Стандартная энтальпия образования вещества, ΔН°298(АВ) – это эн­тальпия реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ в стандартных ус­ло­виях

Значения ΔН°298 приводятся в таблицах. Для простых веществ (Н₂, О₂, С и т.д.) значения ΔН°298 приняты равными нулю.

Например, ΔН°298 (Н₂О) = -286 кДж/моль означает, что при образовании 1 моль воды в стандартных условиях по реакции Н₂ (Г) + ½ О₂ (Г) Н₂О(Ж) выде­ляется 286 кДж тепла.

Таким образом, для химии практическая ценность первого начала тер­моди­намики заключается в том, что она позволяет рассчитывать тепловые эффекты ре­акций.

2.3 Закон Гесса и следствия из него

Исторически сложилось так, что энтальпию реакции научились рассчи­ты­вать ещё до того, как было сформулировано первое начало термодина­мики. Для этого использовали закон Гесса (1840) и его следствия (уравнение 4 и 5), ко­то­рые являются, фактически, математическими выраже­ниями первого начала.

Закон Гесса

ΔН

Энтальпия реакции зависит только от начального и конечного состоя­ния системы и не зависит от пути перехода, т.е. не зависит от числа про­межуточных стадий.

С + Д

А + В

ΔН= ΔН₁+ ΔН₂+ … ΔН_i (5)

Если вещества А и В превращаются в про­дукты С и Д. в одну или несколько стадий, то энтальпия этого перехода всегда одна и та же и равна ΔН, которая для многостадийных реакций складывается из энтальпий отдельных стадий. За­кон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии таких процессов, кото­рые невоз­можно осуществить.

Пример 1. Рассчитать тепловой эффект реакции получения угарного газа окислением углерода, если известны энтальпии реакций

С(Т) + О₂ (Г) СО₂ (Г) ΔН₁ = -393 кДж

2СО (Г) + О₂ (Г) 2СО₂ (Г) ΔН₂ = -282 кДж

ΔН1

Решение Для решения задач с использованием закона Гесса данные удобнее всего представить в виде схемы

С(Т) + О₂ (Г) СО₂ (Г)

		ΔН2
	ΔН

СО (Г)

ΔН₁= ΔН + ΔН₂

ΔН = ΔН₁ – ΔН₂ = - 393 – (-282) = -111 кДж/моль

Таким образом, с помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпию реак­ции образования угарного газа (СО), которую нельзя экспериментально опре­делить из-за быстрого одновременного образования углекислого газа.

1-е следствие из закона Гесса

Энтальпия прямой реакции равна энтальпии обратной реакции с проти­вопо­ложным знаком.

ΔН = - ΔН (6)

Первое следствие можно использовать для сравнения устойчивости ве­ществ, например, лекар­ствен­ных препаратов при хранении. Так, если для пре­паратов АВ и СД стандартные энтальпии их образования имеют следующие значения

А + В АВ ΔН°298 (АВ) = -100 кДж/моль

С + Д СД ΔН°298 (СД) = -300 кДж/моль,

то обратная реакция их разложения идёт с поглощением тепла. Для препа­рата СД требуется больше затрат энергии, следовательно, оно более устойчиво.

2-е следствие из закона Гесса (приведено ранее, уравнение 4)

Энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий образования про­дуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образова­ния исход­ных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

ΔН °р-ии = Σ i ΔН°₂₉₈ продуктов – Σ i ΔН°₂₉₈ исх. в-в

Пример 2 Рассчитать энтальпию ре­акции

С₂Н₆ (Г) + Н₂ (Г) 2СН₄ (Г)

Решение Выпишем из таблицы значения стан­дартных энтальпий образова­ния всех веществ (ΔН°298) и запишем их под формулой каждого вещества в уравнении реакции

С₂Н₆ (Г) + Н₂ (Г) 2СН₄ (Г)

ΔН°_298, кДж/моль -84,7 0 -74,8

Используя уравнение (4), рассчитаем тепловой эффект данной реакции

ΔН°р-ии = 2ΔН° (СН₄) – [ΔН° (С₂Н₆) + ΔН° (Н₂)]

ΔН°р-ии = 2∙(-74,8) – ( -84,7 + 0) = - 64,9 кДж /моль

Ответ: ΔН°р-ии < 0, реакция экзотермическая.

2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики

Закон сохранения энергии для живых организмов можно сформулиро­вать так: