I. Термохимические расчеты. Закон Гесса.

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине "Общая и неорганическая химия"

Тема: "Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье".

Северодвинск

УДК 546(076.1)

Белозерова Т.И.

"Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье".

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине "Общая и неорганическая химия"

Ответственный редактор Гуляева Т.Г.

Рецензенты: к.т.н., доцент кафедры «Физика» Горин С.В.

к.б.н., доцент кафедры «Инженерная защита окружающей среды»

Камышева Е.А.

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса специальности 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

Методическое пособие содержит сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направления и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

Лицензия на издательскую деятельность

Код 221. Серия ИД №01734 от 11 мая 2000г.

Севмашвтуз, 2004г.

Термохимические расчеты. Закон Гесса. Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье.

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса, специальность 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

Методическое пособие содержит общие сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направление и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

Теплота сгорания топлива.

Тепловой эффект реакции окисления кислородоэлементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой образования этого вещества ΔН⁰сг. Расчет теплоты сгорания проводится с использованием закона Гесса. Например, теплота сгорания этанола при 298 К;

С₂Н₅ОН (ж) + 3О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О (г)

можно рассчитать по уравнению:

ΔН⁰сг С₂Н₅ОН = 2ΔН⁰СО₂ + 3ΔН⁰Н₂О – 2ΔН⁰С₂Н₅ОН

Подставляя данные ΔН⁰ из приложения 1 получаем теплоту сгорания этанола:

ΔН⁰сг С₂Н₅ОН = 2(-393,5) + 3(-241,8)- (-277,7) = -1237,7 кДж/моль.

В технических расчетах используют удельную теплоту сгорания Q_т, которая равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1кг жидкого или твердого вещества и 1 м³ газообразного вещества до образования высших оксидов

Q_т = -ΔНсг * 1000/м или Qт = -ΔНсг * 1000/22,4,

где М- масса моля вещества

22,4 л – объем моля газа.

III. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье-Брауна.

Характер смещения под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать применяя принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывается воздействие из вне, то равновесие в системе смещается так, чтобы ослабить внешнее воздействие.

Влияние концентраций.

Повышение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие реакции в сторону расходования вещества.

Понижение концентрации – в сторону образования вещества.

Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты (эндотермической), а понижение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с выделением теплоты (экзотермической).

Влияние давления.

Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема и, наоборот, понижение давления – в сторону реакции, идущей с увеличением объема.

Примеры решения задач.

Пример 1.Как изменится скорость реакции, протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

2NO(г.)+О₂(г.)= 2NO₂

Решение: увеличить давление в 4 раза означает увеличит и концентрацию газов во столько же раз.

1. Определяем скорость реакции до повышения давления.

V₁ = K*C²_NO*CO₂

2. Определяем скорость реакции после повышения давления.

V₂ = K*(4C_NO)² * (4CO₂) = 64 K*C²_NO*CO₂

3. Определяем во сколько раз возросла скорость реакции

V2 = 64 *K*C²_NO*CO₂ = 64

V1 K*C₂NO*CO₂

Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.

Пример 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20 С до 50 С0. Температурный коэффициент равен 3.

Решение: по правилу Вант – Гоффа Vт₂ = Vт₁ * γ^T2-T1/10

По условию задачи требуется определить Vт₂

Vт₁

Подставим данные в формулу:

Vт₂ = γ^{T2 - T1/10} = 3^(50-20)/10 = 3³ = 27

Vт₁

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

Пример 3.Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ и определение их исходных концентраций.

При синтезе аммиака N₂ + ЗН₂ == 2NН₃ равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): C_N2 = 2,5; C_H2 = 1,8; C_NH3 = 3,6. Paсчитайте константу равновесия этой реакции и концентрации азота и водорода.

Решение: определяем константу равновесия этой реакции:

K*_C = C²_NH3 = (3,6)² = 0,89

C_N2*C³_H3 2,5*(1,8)³

Константа равновесия, вычисленная по концентрациям реагирующих веществ, обозначается Кс

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH₃ расходуется один моль азота, а на образование 3,6 молей аммиака потребовалось 3,6/2=1,8 моля азота. Учитывая равновесную концентрацию азота,

находим его первоначальную концентрацию:

C_исхN2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л

На образование двух молей NH3 необходимо израсходовать 3 моля водорода, а доля получения 3,6 моля аммиака требуется

3*3,6/2 = 5,4 моля.

C_исхН2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л

Ответ: C_N2 = 4,3

C_H2 = 7,2

Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н₂O (г) ==СО₂(г) + Н₂ (г)

при 850⁰С равна 1. Вычислите, концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [CO]_исх = 3 моль/л, [H₂O]_исх = 2 моль/л.

Решение: при равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

V_пр = K₁[CO] [H₂O];

V_обр = K₂[CO₂] [H₂];

K_равн = K₁ = [CO₂] [H₂]

K₂ [CO] [H₂O]

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение K_равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [CO₂]_равн = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂, и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:

[CO₂]_равн =[Н₂]_равн = х моль/л,

[CO₂]_равн = (3 - х) моль/л,

[Н₂O]_равн = (2 - х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и исходные концентрации всех веществ:

1 = х²

(3-х)*(2-х),

х² = 6 - 2х – 3х + х²; 5х = 6, х = 1,2 моль/л

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[CO₂]_равн = 1,2 моль/л.

[Н₂]_равн = 1,2 моль/л.

[CO]_равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л.

[Н₂О]_равн = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 5.Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl₅ (г) == PCl₃ (г) + Сl₂ (г); ΔН = + 129,7 кДж.

Как надо изменить: а) температуру, б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РСl₅?

Решение: смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение, равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется но принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС1₅ эндотермическая (ΔН > 0), то для смешения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; 6) так как в данной системе разложение РСl₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнут, как увеличением концентрации РСl₅, так и уменьшением концентрации PCl₃ или Cl₂.

3.1 Задачи для самостоятельного решения.

1. Окисление серы и ее диоксида протекают по уравнениям:

a) S(к) + О₂(г) == SO₂(r); б) 2SO₂(r) + О₂(г) = 2SО₃(r).

Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

Ответ: увеличатся: а) в 4 раза, б) в 64 раза.

2. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N₂ + 3H₂ = 2NH₃. Как изменится скорость прямой реакции - образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в 3 раза?

Ответ: увеличится в 27 раз.

3. Реакция идет по уравнению N₂ + О₂ — 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N₂] = 0,049 моль/л; [О₂] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] стала равной 0,005 моль/л.

Ответ: [N₂] = -0,0465 моль/л; [O₂] = 0,0075 моль/л.

4. Реакция идет по уравнению N₂ + ЗН₂ = 2NH₃. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N₂] = 0,80 моль/л; [H₂] = 1,5 моль/л; [NH₃] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂] стала равной 0,50 моль/л.

Ответ: [NН₃] = 0,70 моль/л; [H₂] = 0,60 моль/л.

5. Реакция идет но уравнению Н2 + I₂ = 2HI. Константа скорости этой реакции при 508°С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были: [Н₂] = 0,04 моль/л; [I₂] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость ее, когда [H₂]стала равной 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2*10^-4; 1,92*10^-4.

6. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80°С. Температурный коэффициент скорости реакции равен трем.

Ответ: в 81 раз.

7. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен двум?

Ответ: увеличится в 64 раза.

8. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен трем?

Ответ: уменьшится в 27 раз.

9. Напишите, выражение для константы равновесия гомогенной системы 2SO₂ + О₂ == 2SO₃. Как изменится скорость прямой реакции — образования серного ангидрида, если увеличить концентрацию SO₂ в 3 раза?

Ответ: увеличится в 9 раз.

10. Напишите выражение, для константы равновесия гомогенной системы СН₄ + СО₂ = 2CO + 2Н₂. Как следует изменить температуру плавление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция - образования водорода эндотермическая.

11. Реакция идет по уравнению 2NO + О₂ = 2NО₂. Концентрации исходных веществ были: [NO] = 0,03 моль/л; [O₂] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода до 0,10 моль/л и концентрацию NO до 0,06 моль/л.

Ответ: увеличится в 8 раз.

12. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы: СO₂ +C = 2СО. Как изменится скорость прямой реакции — образования СО, если кон­центрацию СО₂ уменьшить в четыре paза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

13. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С + Н₂О(г) = СО + Н₂. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции — образования водяных паров?

14. Равновесие гомогенной системы

4HCI (г) +О₂ (г) = 2Н₂О (г) + 2Cl₂ (г)

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н₂О] = 0,14 моль/л; [С1₂]= 0,14 моль/л; [HCl] = 0,20 моль/л; [O₂] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

Ответ: [НС1]_исх = 0,48 моль/л; [O₂] _исх = 0,39 моль/л.

15. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО(г) + Н₂О(г) = СО₂(г) + Н₂(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ [СО] = 0,004 моль/л; [Н₂О] = 0,064 моль/л; [СО₂] = 0,016 моль/л; [Н2] = 0,016 моль/л.

Ответ: К = 1.

16. Константа равновесия гомогенной системы

CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г)

При некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесие концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации [CO] = 0,10 моль/л; [H2O] = 0,14 моль/л.

Ответ: [CO2] = [H2] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л; [H2O] = 0,32 моль/л.

17. Константа равновесия гомогенной системы

N₂ + ЗН₂ = 2NH₃

при температуре 400^оС равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации азота.

Ответ: 0,8 моль/л; 0,84 моль/л.

18. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + O₂ = 2NO₂ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ; (NO) = 0,2 моль/л; [O₂] = 0,1 моль/л; [NO₂] = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и концентрацию NO и O₂.

Ответ: К = 2,5; [NO] = 0,3 моль/л; [O₂] = 0,15 моль/ л.

19. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N₂ + 3H₂ == 2NH₃ и не смещается равновесие системы N₂ + O₂ == 2NO? Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

20. Исходные концентрации NO н CI₂, в гомогенной системе

2NO + Cl₂ == 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль /л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.

Ответ: 0,416.

III. Варианты контрольных заданий «Термохимические расчеты. Закон Гесса».

Вариант №1

1. Вычислить ΔН^о реакции в Дж/моль: 2Н₂S + SО₂ = 2H₂0 + 3S.

2. Вычислить ΔS ^о реакции (Дж/моль*К).

3. Какова зависимость изменения функции Гиббса ΔG от температуры?

4. Вычислить ΔG ^о₂₉₈ (Дж/моль).

5. Возможна ли эта реакция? Почему? Т=298^о

6. Реакция горения этилена С₂Н₄ выражается уравнением:

С₂Н₄ + 3О₂ = 2СО₂ + 2Н₂О жидк.

Определите теплоту образования этилена, если ΔН_р=-1409 кДж

7. Сколько тепла выделяется при восстановлении 8г. окиси меди (CuO) водородом с образованием жидкой воды?

8. Определите температуру, при которой реакция будет находится в равновесии? Если известно, что Р=1*10⁵ Па (см. вопрос 1)

9. Какая степень окисления титана более устойчива, если для реакции

TiO₂ + Ti = 2TiO свободная энергия Гиббса, вычисленная при стандартных условиях, имеет положительное значение.

10. Сколько тепла выделяется при окислении кислородом 32 г SО₂, если ΔН^о_SО2=-297 кДж/моль ΔН^о_SО3=-395,3 кДж/моль

2Н₂S (г) + SО₂ (г) = 2H₂0 (ж) + 3S (кр.)

Вещество, состояние	∆ Но298, кДж/моль	∆ Sо298, кДж/моль*град.
Н2S (г)	-20,1
2H20 (ж)	-285,5	69,8
S (тв)		31,77
SО2 (г)	-296,4	247,9

Вариант №2

1. Вычислите ΔН реакции (Дж/моль)

Na₂O (кр) + H₂O(г) = 2NaOH (кр)

2. Вычислить ΔS^о реакции (Дж/моль * К)

3. Какова зависимость изменения функции Гиббса ΔG от температуры

4. Вычислить ΔG₂₉₈ (Дж/моль)

5. Возможна ли эта реакция?

6. Вычислить энтальпию разложения 1 кг. KСlO₃ по уравнению

7. Реакция растворения оксида меди в соляной кислоте идет по уравнению:

СuO + 2HCl = СuCl₂ + Н₂О, ΔНр = -63,98 кДж

Каков тепловой эффект растворения 100г. СuO?

8. Определите температуру, при которой реакция в равновесии (см. вопрос 1) (К)

9. Определите энтропию парообразования HI, если ΔН^о = 19,75 кДж/моль, t=1747^оС (Дж/моль*К)

10. При взаимодействии 2 моль Na c 1 молем брома (Br₂) выделяется 761,4 кДж. Определить энтальпию образования Na Br (кДж/моль).

Na₂O (к) + H₂O(г) = 2NaOH (кр)

Вещество, состояние	ΔНо298, кДж/моль	ΔSо298, кДж/моль*град.
Na2O (к)	- 430,6	71,1
NaOH (кр)	- 424,6	64,18
H2O(г)	- 241,84	188,74
КСlО3 (к)	- 390,83
КСl (к)	- 435,89

IV. Варианты контрольных заданий «Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье».

Вариант №1

Дана система 2Н₂О (г) + О₂ (г) = 2 Н₂О₂ (ж)

1. Определить ΔН этой реакции при стандартных условиях (кДж)

2. Написать уравнение зависимости скорости прямой реакции от концентрации исходных веществ

3. Написать выражение для определения константы равновесия

4. Исходная концентрация Н₂О равна 10 моль/л, равновесная концентрация Н₂О₂ равна 2,5 моль/л, определить:

- равновесную концентрацию О₂, если Кр=0,5:

5. – равновесную концентрацию Н₂О (г)

6. – израсходованную концентрацию Н₂О (г)

7. В какую сторону сместится равновесие в этой системе, если повысить температуру:

8. – увеличить давление:

9. – увеличить концентрацию Н₂О (г)

10. Для какой из равновесных систем Кр=[СО₂]р

10.1. CaCO₃(т) = CaO(т) + CO₂ (г)

10.2. 2CO(г) + О₂ (г) = 2CO₂(г)

10.3. CO₂(г) + С(т) = 2CO(г)

10.4. BaO(т) + СО₂ (г) = BaCO₃(т)

10.5. С(т) + O₂(г) = CO₂(г)

Вариант №2

Дана система СО(г) + Cl₂ (г) = СОCl₂ (г)

1. Определить ∆ Н этой реакции при стандартных условиях (кДж)

2. Написать уравнение зависимости скорости прямой реакции от концентрации исходных веществ

3. Написать выражение для определения константы равновесия

4. Исходная концентрация СО равна 10 моль/л, равновесная концентрация СОCl₂ равна 2,5 моль/л, определить израсходованную концентрацию СО :

5. – равновесную концентрацию СО

6. – израсходованную концентрацию Cl₂

7. В какую сторону сместится равновесие в этой системе, если повысить температуру:

8. – увеличить давление:

9. – увеличить концентрацию СО

10. Для какой из равновесных систем Кр=СО₂

10.1. CaCO₃(т) = CaO(т) + CO₂ (г)

10.2. 2CO(г) + О₂= 2CO₂(г)

10.3. CO₂(г) + С(т) = 2CO

10.4. BaO(т) + СО₂ (г) = BaCO₃(т)

10.5. С(т) + O₂(г) = CO₂(г)

V. Задачи для самостоятельного решения из задачников:

1. Л.М.Романцева, З.Л.Лещинская «Сборник задач и упражнений по общей химии»,М.,»Высшая школа»,1980, стр 49-86, №№281, 282, 283, 284, 287, 280, 297, 301.

2. Н.Л. Глинка «Задачи и упражнения по общей химии». Л. «Химия», 1985, стр 71-103, №№283,285,287,288,289,322,325,327,331,332,363,364.

Приложение 1

Таблица 1

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине "Общая и неорганическая химия"

Тема: "Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье".

Северодвинск

УДК 546(076.1)

Белозерова Т.И.

"Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье".

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

К практическим занятиям

по дисциплине "Общая и неорганическая химия"

Ответственный редактор Гуляева Т.Г.

Рецензенты: к.т.н., доцент кафедры «Физика» Горин С.В.

к.б.н., доцент кафедры «Инженерная защита окружающей среды»

Камышева Е.А.

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса специальности 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

Методическое пособие содержит сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направления и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

Лицензия на издательскую деятельность

Код 221. Серия ИД №01734 от 11 мая 2000г.

Севмашвтуз, 2004г.

Термохимические расчеты. Закон Гесса. Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье.

Методическое пособие предназначено для студентов 1 курса, специальность 330200 «Инженерная защита окружающей среды».

Методическое пособие содержит общие сведения об энергетических эффектах, сопровождающих химические процессы, направление и пределы их самопроизвольного протекания. Рассмотрены основы термохимии, направленность химических реакций и химическое равновесие.

I. Термохимические расчеты. Закон Гесса.

Наука о взаимных превращениях различных видов энергии называется термодинамикой. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты называются экзотермическими, а те которые сопровождаются поглощением теплоты – эндотермическими.

Изменения энергии системы, при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения, называется тепловым эффектом химической реакции.

Характеристическая функция

U + pV = H (1)

где, V – объем системы , U – внутренняя энергия, называется энтальпией системы.

Энтальпия – функция состояния системы. При постоянном давлении тепловой эффект реакции равен изменению энтальпией реакции ΔH.

При экзотермической реакции ΔH<0 (Q_p>0) – энтальпия системы уменьшается.

При эндотермических реакциях ΔH>0 (Q_p<0).

Изменения энтальпии в процессе образования данного вещества в стандартном состоянии их простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях, называются стандартной энтальпией образования ΔH⁰_298. Тепловой эффект зависит от температуры, поэтому в индексе указывается температура (298 К_).

Уравнение процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими

H₂ + 1/2О₂=H₂О_(ж) ΔH⁰₂₉₈= -285,8 кДж

Чтобы энтальпию отнести к одному молю какого-либо вещества, термохимические уравнения имеют дробные коэффициенты.

В термохимических уравнениях записываются также агрегатные состояния веществ: Г-газовое, Ж-жидкое, Т-твердое, К-кристаллическое.

Энтальпия (теплота) образования – тепловой эффект образования 1 моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 100 кПа. Обозначают ΔH⁰_обр или ΔH⁰_f.

Закон Гесса – тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

В термохимических расчетах применяют следствие из Закона Гесса:

Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования (ΔH⁰_обр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнениях реакции

ΔНх.р. = ∑Δ Н _обр.^прод. - ∑ΔН⁰_обр.^исх. (2)

Значения стандартных энтальпий образования ΔН⁰₂₉₈ даны в таблице (приложение №1).

Пример 1. Рассчитаем стандартную энтальпию образования пропана С₃Н₈, если тепловой эффект реакции его сгорания

С₃Н₈ + 5О₂ = 3СО₂ + 4Н₂О (г)

равна ΔН_х.р. = -2043,86 кДж/моль

Решение: В соответствии с уравнением (2)

ΔНх.р. = (3ΔН⁰ (СО₂) + 4ΔН⁰ (Н₂0)г) – (ΔН⁰ (С₃Н₈) + 5ΔН⁰ (О₂)) =

= ΔН⁰ обр.(С₃Н₈) = 3ΔН⁰(СО₂) – 5ΔН⁰(О₂) – ΔН⁰_х.р. + 4ΔН⁰(Н₂О)г

Подставив значение ΔН⁰_х.р. и справочные данные, энтальпии простых веществ равны нулю ΔН⁰О₂ = 0

ΔН⁰С₃Н₈ = 3(-393,51) + 4(-241,82) – 5*0 – (2043,86) = -103,85 кДж/моль

Ответ: энтальпия образования пропана относится к экзотермическим процессам.

Пример 2.Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

С₂Н₅ОН (ж) + ЗО₂(г) = 2СО₂ (г) + ЗН₂О(ж); ΔН = ?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная энтальпия С₂Н₅ОН(ж) равна + 42,36 кДж и известны энтальпии образования С₂Н₅ОН (г); СО₂(г); Н₂О(ж) (см. табл.1).

Решение: для определения ∆Н реакции необходимо знать теплоту образования С₃Н₅ОН (ж). Последнюю находим из данных задачи:

С₂Н₅ОН (ж) = С₂Н₅ОН (г); ΔН = +42,36 кДж + 42,36 = -235,31 – ΔН С₂Н₅ОН (ж)

ΔН С₂Н₅ОН (ж) = - 235,31 – 42,36 = - 277,67 кДж

Теперь вычисляем ΔН реакции, применяя следствие из закона Гесса:

ΔН_х.р. = 2 (-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж

Пример 3.Растворение моля безводной соды Na₂CO₃ в достаточно большом количестве воды сопровождается выделением 25,10 кДж теплоты, тогда как при растворении кристаллогидрата Na₂CO₃ * 10H₂O поглощается 66,94 кДж теплоты. Вычислить теплоту гидратации Na₂CO₃ (энтальпию образования кристаллогидрата).

Решение: составляем термохимические уравнения соответствующих реакций:

А) Na₂CO₃ + aq = Na₂CO₃ * aq; ΔН = -25,10 кДж

Б) Na₂CO₃ * 10H₂O + aq = Na₂CO₃ * aq; ΔН = +66,94 кДж

Теперь, вычитая уравнение Б) из уравнения А), получаем ответ:

Na₂CO₃ + 10H₂O = Na₂CO₃ * 10H₂O; ΔН = -92,04 кДж,

т.е. при образовании Na₂CO₃ * 10H₂O выделяет 92,04 кДж теплоты.

Пример 4.Зная энтальпию образования воды и водяного пара (см. таб. 1), вычислить энтальпию испарения воды.

Решение: задача решается аналогично задачам в примерах 3 и 4:

А) H₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(г); ΔН = -241,83 кДж

Б) Н₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(ж) ; ΔН = -285,84 кДж

Вычитая уравнение (Б) из уравнения (А) получаем ответ:

Н₂О(ж) = Н₂О(г); ΔН = - 241,83 + 285,84 = + 44,01 кДж,

т.е. для перевода воды в пар необходимо затратить 44,01 кДж тепла.

Пример 5.При образовании хлористого водорода по реакции

Н₂ + Сl₂ = 2HCl

Выделяется 184,6 кДж тепла. Чему равна энтальпия образования HCl?

Решение: энтальпия образования относится к 1 моль, а по уравнению образуется 2 моль HCl.

ΔН⁰ НCl = -184,6 / 2 = -92,3 кДж/моль

Термохимическое уравнение:

1/2Н₂ + 1/2Cl₂ = HCl; ΔН = -92,3 кДж/моль

Пример 6. Вычислить тепловой эффект горения аммиака.

2NH_3(г) + 3/2O_2(г) = N_2(г) + 3H₂O_(г)

Решение: на основании следствия из закона Гесса имеем

ΔН = ∑Δ Н⁰_кон - ∑ΔН⁰_исх. = (ΔН⁰(N₂)+ 3ΔН⁰ (Н₂0)) - (2ΔН⁰ (NH₃) + 3/2ΔН⁰ (О₂))

Так как энтальпии простых веществ равны 0 (ΔН⁰ (N₂) = 0; ΔН⁰ (0₂) = 0)

Получаем: ΔН = 3ΔН⁰(H₂О)(г) – 2ΔН⁰ (NH₃)

По таблице находим значение стандартных энтальпий образования

ΔН⁰ (NH₃) = -45,94 кДж

ΔН⁰(H₂О) = -241,84 кДж

ΔН = 3 (-241,84) – 2 (-45,94) = -633,4 кДж

Пример 7.Вычислить тепловой эффект реакции горения

А) 11,2 л ацетилена

Б) 52 кг ацетилена

Решение:

1. Написать термохимическое уравнение горения ацетилена

C₂H_2(г) + 5/2O_2(г) = 2CO_2(г) + H₂O_(г) + ΔН

2. Написать выражение для расчета стандартного теплового эффекта реакции, пользуясь следствием из закона Гесса

ΔН⁰_х.р. = (2ΔН⁰(СО₂) + ΔН⁰ (Н₂О)(г)– ΔН⁰(С₂Н₂)

Подставим в это выражение табличные значения стандартных энтальпий образования веществ:

ΔН⁰_х.р. = 2(-393,5) + (-241,8) – 226,8 = -802,0 кДж

3. Из термохимического уравнения реакции видно, что количество тепла выделяется при сгорании 1 моль ацетилена (22,4 л или 26 г).

Количество тепла прямо пропорционально количеству участвующего в горении вещества. Следовательно можно составить пропорцию :

1 с п о с о 6 :

а) 22,4 л С₂Н₂ - (-802,0 кДж )

11,2 л С₂Н₂ - х

х = - 401,0 кДж

Б) 26 г C₂H₂ - ( 802,0 кДж)

52*10³ С₂Н₂ - х

х = 52*10³*(-802) = - 1604 * 103 кДж

2 с п о с о б :

Определяем количество моль ацетилена

٧(С₂Н₂) = m(C₂H₂) = V(C₂H₂)

M(C₂H₂) V_m

A) ٧(С₂Н₂) = 11,2 = 0,5 моль

22,4

1 моль С₂Н₂ - (- 802,0 кДж)

0,5 моль С₂Н₂ - х

х = -401,О кДж

Б) ٧( С₂Н₂) = 52*10³ = 2*10³ моль

1 моль С₂Н₂ - (- 802,0 кДж)

2*10³ моль С₂Н₂ - х

х = 2*10³*(-802) = - 1604*10³ кДж

Пример 8.Определить стандартную энтальпию образования ацетилена, если при сгорании 11,2 л. его выделилось 401 кДж тепла.

Решение: С₂Н₂(г) + 5/2О₂ = 2СО₂ + Н₂О(г) ΔНх.р.

1. Определяем тепловой эффект химической реакции

а) ν(С₂Н₂) = 11,2 л /22,4 л/моль = 0,5 моль

б) 0,5 моль С₂Н₂ - - 401 кДж

1 моль С₂Н₂ - - х

х = 1*(-401) = -802 кДж - ΔН_х.р.

0,5

2. Пользуясь следствием из закона Гесса определяем стандартную энтальпию образования ΔН⁰(С₂Н₂):

ΔНх.р. = (2ΔН⁰ (СО₂) + ΔН⁰ (Н₂0 )) – (ΔН⁰ (С₂Н₂) + 5/2 ΔН⁰ (О₂))

ΔН⁰ С₂Н₂ = 2ΔН⁰(СО₂) + ΔН⁰ (Н₂О)г – ΔН _х.р. + 5/2 ΔН⁰(О₂)

Подставим в это выражение табличные значения стандартных знтальпий образования веществ:

ΔН⁰ С₂Н₂ = 2 (-393) + (-241,8) – (-802) – 0 = 226 кДж

Ответ: ΔН⁰ С₂Н₂ = 226 кДж/моль

Задачи для самостоятельного решения

1. Вычислите тепловой .эффект реакции восстановления одного моля Fе₂О₃ металлическим алюминием.

Ответ: -817,7 кДж.

2. Газообразный этиловый спирт С₂H₅ОН можно получить при взаимодействии этилена C₂H₄,(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект.

Ответ: -45,76 кДж.

Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (+ 2) водородом исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO (к) + СО (г) = Fe (к) + СО₂ (г); ΔН = -13,18 кДж;

СО (г) –1/2O₂ (г) = СО₂ (г); ΔН = -283,0 кДж;

Н₂ (г) + 1/2O₂ (г) = Н₂0; ΔН = - 241,83кДж.

Ответ: -27,99 кДж.

3. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS₂(г). Напишите термохимическое уравнение: этой реакции и вычислите тепловой эффект.

Ответ: + 65,57 кДж.

Напишите термохимическое уравнение реакции образования одного моля метана СН₄(г)из оксида углерода СО(г) и водорода. Сколько теплоты выделится в результате этой реакции? Ответ: 206,1 кДж.

При взаимодействии газообразных метана и сероводорода образуются сероуглерод CS₂(г) и водород. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект.

Ответ: +230,43 кДж

4. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 79,82 кДж.

Вычислите теплоту образования метана исходя из следующих термохимических уравнений:

H₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О(ж); ΔН = -285,84 кДж;

С(к) + О₂(г) = СО₂(г); ΔН = -393,51 кДж;

СН₄(г) + 2О₂(г) = 2Н₂О(ж) + СО₂(г); ΔН = -890,31 кДж;

Ответ: — 74,88 кДж.

5. Напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля этилового спирта, в результате которой образуются пары воды и диоксида углерода. Вычислите энтальпию образования С₂Н₅ОН (ж), если известно, что при сгорании 11,5г. его выделилось 308,71 кДж теплоты.

Ответ: - 277,67 кДж.

6. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:

С₆Н₆ (ж) + 7½О₂ (г) = 6СО₂ (г) + 3Н₂О (г); ΔН = ?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна -33,9 кДж.

Ответ: 3135,58 кДж

7. Напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля этана С₂Н₆(г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 63742,86 кДж.

8. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:

4NH₃ (г) + ЗО₂ (г) = 2N₂ (г) + 6H₂O (ж);

ΔН = — 1580,28 кДж.

Вычислите энтальпию образования NH₃(г).

Ответ: - 46,19 кДж.

9. Энтальпия растворения безводного хлорида стронция SrCl₂ равна - 47,70 кДж, а теплота растворения кристал­логидрата SrCl2*6Н₂О равна +30,96 кДж. Вычислите теп­лоту гидратации SrCl₂.

Ответ: -78,66 кДж.

10. Теплоты растворения сульфата меди CuSO₄ и медного купороса CuSO₄*5H₂O соответственно равны — 66,11 кДж и + 11,72 кДж. Вычислите теплоту гидратации CuSO₄.

Ответ: -77,83 кДж.

При получении одного грамм-эквивалента гидроксида кальция из СаО(к) и Н₂О(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.

Ответ: — 635,6 кДж.

Теплота сгорания топлива.

Тепловой эффект реакции окисления кислородоэлементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой образования этого вещества ΔН⁰сг. Расчет теплоты сгорания проводится с использованием закона Гесса. Например, теплота сгорания этанола при 298 К;

С₂Н₅ОН (ж) + 3О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О (г)

можно рассчитать по уравнению:

ΔН⁰сг С₂Н₅ОН = 2ΔН⁰СО₂ + 3ΔН⁰Н₂О – 2ΔН⁰С₂Н₅ОН

Подставляя данные ΔН⁰ из приложения 1 получаем теплоту сгорания этанола:

ΔН⁰сг С₂Н₅ОН = 2(-393,5) + 3(-241,8)- (-277,7) = -1237,7 кДж/моль.

В технических расчетах используют удельную теплоту сгорания Q_т, которая равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1кг жидкого или твердого вещества и 1 м³