Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
Закон Гесса
По изменению энтальпии реакции иногда можно предсказать, будет проходить процесс или нет. Действительно, если в ходе реакции теплота выделяется, то энергия системы уменьшается, система становится более устойчивой. Значит, реакции, сопровождающиеся выделением теплоты (экзотермические, DН<0) термодинамически более выгодны, чем сопровождающиеся поглощением теплоты (эндотермические, DН>0).
Возникает вопрос, можно ли, не проводя реакцию, рассчитать изменения энтальпий химических реакций. Оказывается, это можно сделать, воспользовавшись законом, сформулированным в 1840 г. русским химиком Г. И. Гессом: Тепловой эффект реакции (изменение энтальпии – при p = const) зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода. Этот закон является следствием первого начала термодинамики и известен в науке как закон Гесса.
Представим себе процесс превращения исходных веществ в продукты несколькими путями (рис. 4): 1) непосредственной реакцией, изменение энтальпии которой DН1; 2) через ряд последовательных реакций, изменения энтальпий которых DН2, DН3, DН4, DН5 и 3) через другой ряд последовательных реакций с изменениями энтальпий DН6 и DН7.
Согласно закону Гесса, суммы изменений энтальпий для различных путей реакции должны быть равны, т. е.:
DН1 = DН2 + DН3 + DН4 + DН5 = DН6 + DН7.
Рис. 4. Различные пути превращения исходных веществ в продукты
Важнейшим практическим применением закона Гесса является возможность расчета неизвестных изменений энтальпий (тепловых эффектов) реакций по известным.
Пример 5. Рассчитайте изменение энтальпии реакции
4Fe(к) + 3О2(г) = 2Fe2О3(к)
при стандартных условиях, если известны стандартные энтальпии реакций:
2Fe(к) + О2(г) = 2FeО(к); 
(1)
4FeО(к) + О2(г) = 2Fe2О3(к); 
(2)
Решение. Из данных задачи мы должны найти изменение энтальпии в реакции образования оксида железа (III) из простых веществ. Для этого уравнения (1) и (2) следует написать так, чтобы после их суммирования получилось бы требуемое уравнение, поэтому сложим уравнения реакций (1) и (2), умножив уравнение (1) на 2, аналогично поступим и с изменениями энтальпий реакций:
4Fe(к) + 2О2(г) = 4FeО(к); 
+
4FeО(к) + О2(г) = 2Fe2О3(к); 
4Fe(к) + 3О2(г) = 2Fe2О3(к); 
Поскольку мы получили, что изменение энтальпии в этой реакции меньше 0, можно сделать вывод о том, что эта реакция термодинамически выгодна.
Другой важный вывод из закона Гесса состоит в том, что энтальпия разложения химического соединения равна, но противоположна по знаку энтальпии его образования из тех же веществ при тех же условиях.
В соответствии с законом Гесса, если уравнение реакции переписывается в противоположном направлении, то знак изменения энтальпии изменяется на противоположный. Например:
Znк + H2SO4,р-р = ZnSO4,р-р + H2,г; DН = –163,2 кДж.
H2,г + ZnSO4,р-р = H2SO4,р-р + Zn,к; DН = + 163,2 кДж.
Закон Гесса позволяет точно вычислять тепловые эффекты (изменения энтальпий) процессов, которые зачастую даже не имеется возможности практически осуществить.
Пример 6. Рассчитайте изменение энтальпии перехода графита в алмаз при стандартных условиях, если известны изменения энтальпий в реакциях:
С(графит) + О2(г) = СО2(г); DН°1 = –393,51 кДж; (1)
С(алмаз) + О2(г) = СО2(г); DН°2 = –395,34 кДж. (2)
Решение. Запишем уравнение перехода графита в алмаз:
С(графит) = С(алмаз); DН° –? (3)
Для нахождения изменения энтальпии в этом процессе необходимо так написать уравнения (1) и (2), чтобы после их суммирования получилось уравнение (3). Так как в первом и третьем уравнениях символ С(графит) находится перед знаком равенства, уравнение (1) оставим неизменным. В уравнении (3) символ С(алмаз) находится в правой части, поэтому уравнение (2) перепишем в противоположном направлении, не забыв изменить знак изменения энтальпии на противоположный. Сложим это уравнение с уравнением (1):
С(графит) + О2(г) = СО2(г); DН°1 = –393,51 кДж
+
СО2(г) = С(алмаз) + О2(г); – DН°2 = +395,34 кДж
С(графит) = С(алмаз); DН° = DН°1 – DН°2 = –393,51 + 395,34 = +1,83 (кДж)
Из полученного значения изменения энтальпии перехода видно, что превращение графита в алмаз сопровождается поглощением энергии, поэтому термодинамически невыгодно, противоположный же процесс протекает самопроизвольно при повышенных температурах.
Таким образом, закон Гесса позволяет складывать и вычитать уравнения и изменения энтальпий (тепловые эффекты) химических реакций, поэтому этот закон еще называют законом аддитивности[6] теплот реакций.
! При решении задач по закону Гесса не забывайте при сложении и вычитании уравнений реакций изменять знаки изменения энтальпий и умножать стехиометрические коэффициенты веществ и изменения энтальпий на такие числа, чтобы количества веществ в уравнениях были одинаковыми и формулы всех промежуточных веществ можно было бы сократить!
Из закона Гесса вытекают некоторые важные следствия:
1. Если совершаются две реакции, приводящие из различных начальных состояний к одинаковым конечным состояниям, то разница между их DН представляет собой DН перехода из одного начального состояния в другое.
Иллюстрацией применения для расчетов этого следствия является пример 6.
2. Стандартная энтальпия реакции равна разности между суммой стандартных энтальпий образования продуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ, умноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты:
DН°r,298 = SniDH°f,298(прод.) – SniDH°f,298(исх.).
Стандартная энтальпия образования DН°f,298[7] – изменение энтальпии химической реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ, взятых в наиболее устойчивой аллотропной модификации (или наиболее устойчивом агрегатном состоянии) при стандартных условиях.
Энтальпии образования простых веществ в устойчивых аллотропных модификациях и агрегатных состояниях при 298 К приняты равными 0 (как уровень земной поверхности при расчете потенциальной энергии тела или как уровень моря при расчете глубин и высот на земной поверхности). Так, для элемента углерода наиболее устойчивой природной модификацией является графит (см. пример 6), для фосфора – белый фосфор, для кислорода – дикислород, для хлора – газообразный хлор, для брома – жидкий бром и т. п.
Стандартные энтальпии образования веществ приводятся в справочниках (см. приложение).
Пример 7. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции горения пропана, используя стандартные энтальпии образования веществ.
Решение. Запишем уравнение реакции:
С3Н8(г) + 5О2(г) = 3СО2(г) + 4Н2О(г).
Выпишем из справочной таблицы значения стандартных энтальпий образования участвующих в реакции веществ:
| DH°f,298(С3Н8(г)) = –103,9 кДж/моль DH°f,298(О2(г)) = 0 | DH°f,298(СО2(г)) = –393,51 кДж/моль DH°f,298(Н2О(г)) = –241,84 кДж/моль |
По закону Гесса:
DН°r,298 = SniDH°f,298(прод.) – SniDH°f,298(исх.);
DН°r,298 = [n(СО2(г)) × DH°f,298(СО2(г)) + n(Н2О(г)) × DH°f,298(Н2О(г))] –
– [n(С3Н8(г)) × DH°f,298(С3Н8(г)) + n(О2(г)) × DH°f,298(О2(г))];
DН°r,298 = [3 моль × (–393,51 кДж/моль) + 4 моль × (–241,84 кДж/моль)] –
– [1 моль × (–103,9 кДж/моль) + 5 моль × 0] =
= –1180,53 кДж – 967,36 кДж + 103,9 кДж = –2043,99 кДж.
? Самостоятельно сделайте вывод о выгодности этой реакции.
3. Стандартная энтальпия реакции равна разности между суммой стандартных энтальпий сгорания исходных веществ и суммой стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции, умноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты:
DН°r,298 = SniDH°c,298(исх,) – SniDH°c,298(прод.).
Стандартная энтальпия сгорания DН ° с,298 [8] – изменение энтальпии реакции полного сгорания в атмосфере кислорода 1 моль вещества при стандартных условиях.
Пример 8. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции:
СН4(г) + СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г),
используя стандартные энтальпии сгорания веществ:
| DH°с,298(СН4(г)) = –802,32 кДж/моль DH°с,298(СО2(г)) = 0 | DH°с,298(СО(г)) = –283,0 кДж/моль DH°f,298(Н2(г)) = –241,84 кДж/моль |
? Подумайте, почему энтальпия сгорания углекислого газа равна 0, а энтальпия сгорания водорода равна энтальпии образования газообразной воды.
Решение. По закону Гесса:
DН°r,298 = SniDH°c,298(исх.) – SniDH°c,298(прод.).
DН°r,298 = [n(СН4(г)) × DH°с,298(СН4(г)) + n(СО2(г)) × DH°с,298(СО2(г))] –
– [n(СО(г)) × DH°с,298(СО(г)) + n(Н2(г)) × DH°с,298(Н2(г))];
DН°r,298 = [1 моль × (–802,32 кДж/моль) + 1 моль × 0] –
– [2 моль × (–283,0 кДж/моль) + 2 моль × (–241,84 кДж/моль)] =
= –802,32 кДж + 566,0 кДж + 483,68 кДж = +247,36 кДж.
? Самостоятельно сделайте вывод о выгодности этой реакции.
Date: 2015-10-18; view: 922; Нарушение авторских прав; Помощь в написании работы --> СЮДА... |