Расчеты теплового эффекта реакции. Теплота реакции и термохимические расчёты

23.09.2019

Теплоты образования веществ в указанных фазовых состояниях приведены в табл. 1.2.

Таблица 1.2

Теплоты образования веществ

Р е ш е н и е

Так как реакция проходит при P = const, то стандартный тепловой эффект находим в виде изменения энтальпии по известным теплотам образования по следствию из закона Гесса (формула (1.17):

ΔН о 298 = { 2 · (–241,81) + 3·0} – {–74,85 + 2 · (–110,53)} = –187,71 кДж = = –187710 Дж.

ΔН о 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.

Изменение внутренней энергии находим на основании уравнения (1.16):

ΔU о 298 = ΔH о 298 – Δ ν · RT .

Для данной реакции изменений числа молей газообразных веществ за счет прохождения химической реакции Δν = 2 – (1 + 2) = –1; Т = 298 К, тогда

Δ U о 298 = –187710 – (–1) · 8,314· 298 = –185232 Дж.

Расчет стандартнвх тепловых эффектов химических реакций по стандартным теплотам сгорания веществ, участвующих в реакции

Стандартной теплотой сгорания (энтальпией сгорания) вещества называется тепловой эффект полного окисления 1 моля данного вещества (до высших оксидов или специально указываемых соединений) кислородом при условии, что исходные и конечные вещества имеют стандартную температуру. Стандартные энтальпии сгорания веществ
(кДж/моль) приводятся в справочниках. При использовании справочной величины необходимо обратить внимание на знак величины энтальпии реакции сгорания, которая всегда является экзотермической (Δ H <0), а в таблицах указаны величины
.Энтальпии сгорания высших оксидов (например, воды и диоксида углерода) равны 0.

Следствие из закона Гесса о расчете тепловых эффектов химических реакций по теплотам сгорания : стандартный тепловой эффект химической реакции равен разности теплот сгорания исходных веществ и теплот сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов (количества молей) реагентов:

C 2 H 4 + H 2 O = С 2 Н 5 ОН.

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.

Подобно тому, как одной из физических характеристик человека является физическая сила, важнейшей характеристикой любой химической связи является сила связи, т.е. её энергия.

Напомним, что энергия химической связи – эта та энергия, которая выделяется при образовании химической связи или та энергия, которую нужно истратить, чтобы эту связь разрушить.

Химическая реакция в общем случае – это превращение одних веществ в другие. Следовательно, в ходе химической реакции происходит разрыв одних связей и образование других, т.е. превращения энергии.

Фундаментальный закон физики гласит, что энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а лишь переходит из одного вида в другой. В силу своей универсальности данный принцип, очевидно, применим и к химической реакции.

Тепловым эффектом химической реакции называется количество теплоты,

выделившееся (или поглотившееся) в ходе реакции и относимое к 1 моль прореагировавшего (или образовавшегося) вещества.

Тепловой эффект обозначается буквой Q и, как правило, измеряется в кДж/моль или в ккал/моль.

Если реакция происходит с выделением тепла (Q > 0), она называется экзотермической, а если с поглощением тепла (Q < 0) – эндотермической.

Если схематично изобразить энергетический профиль реакции, то для эндотермических реакций продукты находятся выше по энергии, чем реагенты, а для экзотермических – наоборот, продукты реакции располагаются ниже по энергии (более стабильны), чем реагенты.

Ясно, что чем больше вещества прореагирует, тем большее количество энергии выделится (или поглотится), т.е. тепловой эффект прямо пропорционален количеству вещества. Поэтому отнесение теплового эффекта к 1 моль вещества обусловлено нашим стремлением сравнивать между собой тепловые эффекты различных реакций.

Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Пример 1 . При восстановлении 8,0 г оксида меди(II) водородом образовалась металлическая медь и пары воды и выделилось 7,9 кДж теплоты. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида меди(II).

Решение . Уравнение реакции CuO (тв.) + H2 (г.) = Cu (тв.) + H2 O (г.) +Q (*)

Составим пропорцию при восстановлении 0,1 моль – выделяется 7,9 кДж при восстановлении 1 моль – выделяется x кДж

Откуда x = + 79 кДж/моль. Уравнение (*) принимает вид

CuO (тв.) + H2 (г.) = Cu (тв.) + H2 O (г.) +79 кДж

Термохимическое уравнение – это уравнение химической реакции, в котором указаны агрегатное состояние компонентов реакционной смеси (реагентов и продуктов) и тепловой эффект реакции.

Так, чтобы расплавить лед или испарить воду, требуется затратить определенные количества теплоты, тогда как при замерзании жидкой воды или конденсации водяного пара такие же количества теплоты выделяются. Именно поэтому нам холодно, когда мы выходим из воды (испарение воды с поверхности тела требует затрат энергии), а потоотделение является биологическим защитным механизмом от перегрева организма. Напротив, морозильник замораживает воду и нагревает окружающее помещение, отдавая ему избыточное тепло.

На данном примере показаны тепловые эффекты изменения агрегатного состояния воды. Теплота плавления (при 0o C) λ = 3,34×105 Дж/кг (физика), или Qпл. = - 6,02 кДж/моль (химия), теплота испарения (парообразования) (при 100o C) q = 2,26×106 Дж/кг (физика) или Qисп. = - 40,68 кДж/моль (химия).

плавление



		испарение
		испарение

обр ,298.

Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Разумеется, возможны процессы сублимации, когда твердое вещество

переходит в газовую фазу, минуя жидкое состояние и обратные процессы осаждения (кристаллизации) из газовой фазы, для них также возможно рассчитать или измерить тепловой эффект.

Ясно, что в каждом веществе есть химические связи, следовательно, каждое вещество обладает некоторым запасом энергии. Однако далеко не все вещества можно превратить друг в друга одной химической реакцией. Поэтому договорились о введении стандартного состояния.

Стандартное состояние вещества – это агрегатное состояние вещества при температуре 298 К, давлении 1 атмосфера в наиболее устойчивой в этих условиях аллотропной модицикации.

Стандартные условия – это температура 298 К и давление 1 атмосфера. Стандартные условия (стандартное состояние) обозначается индексом0 .

Стандартной теплотой образования соединения называется тепловой эффект химической реакции образования данного соединения из простых веществ, взятых в их стандартном состоянии. Теплота образования соединения обозначается символом Q 0 Для множества соединений стандартные теплоты образования приведены в справочниках физикохимических величин.

Стандартные теплоты образования простых веществ равны 0. Например, Q0 обр,298 (O2 , газ) = 0, Q0 обр,298 (C, тв., графит) = 0.

Например . Запишите термохимическое уравнение образования сульфата меди(II). Из справочника Q0 обр,298 (CuSO4 ) = 770 кДж/моль.

Cu (тв.) + S (тв.) + 2O2 (г.) = CuSO4 (тв.) + 770 кДж.

Замечание : термохимическое уравнение можно записать для любого вещества, однако надо понимать, что в настоящей жизни реакция происходит совершенно по-другому: из перечисленных реагентов образуются при нагревании оксиды меди(II) и серы(IV), но сульфат меди(II) не образуется. Важный вывод: термохимическое уравнение – модель, которая позволяет производить расчеты, она хорошо согласуется с другими термохимическими данными, но не выдерживает проверки практикой (т.е. неспособна правильно предсказать возможность или невозможность реакции).

(B j ) - ∑ a i × Q обр 0 ,298 i

Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции

Уточнение . Для того, чтобы не вводить Вас в заблуждение, сразу добавлю, что химическая термодинамикаможет предсказывать возможность / невозможность реакции , однако для этого требуются более серьезные «инструменты», которые выходят за рамки школьного курса химии. Термохимическое уравнение по сравнению с этими приемами – первая ступенька на фоне пирамиды Хеопса – без него не обойтись, но высоко не подняться.

Пример 2 . Вычислите тепловой эффект конденсации воды массой 5,8г.Решение . Процесс конденсации описывается термохимическим уравнением H2 O (г.) = H2 O (ж.) + Q – конденсация обычно экзотермический процесс Теплота конденсации воды при 25o C 37 кДж/моль (справочник).

Следовательно, Q = 37 × 0,32 = 11,84 кДж.

В 19 веке русским химиком Гессом, изучавшим тепловые эффекты реакций, был экспериментально установлен закон сохранения энергии применительно к химическим реакциям – закон Гесса .

Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса и определяется только разностью конечного и начального состояний.

С точки зрения химии и математики данный закон означает, что мы вольны для расчета процесса выбрать любую «траекторию расчета», ведь результат от нее не зависит. По этой причине очень важный закон Гесса имеет невероятно важное следствие закона Гесса .

Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов).

С точки зрения здравого смысла данное следствие соответствует процессу, в котором сначала все реагенты превратились в простые вещества, которые затем собрались по-новому, так что получились продукты реакции.

В форме уравнения следствие закона Гесса выглядит так Уравнение реакции: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b

При этом a i иb j – стехиометрические коэффициенты,A i – реагенты,B j – продукты реакции.

Тогда следствие закона Гесса имеет вид Q = ∑ b j × Q обр 0 ,298

k Bk + Q

(A i )

Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Поскольку стандартные теплоты образования многих веществ

а) сведены в специальные таблицы или б) могут быть определены экспериментально, то становится возможным предсказать (рассчитать) тепловой эффект очень большого количества реакций с достаточно высокой точностью.

Пример 3 . (Следствие закона Гесса). Рассчитайте тепловой эффект паровой конверсии метана, происходящей в газовой фазе при стандартных условиях:

CH4 (г.) + H2 O (г.) = CO (г.) + 3 H2 (г.)

Определите, является ли данная реакция экзотермической или эндотермической?

Решение: Следствие закона Гесса

Q = 3 Q0		Г ) +Q 0		(CO ,г ) −Q 0	Г ) −Q 0	O , г ) - в общем виде.
	обр ,298		обр ,298	обр ,298	обр ,298
Q обр0	298 (H 2 ,г ) = 0		Простое вещество в стандартном состоянии

Из справочника находим теплоты образования остальных компонентов смеси.

	O ,г ) = 241,8		(СO ,г ) = 110,5		Г ) = 74,6

обр ,298		обр ,298		обр ,298

Подставляем значения в уравнение

Q = 0 + 110,5 – 74,6 – 241,8 = -205,9 кДж/моль, реакция сильно эндотермична.

Ответ: Q = -205,9 кДж/моль, эндотермическая

Пример 4. (Применение закона Гесса). Известны теплоты реакций

C (тв.) + ½ O (г.)= CO (г.) + 110,5 кДж

С (тв.) + O2 (г.) = CO2 (г.) + 393,5 кДж Найти тепловой эффект реакции 2CO (г.) + O2 (г.) = 2CO2 (г.).Решение Умножим первое и второе уравнение на 2

2C (тв.) + O2 (г.)= 2CO (г.) + 221 кДж 2С (тв.) + 2O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 787 кДж

Вычтем из второго уравнения первое

O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 787 кДж – 2CO (г.) – 221 кДж,

2CO (г.) + O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 566 кДж Ответ: 566 кДж/моль.

Замечание: При изучении термохимии мы рассматриваем химическую реакцию извне (снаружи). Напротив, химическая термодинамика – наука о поведении химических систем – рассматривает систему изнутри и оперирует понятием «энтальпии»H как тепловой энергии системы. Энтальпия, таким

Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции образом, имеет тот же смысл, что и количество теплоты, но имеет противоположный знак: если энергия выделяется из системы, окружающая среда её получает и греется, а система энергию теряет.

Литература :

1. учебник, В.В. Еремин, Н.Е. Кузьменко и др., Химия 9 класс, параграф 19,

2. Учебно-методическое пособие «Основы общей химии» Часть 1.

Составители – С.Г. Барам, И.Н. Миронова. – взять с собой! на следующее семинарское занятие

3. А.В. Мануйлов. Основы химии. http://hemi.nsu.ru/index.htm

§9.1 Тепловой эффект химической реакции. Основные законы термохимии.

§9.2** Термохимия (продолжение). Теплота образования вещества из элементов.

Стандартная энтальпия образования.

Внимание!

Мы переходим к решению расчетных задач, поэтому на семинары по химии отныне и впредь желателен калькулятор.

В результате изучения данной темы вы узнаете:

Чем обычные уравнения химических реакций отличаются от их термохимических уравнений.
От каких факторов зависит скорость химических реакций.
Чем истинное (химическое) равновесие отличается от кажущегося равновесия.
В какую сторону смещается равновесие при изменении внешних условий.
В чем состоит механизм гомогенного и гетерогенного катализа.
Что такое ингибиторы и промоторы.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

Рассчитывать тепловые эффекты химических реакций с использованием величин энтальпий образования веществ.
Проводить расчеты с использованием математического выражения принципа Вант-Гоффа.
Определять направление смещения химического равновесия при изменении температуры и давления.

Учебные вопросы:

6.1. Энергетика химических процессов

6.1.1. Внутренняя энергия и энтальпия

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии:

Q = Δ U + A.

Это равенство означает, что если к системе подводится теплота Q, то она расходуется на изменение внутренней энергии Δ U и на совершение работы А.

Внутренняя энергия системы – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию движения электронов в атомах, энергию взаимодействия ядер с электронами, ядер с ядрами и т.д., т.е. все виды энергии, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом.

Работа, совершаемая системой при переходе из состояния 1, характеризуемого объемом V 1 , в состояние 2 (объем V 2) при постоянном давлении (работа расширения), равна:

А = р(V 2 - V 1).

При постоянном давлении (р=const) с учетом выражения для работы расширения закон сохранения энергии запишется следующим образом:

Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).

Сумма внутренней энергии системы и произведения ее объема на давление называется энтальпией Н:

Поскольку точное значение внутренней энергии системы неизвестно, абсолютные величины энтальпий также не могут быть получены. Научное значение имеют и практическое применение находят изменения энтальпий Δ Н.

Внутренняя энергия U и энтальпия Н представляют собой функции состояния системы. Функциями состояния являются такие характеристики системы, изменения которых определяются лишь конечным и начальным состоянием системы, т.е. не зависят от пути процесса.

6.1.2. Экзо- и эндотермические процессы

Протекание химических реакций сопровождается поглощением или выделением теплоты. Экзотермической называют реакцию, протекающую с выделением теплоты в окружающую среду, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Многие процессы в промышленности и в лабораторной практике протекают при постоянных давлении и температуре (Т=const, р=const). Энергетической характеристикой этих процессов является изменение энтальпии:

Q P = -Δ Н.

Для процессов, протекающих при постоянных объеме и температуре (Т=const, V=const) Q V =-Δ U.

Для экзотермических реакций Δ Н < 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н > 0. Например,

N 2(г) + ЅO 2(г) = N 2 O (г) ; ΔН 298 = +82кДж,

CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O (г) ; ΔН 298 = -802кДж.

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается тепловой эффект реакции (величина DН процесса), а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S (ромб) , S (монокл) , С (графит) , С (алмаз) и т.д.

6.1.3. Термохимия; закон Гесса

Энергетические явления, сопровождающие физические и химические процессы изучает термохимия . Основным законом термохимии является закон, сформулированный русским ученым Г.И. Гессом в 1840 году.

Закон Гесса: изменение энтальпии процесса зависит от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

При рассмотрении термохимических эффектов часто вместо понятия «изменение энтальпии процесса» используют выражение «энтальпия процесса», подразумевая под этим понятием величину Δ Н. Неправильно использовать при формулировке закона Гесса понятие «тепловой эффект процесса», поскольку величина Q в общем случае не является функцией состояния. Как выше было указано, только при постоянном давлении Q P =-Δ Н (при постоянном объеме Q V =-Δ U).

Так, образование PCl 5 можно рассматривать как результат взаимодействия простых веществ:

P (к, белый) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к) ; Δ Н 1 ,

или как результат процесса, протекающего в несколько стадий:

P (к, белый) + 3/2Cl 2(г) = PCl 3(г) ; Δ Н 2 ,

PCl 3(г) + Cl 2(г) = PCl 5(к) ; Δ Н 3 ,

или суммарно:

P (к, белый) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к) ; Δ Н 1 = Δ Н 2 + Δ Н 3 .

6.1.4. Энтальпии образования веществ

Энтальпией образования называется энтальпия процесса образования вещества в данном агрегатном состоянии из простых веществ, находящихся в устойчивых модификациях. Энтальпией образования сульфата натрия, например, является энтальпия реакции:

2Na (к) + S (ромб) +2O 2(г) = Na 2 SO 4(к) .

Энтальпия образования простых веществ равна нулю.

Поскольку тепловой эффект реакции зависит от состояния веществ, температуры и давления, то при проведении термохимических расчетов условились использовать стандартные энтальпии образования – энтальпии образования веществ, находящихся при данной температуре в стандартном состоянии . В качестве стандартного состояния для веществ, находящихся в конденсированном состоянии принято реальное состояние вещества при данной температуре и давлении 101,325 кПа (1 атм). В справочниках обычно приводятся стандартные энтальпии образования веществ при температуре 25 o С (298К), отнесенные к 1 моль вещества (Δ Н f o 298). Стандартные энтальпии образования некоторых веществ при Т=298К приведены в табл. 6.1.

Таблица 6.1.

Стандартные энтальпии образования (Δ Н f o 298) некоторых веществ

Вещество	Δ Н f o 298 , кДж/моль	Вещество	Δ Н f o 298 , кДж/моль

Стандартные энтальпии образования большинства сложных веществ являются отрицательными величинами. Для небольшого числа неустойчивых веществ Δ Н f o 298 > 0. К числу таких веществ, в частности, относятся оксид азота(II) и оксид азота(IV), табл.6.1.

6.1.5. Расчет тепловых эффектов химических реакций

Для расчета энтальпий процессов используется следствие из закона Гесса: энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов .

Рассчитаем энтальпию разложения карбоната кальция. Процесс описывается следующим уравнением:

СаСО 3(к) = CaO (к) + CO 2(г) .

Энтальпия этой реакции будет равна сумме энтальпий образования оксида кальция и углекислого газа за вычетом энтальпии образования карбоната кальция:

Δ Н o 298 = Δ Н f o 298 (СаО (к)) + Δ Н f o 298 (СО 2(г)) - Δ Н f o 298 (СаСО 3(к)).

Используя данные табл.6.1. получаем:

Δ Н o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 кДж.

Из полученных данных следует, что рассматриваемая реакция является эндотермической, т.е. протекает с поглощением тепла.

CaO (к) + CO 2(к) = СаСО 3(к)

Сопровождается выделением теплоты. Ее энтальпия окажется равной

Δ Н o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 кДж.

6.2. Скорость химических реакций

6.2.1. Понятие скорости реакции

Раздел химии, в котором рассматриваются скорость и механизмы химических реакций называется химической кинетикой . Одним из ключевых понятий в химической кинетике является скорость химической реакции.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Рассмотрим следующий процесс:

Пусть в какой–то момент времени t 1 концентрация вещества А равна величине с 1 , а в момент t 2 – величине с 2 . За промежуток времени от t 1 до t 2 , изменение концентрации составит Δ с = с 2 – с 1 . Средняя скорость реакции равна:

Знак минус ставится потому, что по мере протекания реакции (Δ t> 0) концентрация вещества уменьшается (Δ с< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий протекания реакций: концентрации, температуры, присутствия катализатора, давления (для газовых реакций) и некоторых других факторов. В частности, при увеличении площади соприкосновения веществ скорость реакции увеличивается. Скорость реакции также возрастает при увеличении скорости перемешивания реагирующих веществ.

Численное значение скорости реакции зависит также от того, по какому компоненту рассчитывается скорость реакции. Так, например, скорость процесса

Н 2 + I 2 = 2HI,

рассчитанная по изменению концентрации HI в два раза больше скорости реакции, вычисленной по изменению концентрации реагентов Н 2 или I 2 .

6.2.2. Зависимость скорости реакции от концентрации; порядок и молекулярность реакции

Основной закон химической кинетики – закон действующих масс –устанавливает зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ . Для реакции, записанной в общем виде как

аA + bB = cC + dD,

зависимость скорости реакции от концентрации имеет вид:

v = k [A] α [B] β .

В данном кинетическом уравнении k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости ; [A] и [B] – концентрации веществ А и В. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций. Коэффициенты α и β находят из экспериментальных данных.

Сумма показателей степеней в кинетических уравнениях называется общим порядком реакции. Различают также частный порядок реакции по одному из компонентов. Например, для реакции

Н 2 + С1 2 = 2 НС1

Кинетическое уравнение выглядит так:

v = k 1/2 ,

т.е. общий порядок равен 1,5 а порядки реакции по компонентам Н 2 и С1 2 равны соответственно 1 и 0,5.

Молекулярность реакции определяется числом частиц, одновременным соударением которых осуществляется элементарный акт химического взаимодействия. Элементарный акт (элементарная стадия) – единичный акт взаимодействия или превращения частиц (молекул, ионов, радикалов) в другие частицы. Для элементарных реакций молекулярность и порядок реакции совпадают. Если процесс многостадиен и поэтому запись уравнения реакции не раскрывает механизма процесса, порядок реакции не совпадает с ее молекулярностью.

Химические реакции подразделяют на простые (одностадийные) и сложные, протекающие в несколько стадий.

Мономолекулярная реакция – это реакция, в которой элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы. Например:

СН 3 СНО (г) = СН 4(г) + СО (г) .

Бимолекулярная реакция – реакция, элементарный акт в которой осуществляется при столкновении двух частиц. Например:

H 2(г) + I 2(г) = 2 HI (г) .

Тримолекулярная реакция – простая реакция, элементарный акт которой осуществляется при одновременном столкновении трех молекул. Например:

2NO (г) + O 2(г) = 2 NO 2(г) .

Установлено, что одновременное столкновение более чем трех молекул, приводящее к образованию продуктов реакции, практически невозможно.

Закон действующих масс не распространяется на реакции, протекающие с участием твердых веществ, поскольку их концентрации постоянны и они реагируют лишь на поверхности. Скорость таких реакций зависит от величины поверхности соприкосновения между реагирующими веществами.

6.2.3. Зависимость скорости реакции от температуры

Скорость химических реакций при повышении температуры возрастает. Это увеличение вызвано возрастанием кинетической энергии молекул. В 1884 году голландский химик Вант-Гофф сформулировал правило: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химических реакций увеличивается в 2-4 раза.

Правило Вант-Гоффа записывается в виде:

где V t 1 и V t 2 - скорости реакции при температурах t 1 и t 2 ; γ - температурный коэффициент скорости, равный 2 - 4.

Правило Вант-Гоффа используется для приближенной оценки влияния температуры на скорость реакции. Более точное уравнение, описывающее зависимость константы скорости реакции от температуры, предложил в 1889 году шведский ученый С. Аррениус:

В уравнении Аррениуса А – константа, Е – энергия активации (Дж/моль); Т – температура, К.

Согласно Аррениусу не все столкновения молекул приводят к химическим превращениям. Лишь молекулы, обладающие некоторой избыточной энергией способны прореагировать. Эта избыточная энергия, которой должны обладать сталкивающиеся частицы, чтобы между ними произошла реакция, называется энергией активации .

6.3. Понятие о катализе и катализаторах

Катализатором называется вещество, изменяющее скорость химической реакции, но остающееся химически неизменным по окончании реакции.

Одни катализаторы ускоряют реакцию, другие, называемые ингибиторами , замедляют ее протекание. Например, добавление в качестве катализатора небольшого количества МnO 2 к пероксиду водорода Н2О2 вызывает бурное разложение:

2 Н 2 O 2 –(MnO 2) 2 Н 2 O + O 2 .

В присутствии небольших количеств серной кислоты наблюдается уменьшение скорости разложения Н 2 О 2 . В этой реакции серная кислота выступает в роли ингибитора.

В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества или образует самостоятельную фазу, различают гомогенный и гетерогенный катализ .

Гомогенный катализ

В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, например, газообразной. Механизм действия катализатора основан на том, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений.

Рассмотрим механизм действия катализатора. В отсутствие катализатора реакция

Протекает очень медленно. Катализатор образует с исходными веществами (например, с веществом В) реакционноспособный промежуточный продукт:

который энергично реагирует с другим исходным веществом с образованием конечного продукта реакции:

ВК + А = АВ + К.

Гомогенный катализ имеет место, например, в процессе окисления оксида серы(IV) в оксид серы(VI), который происходит в присутствии оксидов азота.

Гомогенная реакция

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

в отсутствии катализатора идет очень медленно. Но при введении катализатора (NO) происходит образование промежуточного соединения (NO2):

O 2 + 2 NO = 2 NO 2 ,

которое легко окисляет SO 2:

NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.

Энергия активации последнего процесса очень мала, поэтому реакция протекает с высокой скоростью. Таким образом, действие катализаторов сводится к уменьшению энергии активации реакции.

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в различных фазах. Катализатор обычно находится в твердом, а реагирующие вещества в жидком или газообразном состояниях. При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно связано с каталитическим действием поверхности катализатора.

Катализаторы отличаются избирательностью (селективностью) действия. Так, например, в присутствии катализатора оксида алюминия Al 2 O 3 при 300 o С из этилового спирта получают воду и этилен:

С 2 Н 5 OН –(Al 2 O 3) С 2 Н 4 + Н 2 O.

При той же температуре, но в присутствии в качестве катализатора меди Cu, происходит дегидрирование этилового спирта:

С 2 Н 5 OН –(Cu) СН 3 СНО + Н 2 .

Небольшие количества некоторых веществ снижают или даже полностью уничтожают активность катализаторов (отравление катализаторов). Такие вещества называются каталитическими ядами . Например, кислород вызывает обратимое отравление железного катализатора при синтезе NH 3 . Восстановить активность катализатора можно путем пропускания очищенной от кислорода свежей смеси азота и водорода. Сера вызывает необратимое отравление катализатора при синтезе NH 3 . Его активность пропусканием свежей смеси N 2 +Н 2 восстановить уже не удается.

Вещества, усиливающие действие катализаторов реакции, называются промоторами , или активаторами (промотирование платиновых катализаторов, например, производится путем добавок железа или алюминия).

Более сложен механизм гетерогенного катализа. Для его объяснения используется адсорбционная теория катализа. Поверхность катализатора неоднородна, поэтому на ней имеются так называемые активные центры. На активных центрах происходит адсорбция реагирующих веществ. Последний процесс вызывает сближение реагирующих молекул и повышение их химической активности, так как у адсорбированных молекул ослабляется связь между атомами, увеличивается расстояние между атомами.

С другой стороны, считают, что ускоряющее действие катализатора в гетерогенном катализе связано с тем, что реагирующие вещества образуют промежуточные соединения (как и в случае гомогенного катализа), что приводит к снижению энергии активации.

6.4. Химическое равновесие

Необратимые и обратимые реакции

Реакции, протекающие только в одном направлении и завершающиеся полным превращением исходных веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Необратимыми, т.е. протекающими до конца, являются реакции в которых

Химические реакции, которые могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми. Типичными обратимыми реакциями является реакции синтеза аммиака и окисления оксида серы(IV) в оксид серы(VI):

N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны.

В обратимых реакциях скорость прямой реакции в начальный момент времени имеет максимальное значение, которое убывает по мере уменьшения концентрации исходных реагентов. Напротив, обратная реакция вначале имеет минимальную скорость, возрастающую по мере увеличения концентрации продуктов. В результате, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равны между собой и в системе устанавливается химическое равновесие.

Химическое равновесие

Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Химическое равновесие называется также истинным равновесием. Помимо равенства скоростей прямой и обратной реакций, истинное (химическое) равновесие характеризуется следующими признаками:

неизменность состояния системы вызвана протеканием прямой и обратной реакции, то есть равновесное состояние является динамическим;

состояние системы остается неизменным во времени, если на систему не оказывается внешнее воздействие;

любое внешнее воздействие вызывает смещение равновесия системы; однако, если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние;

состояние системы одинаково независимо от того, с какой стороны система подходит к равновесию – со стороны исходных веществ или со стороны продуктов реакции.

От истинного следует отличать кажущееся равновесие . Так, например, смесь кислорода и водорода в закрытом сосуде при комнатной температуре может сохраняться сколь угодно долго. Однако инициирование реакции (электрический разряд, ультрафиолетовое облучение, повышение температуры) вызывает необратимое протекание реакции образования воды.

6.5. Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шатель е (Франция, 1884 год): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону ослабления этого воздействия.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции синтеза аммиака:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ; Δ H = -91,8 кДж.

Влияние концентрации на химическое равновесие.

В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Увеличение же концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ.

В рассмотренном выше процессе синтеза аммиака введение в равновесную систему дополнительных количеств N 2 или H 2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NH3. Увеличение концентрации аммиака смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую так и обратную реакции, поэтому введение катализатора не влияет на химическое равновесие.

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше величина Δ H реакции, тем значительнее влияние температуры.

В рассматриваемой реакции синтеза аммиака повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Изменение давления оказывает влияние на химическое равновесие с участием газообразных веществ. Согласно принципу Ле Шателье, повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, протекающей с уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону. Реакции синтеза аммиака протекает с уменьшением объема системы (в левой части уравнения находится четыре объема, в правой – два). Поэтому повышение давления смещает равновесие в сторону образования аммиака. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны (реакция протекает без изменения объема газообразных веществ), то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

Задание 81.
Вычислите количество теплоты, которое выделится при восстановлении Fe 2 O 3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ: 2543,1 кДж.
Решение:
Уравнение реакции:

= (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) = -1669,8 -(-822,1) = -847,7 кДж

Вычисление количества теплоты, которое выделяется при получении 335,1 г железа, про-изводим из пропорции:

(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : х; х = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 кДж,

где 55,85 атомная масс железа.

Ответ: 2543,1 кДж.

Тепловой эффект реакции

Задание 82.
Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при взаимодействии этилена С 2 Н 4 (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Ответ: -45,76 кДж.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

С 2 Н 4 (г) + Н 2 О (г) = С2Н 5 ОН (г) ; = ?

Значения стандартных теплот образования веществ приведены в специальных таблицах. Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю. Рассчитаем тепловой эффект реакции, используя следствие из закона Гесса, получим:

= (С 2 Н 5 ОН) – [ (С 2 Н 4) + (Н 2 О)] =
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 кДж

Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также числовое значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q p равные изменению энтальпии системы . Значение приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой c запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния вещества: г - газообразное, ж - жидкое, к

Если в результате реакции выделяется теплота, то < О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

С 2 Н 4 (г) + Н 2 О (г) = С 2 Н 5 ОН (г) ; = - 45,76 кДж.

Ответ: - 45,76 кДж.

Задание 83.
Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

а) ЕеО (к) + СО (г) = Fe (к) + СO 2 (г); = -13,18 кДж;
б) СO (г) + 1/2O 2 (г) = СO 2 (г) ; = -283,0 кДж;
в) Н 2 (г) + 1/2O 2 (г) = Н 2 O (г) ; = -241,83 кДж.
Ответ: +27,99 кДж.

Решение:
Уравнение реакции восстановления оксида железа (II) водородом имеет вид:

ЕеО (к) + Н 2 (г) = Fe (к) + Н 2 О (г) ; = ?

= (Н2О) – [ (FeO)

Теплота образования воды определяется уравнением

Н 2 (г) + 1/2O 2 (г) = Н 2 O (г) ; = -241,83 кДж,

а теплоту образования оксида железа (II) можно вычислить, если из уравнения (б) вычесть уравнение (а).

=(в) - (б) - (а) = -241,83 – [-283,o – (-13,18)] = +27,99 кДж.

Ответ: +27,99 кДж.

Задание 84.
При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS 2 (г) . Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислите ее тепловой эффект. Ответ: +65,43 кДж.
Решение:
г - газообразное, ж - жидкое, к -- кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно, например, О 2 , Н 2 и др.
Уравнение реакции имеет вид:

2H 2 S (г) + CO 2 (г) = 2Н 2 О (г) + СS 2 (г); = ?

Значения стандартных теплот образования веществ приведены в специальных таблицах. Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю. Тепловой эффект реакции можно вычислить, используя следствии е из закона Гесса:

= (Н 2 О) +(СS 2) – [(Н 2 S) + (СO 2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 кДж.

2H 2 S (г) + CO 2 (г) = 2Н 2 О (г) + СS 2 (г) ; = +65,43 кДж.

Ответ: +65,43 кДж.

Tермохимическое уравнение реакции

Задание 85.
Напишите термохимическое уравнение реакции между СО (г) и водородом, в результате которой образуются СН 4 (г) и Н 2 О (г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.
Решение:
Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также числовое значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q p равные изменению энтальпии системы. Значение приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой c запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния вещества: г - газообразное, ж - кое, к - кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно, например, О 2 , Н 2 и др.
Уравнение реакции имеет вид:

СО (г) + 3Н 2 (г) = СН 4 (г) + Н 2 О (г) ; = ?

= (Н 2 О) + (СН 4) – (СO)];
= (-241,83) + (-74,84) – (-110,52) = -206,16 кДж.

Термохимическое уравнение будет иметь вид:

22,4 : -206,16 = 67,2 : х; х = 67,2 (-206,16)/22?4 = -618,48 кДж; Q = 618,48 кДж.

Ответ: 618,48 кДж.

Теплота образования

Задание 86.
Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования. Вычислите теплоту образования NO, исходя из следующих термохимических уравнений:
а) 4NH 3 (г) + 5О 2 (г) = 4NO (г) + 6Н 2 O (ж) ; = -1168,80 кДж;
б) 4NH 3 (г) + 3О 2 (г) = 2N 2 (г) + 6Н 2 O (ж); = -1530,28 кДж
Ответ: 90,37 кДж.
Решение:
Стандартная теплота образования равна теплоте реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных условиях (Т = 298 К; р = 1,0325 . 105 Па). Образование NO из простых веществ можно представить так:

1/2N 2 + 1/2O 2 = NO

Дана реакция (а), в которой образуется 4 моль NO и дана реакция (б), в которой образуется 2 моль N2. В обеих реакциях участвует кислород. Следовательно, для определения стандартной теплоты образования NO составим следующий цикл Гесса, т. е. нужно вы-честь уравнение (а) из уравнения (б):

Таким образом, 1/2N 2 + 1/2O 2 = NO; = +90,37 кДж.

Ответ: 618,48 кДж.

Задание 87.
Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлороводорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78,97 кДж.
Решение:
Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также числовое значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q p равные изменению энтальпии системы. Значение приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой c запятой. Приняты следующие кое, к -- кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно, например, О 2 , Н 2 и др.
Уравнение реакции имеет вид:

NH 3 (г) + НCl (г) = NH 4 Cl (к). ; = ?

= (NH4Cl) – [(NH 3) + (HCl)];
= -315,39 – [-46,19 + (-92,31) = -176,85 кДж.

Термохимическое уравнение будет иметь вид:

Теплоту, выделившуюся при реакции 10 л аммиака по этой реакции, определим из про-порции:

22,4 : -176,85 = 10 : х; х = 10 (-176,85)/22,4 = -78,97 кДж; Q = 78,97 кДж.

Ответ: 78,97 кДж.