Закон Гесса и стандартные величины
Закон Гесса
functionЗакон Гесса
Тепловой эффект реакции (при постоянном давлении или постоянном объёме) не зависит от пути, которым идёт процесс, — только от начального и конечного состояний. Это следствие того, что \(H\) и \(U\) — функции состояния.
Правила действий с термохимическими уравнениями:
- уравнения складывают и вычитают вместе с их \(\Delta H\);
- обратная реакция — с противоположным знаком: \(\Delta H_\text{обр} = -\Delta H\);
- умножение уравнения на число умножает и \(\Delta H\);
- агрегатные состояния указывают всегда: \(\ce{H2O(l)}\) и \(\ce{H2O(g)}\) различаются на 44 кДж/моль.
edit_noteЭнтальпия образования угарного газа
Сжечь графит строго до \(\ce{CO}\) нельзя — часть уйдёт в \(\ce{CO2}\). Но: \(\ce{C + O2 -> CO2}\), \(\Delta H_1 = -393{,}5\); \(\ce{CO + 1/2O2 -> CO2}\), \(\Delta H_2 = -283{,}0\) кДж. Вычитая второе из первого: \(\ce{C + 1/2O2 -> CO}\), \(\Delta H = -393{,}5 - (-283{,}0) = -110{,}5\) кДж.
infoИз истории
Закон постоянства сумм тепла открыл в 1840 году Герман Иванович Гесс, профессор Петербургского горного института и академик. Он пришёл к нему из опытов — за семь лет до того, как Герман Гельмгольц (1847) сформулировал общий закон сохранения энергии, частным случаем которого закон Гесса оказался. Гесса называют основателем термохимии.
Стандартное состояние
bookmarkСтандартное состояние
Чистое вещество в указанном агрегатном состоянии при давлении \(p^\circ = 1\) бар (\(10^{5}\) Па) и выбранной температуре — обычно 298,15 К. Для растворённого вещества — концентрация \(c^\circ = 1\) моль/л (точнее, единичная активность). Величины в стандартных состояниях помечают кружком: \(\Delta_rH^\circ\).
errorСтандартное — не нормальное
Нормальные условия (0 °C, 1 атм) нужны для газовых расчётов, стандартное состояние — для термодинамических таблиц. Температура в стандартное состояние не входит обязательно: \(\Delta H^\circ_{500}\) — стандартная величина при 500 К.
Стандартная энтальпия образования \(\Delta_fH^\circ\) — энтальпия реакции образования 1 моль вещества из простых веществ в их стандартных (наиболее устойчивых) формах. Для самих этих простых веществ \(\Delta_fH^\circ = 0\): графит (а не алмаз), \(\ce{O2(g)}\) (а не озон), \(\ce{Br2(l)}\) (а не пар), \(\ce{H2(g)}\).
| Вещество | \(\Delta_fH^\circ\), кДж/моль | Вещество | \(\Delta_fH^\circ\), кДж/моль |
|---|---|---|---|
| \(\ce{CO2(g)}\) | −393,5 | \(\ce{CH4(g)}\) | −74,8 |
| \(\ce{CO(g)}\) | −110,5 | \(\ce{C2H4(g)}\) | +52,3 |
| \(\ce{H2O(l)}\) | −285,8 | \(\ce{C2H6(g)}\) | −84,7 |
| \(\ce{H2O(g)}\) | −241,8 | \(\ce{C2H2(g)}\) | +226,7 |
| \(\ce{NH3(g)}\) | −46,1 | \(\ce{C2H5OH(l)}\) | −277,7 |
| \(\ce{CaCO3(s)}\) | −1206,9 | \(\ce{C6H6(l)}\) | +49,0 |
| \(\ce{CaO(s)}\) | −635,1 | \(\ce{Al2O3(s)}\) | −1675,7 |
| \(\ce{Fe2O3(s)}\) | −824,2 |
Энтальпия реакции по энтальпиям образования
Любую реакцию можно провести мысленно через простые вещества: реагенты разложить на простые вещества (\(-\Delta_fH^\circ\)), из них собрать продукты (\(+\Delta_fH^\circ\)). Отсюда
edit_noteРазложение карбоната кальция
\(\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}\): \(\Delta_rH^\circ = (-635{,}1) + (-393{,}5) - (-1206{,}9) = +178{,}3\) кДж/моль — эндотермическая реакция, поэтому известь обжигают при 900 °C.
errorКоэффициенты и состояния
Самые частые ошибки: забыть умножить \(\Delta_fH^\circ\) на коэффициент, взять воду в неверном агрегатном состоянии, перепутать порядок вычитания. Проверка знаком: сгорание, нейтрализация, образование оксидов металлов — экзотермичны.
push_pinГлавное
Энтальпия — функция состояния, поэтому \(\Delta H\) реакции не зависит от пути (закон Гесса): обратная реакция — с противоположным знаком, удвоенная — с удвоенным \(\Delta H\); \(\Delta_rH^\circ = \sum\nu\Delta_fH^\circ(\text{прод.}) - \sum\nu\Delta_fH^\circ(\text{реаг.})\).
Закрепите теорию: 9 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.