С

Q 3 = Q 1 - Q 2

3. Если одинаковые по химическому составу системы двумя путями превращаются в различные конечные продукты, то разность между значениями тепловых эффектов, равна теплоте, полученной при превращении одного конечного продукта химической реакции в другой. Так, при образовании из вещества А веществ В и С (рис. 8), согласно закону Гесса, Q 1 = Q 2 + Q 3 , откуда тепловой эффект перехода вещества С в вещество В

Q 3 =Q 1 - Q 2 .

При термохимических расчетах особое значение имеют два вида тепловых эффектов химических реакций: теплота образования соединений и теплота сгорания.

Теплотой образования принято называть тепловой эффект реакции образования данного соединения из соответствующих простых веществ в стандартных условиях.

За стандартное состояние простых веществ принимают их стабильное состояние при давлении, равном одной физической атмосфере (760 мм рт. ст., или 1,013- 10 5 Па) и температуре 298,15 К.

В качестве примера можно привести реакцию образования бензола: из веществ в стандартных состояниях -"■ твердого углерода и газообразного водорода получается жидкий бензол

6С ТВ + ЗН 2 = С 6 Н 6ж .

Индексы соответственно «ж» и «тв» относятся к жидкой и твердой фазам. Индекс «г» относится к газообразному веществу, однако в расчетных уравнениях его обычно опускают.

Теплота образования, соответствующая стандартным условиям, называется стандартной. Данные по теплоте образования наряду с другими физико-химическими величинами приводятся в справочниках.

Так как при термодинамических расчетах определяют не абсолютные значения внутренней энергии и энтальпии, а их изменение, то при определении теплоты образования какого-либо соединения начало отсчёта внутренней энергии или энтальпии можно выбрать произвольно. Так, например, в справочниках Для различных простых веществ при стандартных условиях принимают, что энтальпия равна нулю. К таким веществам относятся С, Н 2 , О 2 , Cl 2(г) ,F 2(г) и др.

Таким образом, тепловой эффект образования соединений из этих веществ, например, Q p оказывается равным энтальпии соединения при искомых условиях.

Теплоту образования можно относить к любому количеству вещества. В справочниках, как правило, ее относят к 1 кмоль или 1 кг соединения.

В табл. 1 приведены значения теплоты образования веществ для некоторых распространенных химических соединений.

Теплота сгорания. Горение представляет собой сложное, быстро протекающее химическое превращение, сопровождающееся выделением значительного количества теплоты и, как правило, ярким свечением.

Таблица 1. Тепловые эффекты образования соединений из простых веществ при стандартных условиях

Вещество			Вещество	Q 0 P 298 = ΔH 0 298 ·10 -6 Джfкмоль	Q 0 P 298 = ΔH 0 298 ·10 -3 Ккалfкмоль
С (графит)			С 2 Н 4г - этилен	52,28	12,492
Н г	217,98	52,098	С 2 Н 6г - этан	-84,67	-20,236
H 2г			С 3 Н 8г - пропан	-103,9	-24,820
N 2 г			С 6 Н вг - бензол	82,93	19,82
Oг	429,18	59,56	С 6 Н 6ж - бензол	49,04	11,718
OH г	38,96	9,31	С в Н 12г - цикло-	-123,1	-29,43
OH 2г	0 -		гексан
	142,3	34,0	С 7 Н 8г - толуол	50,00	11,95
CO г	-110,5	-26,41	С 7 Н 8ж - толуол	8,08	1,93
CO 2г	-393,51	-94,05	C 10 H 8кр - нафта-	75,44	18,03
СаСО 3 (кальцит)	-1206	-288,2	лин
СаО (кристалл)	-635,1	-151,8	СН 4 О ж - метило-	-238,7	-57,05
Н 2 О Г	-241,84	-57,80	вый спирт
H 2 O ж	-285,84	-68,32	СН 4 О Г - метило-	-202,2	-48,09
NH 3 г	-46,19	-11,04	вый спирт
NH 3 ж	-69,87	-16,7	С 2 Н 6 О Ж - этило-	-277,6	-66,35
NO г	90,37	21,60	вый спирт
NO 2 г	33,89	8,09	С 2 Н в О г - этило-	-235,3	-56,24
N 2 O г	81,55	19,5	вый спирт
N 2 O 4r	9,37	2,24	CH 5 N r - метил-	-28,03	-6,70
N a O 5	(12,5)	(3,06)	амин
CH 4r - метан	-74,85	-17,889	C 2 H 7 N r - диметил-	-27,61	-6,60
QH 2r - ацетилен	226,75	54,194	амин

Рис. 9. Схема калориметрической «бомбы»:

1 – цилиндр; 2 – крышка; 3 – чашечка; 4 - спираль

Тепловой эффект реакции горения, называемый теплотой сгорания, обычно измеряют калориметрическим способом.

Теплотой сгорания соединения называется тепловой эффект реакции окисления данного соединения кислородом с образованием предельных высших окислов соответствующих элементов. Так, например, в органических соединениях, являющихся основным топливом в тепловых двигателях, углерод окисляется до углекислого газа, водород - до водяных паров, другие вещества, входящие в соединение в незначительных количествах - до их конечных продуктов окисления.

На теплоту сгорания существенное влияние оказывают температура и давление. Для возможности использования теплоты сгорания в термохимических соотношениях ее нужно приводить к стандартным условиям. Теплота сгорания в этом случае называется стандартной. Значение теплоты сгорания, найденное по справочнику, используется для определения тепловых эффектов реакций.

На рис. 9 приведена схема калориметрической бомбы, в которой экспериментально определяют теплоту сгорания. Калориметрическая бомба представляет собой толстостенный стальной цилиндр 1, покрытый изнутри платиной. На цилиндр навинчивают крышку 2. Внутри цилиндра предусмотрена чашечка 3 для навески исследуемого вещества. В цилиндр под высоким давлением нагнетают кислород. С помощью проволочки 4, нагреваемой электрическим током, поджигают исследуемое вещество. Бомбу помещают в калориметр, посредством которого и определяют теплоту сгорания исследуемого вещества. Температуру продуктов сгорания «приводят» к температуре в бомбе до поджигания.

Теплота сгорания органических соединений, часто называемая теплотой сгорания топлива, является исходной величиной в расчетах рабочих процессов тепловых двигателей. Она определяется как количество теплоты (в Дж или ккал), выделяющееся при полном сгорании 1 кг массы, 1 м 3 объема или 1 кмоль топлива.

Теплота сгорания топлива, если ее определить описанным выше способом, в калориметрической бомбе будет теплотой сгорания для процесса при V = const, т. е. это будет тепловой эффект Q V .

Различают высшую и низшую теплоту сгорания топлива.

Высшей теплотой сгорания топлива Q B называется полное количество теплоты, выделившееся при сгорании горючих частей топлива при условии конденсации водяных паров.

Низшей теплотой сгорания топлива Q H называют разницу между полным количеством выделившейся теплоты и скрытой теплотой парообразования воды как имеющейся в топливе в виде примеси, так и получающейся в результате сгорания водорода.

Высшая Q B и низшая Q H теплоты сгорания топлива связаны между собой соотношением

-Q h = -Q B +r b (9H + W) = -Q b + 2,512·10 6 (9H+W) , Джfкг, (49)

где r b - скрытая теплота парообразования (для технических расчетов принято r b ≈ 2,512· 10 6 Джfкг); 9H - количество водяного пара, образующегося при сжигании H (кг) водорода, содержащегося в 1 кг топлива; W - количество влаги, содержащейся в 1 кг топлива, кг.

В расчетах рабочих процессов ДВС за теплоту сгорания принимают низшую теплоту сгорания, так как продукты сгорания, удаляющиеся из двигателя через выпускную систему, обычно имеют температуру, превышающую температуру конденсации содержащихся в них водяных паров.

В табл. 2 приведены значения низшей теплоты сгорания топлив.

На основании закона Гесса и его следствий можно составить термохимическое уравнение для определения теплового эффекта реакции через тепловые эффекты образования реагирующих веществ.

Так, например, если имеет место реакция bВ + dD = еЕ + gG , где В, D, Е, G, b, d,e, g - исходные вещества и продукты реакции

Таблица 2

Низшая теплота сгорания топлив

Топливо	Молекуляр- ная масса	Низшая теплота сгорания
μ г, кгfмоль	Джfкг · 10 -6	ккалfкг
Бензин (элементарный состав по массе	110-120	-44,0	-10 500
С = 0,855: Н = 0,145)
Дизельное топливо (элементарный со-	180-200	-42,50	-10 150
став по массе С = 0,870; Н = 0,126;
О = 0,004)
Керосин типа Т-1		-42,845	-10 230
СН 4г - метан	16,042	-49,80	-11 860
С 3 Н 8г - пропан	44,094	-46,05	-11 000
CH 5 N r - метиламин	31,058	-31,20	-7 446
СгН 7 Н г - этиламин	45,084	-35,15	-8 340
CH e N 2}K - металгидразин	46,084	-25,44	-^-6 070
C 2 H 8 N 2}K - несимметричный диметил-	60,100	-32,90	-7 850
Гидразин

и их стехиометрические коэффициенты соответственно, то тепловой эффект этой реакции

Q p =(eQ обр +gQ обрG) – (bQ обрB +dQ обрD)

Отсюда уравнение в общем виде

(50)

где Q обрB , Q обрD , Q обрE и Q o 6pG -теплота образования соответственно исходных веществ и продуктов реакдии; n i - числа киломолей (от 1 до т), пропорциональные стехиометрическим коэффициентам реагирующих веществ.

Следовательно, тепловой эффект реакции равен разности теплоты образования продуктов реакции и теплоты образования исходных веществ, взятых с соответствующими стехиометрическими коэффициентами.

С помощью закона Гесса и его следствий можно также составить термохимическое уравнение для расчета теплового эффекта, если известна теплота сгорания веществ, участвующих в реакции.

В общем виде

т. е. тепловой эффект реакции равен разности между теплотой сгорания исходных веществ и теплотой сгорания продуктов реакции (с учетом их стехиометрических коэффициентов).

Это можно проиллюстрировать на примере сгорания метилового спирта СН 3 ОН (рис. 10). Теплота сгорания 1 кмоля метилового жидкого спирта

Q 2сг = - 726,49·10 6 Дж/кмоль;

теплоты сгорания С в СО 2 и Н 2 в Н 2 О Ж соответственно равны

Q" 1 c г = -393,51·10 6 Дж/кмоль;

Q" 1 c г = -285,84·10 6 Дж/кмоль;

Q lc г = -965,19 ·10 6 Дж/кмоль.

Рис. 10. Схема определения теплов ого эффекта при сгорании метилового спирта

Запишем термохимические уравнения реакций горения:

C +O 2 = CO 2 + Q" 1 c г;

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О Ж + 2Q" 1 c г;

СН 3 ОН Ж + 1,5О 2 = СО 2 + 2Н 2 О + Q 2 .

Для определения теплоты образования метилового спирта из уравнения С + 2Н 2 + 0,5О 2 = СН 3 ОН + Q 3 сложим два написанных выше уравнения и вычтем третье. После некоторых преобразований получим

С + 2Н 2 + 0,5О 2 = СН 3 ОН + (Q lcr - Q 2cr),

сравнивая два последних уравнения, заключаем, что искомая теплота образования 1 кмоля жидкого метилового спирта

Q 3обр = -238,7·10 6 Джfкмоль.

Похожая информация.

Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций. Во многих случаях эти реакции протекают при постоянном объеме или постоянном давлении. Из первого закона термодинамики следует, что при этих условиях теплота является функцией состояния. При постоянном объеме теплота равна изменению внутренней энергии:

а при постоянном давлении - изменению энтальпии:

Эти равенства в применении к химическим реакциям составляют суть закона Гесса :

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции.

Другими словами, тепловой эффект химической реакции равен изменению функции состояния.
В термохимии, в отличие от других приложений термодинамики, теплота считается положительной, если она выделяется в окружающую среду, т.е. если H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H (которое называют просто "энтальпией реакции") или U реакции.

Если реакция протекает в растворе или в твердой фазе, где изменение объема незначительно, то

H = U + (pV ) U . (3.3)

Если же в реакции участвуют идеальные газы, то при постоянной температуре

H = U + (pV ) = U + n . RT , (3.4)

где n - изменение числа молей газов в реакции.

Для того, чтобы облегчить сравнение энтальпий различных реакций, используют понятие "стандартного состояния". Стандартное состояние - это состояние чистого вещества при давлении 1 бар (= 10 5 Па) и заданной температуре . Для газов - это гипотетическое состояние при давлении 1 бар, обладающее свойствами бесконечно разреженного газа. Энтальпию реакции между веществами, находящимися в стандартных состояниях при температуре T , обозначают (r означает "reaction"). В термохимических уравнениях указывают не только формулы веществ, но и их агрегатные состояния или кристаллические модификации.

Из закона Гесса вытекают важные следствия, которые позволяют рассчитывать энтальпии химических реакций.

Следствие 1.

равна разности стандартных энтальпий образования продуктов реакции и реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов):

Стандартной энтальпией (теплотой) образования вещества (f означает "formation") при заданной температуре называют энтальпию реакции образования одного моля этого вещества из элементов , находящихся в наиболее устойчивом стандартном состоянии. Согласно этому определению, энтальпия образования наиболее устойчивых простых веществ в стандартном состоянии равна 0 при любой температуре. Стандартные энтальпии образования веществ при температуре 298 К приведены в справочниках.

Понятия "энтальпия образования" используют не только для обычных веществ, но и для ионов в растворе. При этом за точку отсчета принят ион H + , для которого стандартная энтальпия образования в водном растворе полагается равной нулю:

Следствие 2. Стандартная энтальпия химической реакции

равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов):

(c означает "combustion"). Стандартной энтальпией (теплотой) сгорания вещества называют энтальпию реакции полного окисления одного моля вещества. Это следствие обычно используют для расчета тепловых эффектов органических реакций.

Следствие 3. Энтальпия химической реакции равна разности энергий разрываемых и образующихся химических связей.

Энергией связи A- B называют энергию, необходимую для разрыва связи и разведения образующихся частиц на бесконечное расстояние:

AB (г) A (г) + B (г) .

Энергия связи всегда положительна.

Большинство термохимических данных в справочниках приведено при температуре 298 К. Для расчета тепловых эффектов при других температурах используют уравнение Кирхгофа :

(дифференциальная форма) (3.7)

(интегральная форма) (3.8)

где C p - разность изобарных теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ. Если разница T 2 - T 1 невелика, то можно принять C p = const. При большой разнице температур необходимо использовать температурную зависимость C p (T ) типа:

где коэффициенты a , b , c и т.д. для отдельных веществ берут из справочника, а знак обозначает разность между продуктами и реагентами (с учетом коэффициентов).

ПРИМЕРЫ

Пример 3-1. Стандартные энтальпии образования жидкой и газообразной воды при 298 К равны -285.8 и -241.8 кДж/моль, соответственно. Рассчитайте энтальпию испарения воды при этой температуре.

Решение . Энтальпии образования соответствуют следующим реакциям:

H 2(г) + ЅO 2(г) = H 2 O (ж) , H 1 0 = -285.8;

H 2(г) + ЅO 2(г) = H 2 O (г) , H 2 0 = -241.8.

Вторую реакцию можно провести в две стадии: сначала сжечь водород с образованием жидкой воды по первой реакции, а затем испарить воду:

H 2 O (ж) = H 2 O (г) , H 0 исп = ?

Тогда, согласно закону Гесса,

H 1 0 + H 0 исп = H 2 0 ,

откуда H 0 исп = -241.8 - (-285.8) = 44.0 кДж/моль.

Ответ. 44.0 кДж/моль.

Пример 3-2. Рассчитайте энтальпию реакции

6C (г) + 6H (г) = C 6 H 6(г)

а) по энтальпиям образования; б) по энергиям связи, в предположении, что двойные связи в молекуле C 6 H 6 фиксированы.

Решение . а) Энтальпии образования (в кДж/моль) находим в справочнике (например, P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15): f H 0 (C 6 H 6(г)) = 82.93, f H 0 (C (г)) = 716.68, f H 0 (H (г)) = 217.97. Энтальпия реакции равна:

r H 0 = 82.93 - 6 716.68 - 6 217.97 = -5525 кДж/моль.

б) В данной реакции химические связи не разрываются, а только образуются. В приближении фиксированных двойных связей молекула C 6 H 6 содержит 6 связей C- H, 3 связи C- C и 3 связи C=C. Энергии связей (в кДж/моль) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, p. C7): E (C- H) = 412, E (C- C) = 348, E (C=C) = 612. Энтальпия реакции равна:

r H 0 = -(6 412 + 3 348 + 3 612) = -5352 кДж/моль.

Разница с точным результатом -5525 кДж/моль обусловлена тем, что в молекуле бензола нет одинарных связей C- C и двойных связей C=C, а есть 6 ароматических связей C C.

Ответ. а) -5525 кДж/моль; б) -5352 кДж/моль.

Пример 3-3. Пользуясь справочными данными, рассчитайте энтальпию реакции

3Cu (тв) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (г) + 4H 2 O (ж)

Решение . Сокращенное ионное уравнение реакции имеет вид:

3Cu (тв) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) = 3Cu 2+ (aq) + 2NO (г) + 4H 2 O (ж) .

По закону Гесса, энтальпия реакции равна:

r H 0 = 4 f H 0 (H 2 O (ж)) + 2 f H 0 (NO (г)) + 3 f H 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 f H 0 (NO 3 - (aq))

(энтальпии образования меди и иона H + равны, по определению, 0). Подставляя значения энтальпий образования (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15), находим:

r H 0 = 4 (-285.8) + 2 90.25 + 3 64.77 - 2 (-205.0) = -358.4 кДж

(в расчете на три моля меди).

Ответ. -358.4 кДж.

Пример 3-4. Рассчитайте энтальпию сгорания метана при 1000 К, если даны энтальпии образования при 298 К: f H 0 (CH 4) = -17.9 ккал/моль, f H 0 (CO 2) = -94.1 ккал/моль, f H 0 (H 2 O (г)) = -57.8 ккал/моль. Теплоемкости газов (в кал/(моль. К)) в интервале от 298 до 1000 К равны:

C p (CH 4) = 3.422 + 0.0178 . T , C p (O 2) = 6.095 + 0.0033 . T ,

C p (CO 2) = 6.396 + 0.0102 . T , C p (H 2 O (г)) = 7.188 + 0.0024 . T .

Решение . Энтальпия реакции сгорания метана

CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O (г)

при 298 К равна:

94.1 + 2 (-57.8) - (-17.9) = -191.8 ккал/моль.

Найдем разность теплоемкостей как функцию температуры:

C p = C p (CO 2) + 2C p (H 2 O (г)) - C p (CH 4) - 2C p (O 2) =
= 5.16 - 0.0094T (кал/(моль. К)).

Энтальпию реакции при 1000 К рассчитаем по уравнению Кирхгофа:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0.0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 кал/моль.

Ответ. -192.5 ккал/моль.

ЗАДАЧИ

3-1. Сколько тепла потребуется на перевод 500 г Al (т.пл. 658 о С, H 0 пл = 92.4 кал/г), взятого при комнатной температуре, в расплавленное состояние, если C p (Al тв) = 0.183 + 1.096 10 -4 T кал/(г К)?

3-2. Стандартная энтальпия реакции CaCO 3(тв) = CaO (тв) + CO 2(г) , протекающей в открытом сосуде при температуре 1000 К, равна 169 кДж/моль. Чему равна теплота этой реакции, протекающей при той же температуре, но в закрытом сосуде?

3-3. Рассчитайте стандартную внутреннюю энергию образования жидкого бензола при 298 К, если стандартная энтальпия его образования равна 49.0 кДж/моль.

3-4. Рассчитайте энтальпию образования N 2 O 5 (г) при T = 298 К на основании следующих данных:

2NO(г) + O 2 (г) = 2NO 2 (г), H 1 0 = -114.2 кДж/моль,

4NO 2 (г) + O 2 (г) = 2N 2 O 5 (г), H 2 0 = -110.2 кДж/моль,

N 2 (г) + O 2 (г) = 2NO(г), H 3 0 = 182.6 кДж/моль.

3-5. Энтальпии сгорания -глюкозы, -фруктозы и сахарозы при 25 о С равны -2802,
-2810 и -5644 кДж/моль, соответственно. Рассчитайте теплоту гидролиза сахарозы.

3-6. Определите энтальпию образования диборана B 2 H 6 (г) при T = 298 К из следующих данных:

B 2 H 6 (г) + 3O 2 (г) = B 2 O 3 (тв) + 3H 2 O(г), H 1 0 = -2035.6 кДж/моль,

2B(тв) + 3/2 O 2 (г) = B 2 O 3 (тв), H 2 0 = -1273.5 кДж/моль,

H 2 (г) + 1/2 O 2 (г) = H 2 O(г), H 3 0 = -241.8 кДж/моль.

3-7. Рассчитайте теплоту образования сульфата цинка из простых веществ при T = 298 К на основании следующих данных.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

· Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс).

· В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O . Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля - то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии - ΔH 298,15 0 , где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия ), а 298,15 - температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу, оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество . Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH I2(тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH I2(ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) - ΣΔH f O (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Стандартная энтальпия сгорания - ΔH гор о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения - ΔH раств о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава - гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс - ΔH реш > 0, а гидратация ионов - экзотермический, ΔH гидр < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH раствKOH о = ΔH реш о + ΔH гидрК +о + ΔH гидрOH −о = −59 КДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации - ΔH нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH − = H 2 O, ΔH нейтр ° = −55,9 кДж/моль

Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.

Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия - это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии - британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.

Количество энтальпии

Количество энтальпии вещества основано на его данной температуре. Данная температура - это значение, которая выбрано учеными и инженерами, как основание для вычислений. Это температура, при которой энтальпия вещества равна нулю Дж. Другими словами, у вещества нет доступной энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Данная температура у различных веществ разная. Например, данная температура воды - это тройная точка (О °С), азота −150°С, а хладагентов на основе метана и этана −40°С.

Если температура вещества выше его данной температуры или изменяет состояние на газообразное при данной температуре, энтальпия выражается положительным числом. И наоборот при температуре ниже данной энтальпия вещества выражается отрицательным числом. Энтальпия используется в вычислениях для определения разницы уровней энергии между двумя состояниями. Это необходимо для настройки оборудования и определения коэффициента полезного действия процесса.

Энтальпию часто определяют как полную энергию вещества, так как она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии наряду с его способностью проделать работу (pv). Но в действительности энтальпия не указывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Следовательно, вместо того, чтобы определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как общее количество доступной энергии вещества, которое можно преобразовать в теплоту.
H = U + pV

ГЕССА ЗАКОН: тепловой эффект хим. р-ции зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от ее промежут. состояний. Г. з. является выражением закона сохранения энергии для систем, в к-рых происходят хим. р-ции, и следствием первого начала термодинамики, однако был сформулирован ранее первого начала. Справедлив для р-ций, протекающих при постоянном объеме или при постоянном давлении; для первых тепловой эффект равен изменению внутр. энергии системы вследствие хим. р-ции, для вторых-изменению энтальпии. Для вычисления тепловых эффектов р-ций, в т.ч. практически неосуществимых, составляют систему термохим. ур-ний, к-рые представляют собой ур-ния р-ций, записанные совместно с соответствующими тепловыми эффектами при данной т-ре. При этом важно указывать агрегатное состояние реагирующих в-в, т.к. от этого зависит величина теплового эффекта р-ции.

Систему термохим. ур-ний можно решать, оперируя ф-лами в-в, находящихся в идентичных состояниях, как обычными членами мат. ур-ний.

Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей,поэтому она сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты,света, работы расширения образовавшихся газов.

По признаку выделения или поглощения теплоты реакции делятся на экзотермические и эндотермические.

Экзотермическая реакция - химическая реакция, при которой происходит выделение теплоты.

Например, в реакции горения метана

СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г)

выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо.

Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравненииреакции:

СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q.

Это так называемое термохимическое уравнение. Здесь символ "+Q " означает,что при сжигании метана выделяется теплота. Эта теплота называется тепловымэффектом реакции.

Термохимическое уравнение реакции - уравнение реакции, включающее тепловой эффект реакции, рассчитанный на количества вещества, задаваемые коэффициентами этого уравнения.

Эндотермическая реакция - химическая реакция, при которой происходит поглощение теплоты.

Тепловой эффект таких реакций отрицательный.

Например:

CaCO 3(кр) = CaO (кр) +CO 2(г) - Q,

2HgO (кр) = 2Hg (ж) + O 2(г) - Q,

2AgBr (кр) = 2Ag (кр) + Br 2(г) – Q.

Наряду с тепловым эффектом термохимические процессы очень часто характеризуют разностью энтальпий ∆H продуктов реакции и исходных веществ.

Энтальпия Н - это определенное свойство вещества, оно является мерой энергии, накапливаемойвеществом при его образовании.

Процессы, протекающие при постоянном давлении,встречаются гораздо чаще, чем те, которые протекают при постоянном объеме, так как большинство из них проводится в открытых сосудах. Доказано, что в химических процессах, протекающих при постоянном давлении, выделившееся (или поглощенное) тепло есть мера уменьшения (или соответственно увеличения) энтальпии реакции ∆ H.

При экзотермических реакциях, когда тепло выделяется, ∆Н отрицательно. При эндотермических реакциях (тепло поглощается) и ΔH положительно.

Термохимические уравнения.

На первых этапах изучения химии вы часто пользовались равным по абсолютной величине и противоположным по знаку обозначением,например:

где Q - количество выделенной теплоты. Если использовать энтальпию (характеристику энергосодержания системы), то это уравнение следует записать иначе:

В справочных таблицах обычно приводят не значениявеличины Q, а значения величины ∆H, измеренные приопределенных условиях (чаще всего при 298 К); их обозначают ∆H 0 .

Теплота образования химических соединений.

Теплотой образования соединения называется количество теплоты, которое выделяется или поглощаетсяпри образовании одного моля химического соединения из простых веществ пристандартных условиях (р = 10 5 Па, T = 298 К).

Тепловые эффекты химической реакции. Основные законы термохимии.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается врезультате реакций между определенными количествами реагентов, называют тепловым эффектом химическойреакции и обычно обозначают символом Q.

Она измеряется в кДж/моль. Согласно этому определению, теплота образования простого вещества при стандартныхусловиях равна О.

Теплотой сгорания вещества называется тепловой эффект сгорания 1 моля этого вещества

Изменение энтальпии ∆Н зависит отдавления и температуры. Поэтому для того, чтобы облегчить сравнениетермохимических данных для различных реакций, были приняты определенныестандартные состояния (условия).

При написании термохимических уравнений твердое вещество, жидкость и газобязательно обозначаются символами (тв), (ж) и (г) соответственно, посколькуизменение энтальпии зависит от агрегатного состояния реагирующих веществ ипродуктов реакции.

Стандартное состояние:

для газа - состояние чистого газа при 10 5 Па;

для жидкости - состояние чистой жидкости при 10 5 Па;

для твердого вещества - наиболее устойчивое при давлении 10 5 Па кристаллическое состояние, например графит у углерода, ромбическая сера у серы и т. п.

Стандартное состояние всегда относится к 298 К.

Так, например,термохимическое уравнение образования воды из водорода и кислорода записываетсяследующим образом:
Значение 286 кДж является теплотой образования воды встандартных условиях и означает, что при образовании 1 моля воды выделяется 286 кДж теплоты: Отметим, что значение теплоты образования газообразнойводы уже будет иным.

Закон Гесса и его следствия.

Важнейшим законом, на котором основано большинство термохимических расчетов, является закон Гесса (его называют также законом суммы тепловых эффектов).

Тепловой эффект химической реакции зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от промежуточных стадий реакций.