Что такое энтальпия горения

Энтальпия образования

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции – отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Содержание

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH_I2(тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH_I2(ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандатных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиемя выделением тепла в окружащию среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т₁ до Т₂ рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчете необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а так же изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

Стандартная энтальпия сгорания

Стандартная энтальпия растворения

Стандартная энтальпия нейтрализации

Стандартная энтальпия нейтрализации – ΔH_нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствии измения значения ΔH_{гидратации}° ионов при разбавлении.

Источник

Энергетика химических процессов. Закон Гесса

Материалы портала onx.distant.ru

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, 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.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о ₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН о _f,298 (или ΔН о _обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН o _сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН o ₂₉₈ реакции:

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о _х.р. равна:

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН о _х.р.,298 = 2ΔН о _сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН о ₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н о ₂₉₈ = (- ΔН о ₁/2) + (- 3/2·ΔН о ₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН о _f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о ₁ = ΔН о ₂ + ΔН о _х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

Другой вариант решения.

По закону Гесса: ΔН о ₁ = ΔН о _х+ ΔН о ₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о _{(С = С)} = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

Источник

Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества, Стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции.

Энтальпия-это функция состояния, приращение которой равно тепловому эффекту процесса, протекающего при постоянном давлении.

Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ в стандартных условиях: Т=289 К, Р=1 атм=101325 Па.

Теплоты образования простых веществ равны нулю.

Стандартная энтальпия (теплота) сгорания вещества – это тепловой эффект реакции полного сгорания 1 моль химического соединения в стандартных условиях.

Теплоты сгорания высших оксидов (в том числе СО₂ и Н₂О) приняты равными нулю.

H=E+pV

Энтальпия-функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.

H2-H1= H

6. Закон Гесса и его следствия (формулировка и математическое выражение)

Закон Гесса: теплота химической реакции, протекающей при постоянном давлении или объёме, не зависит от пути процесса, а только от начального и конечного состояний системы.

Следствие

Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммами теплот (энтальпий) образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении.

Следствие

Важно для реакций, протекающих с участием органических веществ.

Тепловой эффект реакции равен разности между суммами теплот (энтальпий) сгорания исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Источник

Например, стандартной энтальпией образования диоксида углерода будет энтальпия следующей реакции при вышеуказанных условиях:

Все элементы записываются в своих стандартных состояниях, и образуется один моль продукта. Это верно для всех энтальпий образования.

СОДЕРЖАНИЕ

Закон Гесса

Ионные соединения: цикл Борна – Габера

Li (т) + 1 ⁄ 2 F ₂ (г) → LiF (т)

можно рассматривать как сумму нескольких шагов, каждый со своей энтальпией (или приблизительно энергией):

Сумма всех этих энтальпий дает стандартную энтальпию образования фторида лития.

На практике энтальпию образования фторида лития можно определить экспериментально, но энергию решетки нельзя измерить напрямую. Поэтому уравнение перестраивается, чтобы оценить энергию решетки.

Органические соединения

Применяя закон Гесса,

Решая эталон энтальпии образования,

Использование в расчетах для других реакций

Стандартное изменение энтальпии любой реакции можно рассчитать из стандартных энтальпий образования реагентов и продуктов с использованием закона Гесса. Данная реакция рассматривается как разложение всех реагентов на элементы в их стандартных состояниях с последующим образованием всех продуктов. Теплота реакции тогда вычитается из суммы стандартных энтальпий образования реагентов (каждая из которых умножается на соответствующий стехиометрический коэффициент ν ) плюс сумма стандартных энтальпий образования продуктов (каждая также умножается на соответствующую стехиометрическую величину. коэффициент), как показано в уравнении ниже:

Если стандартная энтальпия продуктов меньше стандартной энтальпии реагентов, стандартная энтальпия реакции отрицательна. Это означает, что реакция экзотермическая. Обратное также верно; стандартная энтальпия реакции положительна для эндотермической реакции. Этот расчет подразумевает идеальное решение между реагентами и продуктами, при котором энтальпия смешения равна нулю.

Например, для сжигания метана CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O:

Однако O ₂ является элементом в своем стандартном состоянии, так что Δ _f H ⦵ (O ₂ ) = 0, а теплота реакции упрощается до

Ключевые концепции для расчета энтальпии

Примеры: стандартные энтальпии образования при 25 ° C

Термохимические свойства выбранных веществ при 298,15 К и 1 атм.

Источник

Что такое энтальпия горения

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

В прошлом параграфе мы привели пример вычисления теплового эффекта реакции:

С(тв) + 2 H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Известны теплоты образования самых разнообразных веществ из составляющих их элементов. Например:

1. Стандартные условия: температура 25 о С (298 К) и давление 1 атм.

2. Теплота образования «из самих себя» простых веществ (т.е. чистых элементов) в их наиболее распространенных аллотропных модификациях по определению равна нулю.

Например, тепловой эффект реакции взаимодействия водорода и кислорода с образованием воды (H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O + Q кДж) мы назовем СТАНДАРТНОЙ ТЕПЛОТОЙ ОБРАЗОВАНИЯ ВОДЫ из элементов при условии, что изначально водород и кислород находились при атмосферном давлении и температуре 25 о С, затем произошла реакция с выделением большого количества теплоты, а затем продукт реакции (вода) вновь был охлажден до 25 о С, отдав все полученное во время реакции тепло в окружающую среду. Этот тепловой эффект, как мы уже знаем, составляет 286 кДж/моль.

H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O (Δ Н о 298 = –286 кДж / моль)

СH 4 (г) + 2 O 2 (г) = СO 2 (г) + 2 H 2 О(ж) + 890 кДж

Можно записать эту реакцию и другим уравнением, где выделившаяся ( » потерянная » ) теплота имеет знак «минус» :

СH 4 (г) + 2 O 2 (г) – 890 кДж = СO 2 (г) + 2 H 2 О(ж)

По традиции энтальпию этой и других экзотермических реакций в термодинамике принято записывать со знаком «минус» :

Δ Н о 298 = –890 кДж / моль (энергия выделяется).

C (тв) + H 2 О(г ) + 131,3 кДж = CO (г) + H 2 (г)

(Δ Н о 298 = +131,3 кДж / моль)

К этой особенности термодинамического языка следует просто привыкнуть, хотя на первых порах путаница со знаками может изрядно досаждать при решении задач.

Давайте попробуем решить одну и ту же задачу сначала в термодинамической шкале (где выделяемая реакцией теплота имеет знак «минус»), а потом в термохимической шкале (которой мы пользовались в предыдущем параграфе и где выделяемая реакцией энергия имеет знак «плюс»).

Итак, приведем пример расчета теплового эффекта реакции:

Fe 2 O 3 (тв) + 3 C(графит) = 2 Fe(тв) + 3 CO(г)

Эта реакция происходит в мартеновской печи при очень высокой температуре (около 1500 о С). В справочниках, где используется термодинамическая шкала, можно найти стандартные теплоты образования Fe 2 O 3 (ΔН о 298 = –822,1 кДж/моль) и СО (ΔН о 298 = – 110,5 кДж / моль). Два других вещества из этого уравнения – углерод и железо – являются элементами, то есть их теплота образования по определению равна нулю. Поэтому стандартная теплота рассматриваемой реакции равна:

Δ Н о 298 = 3 × (–110,5) – (–822,1) = –331,5 + 822,1 = +490,6 кДж

Проведем тот же расчет, используя термохимическую шкалу. Допустим, известны теплоты сгорания углерода и железа в кислороде (при неизменном давлении) :

1) C + 1/2 O 2 = CO + 110,5 кДж

2) 2 Fe + 3/2 O 2 = Fe 2 O 3 + 822,1 кДж

Чтобы получить тепловой эффект интересующей нас реакции, умножим первое уравнение на 3, а второе перепишем в обратном порядке:

1) 3 C + 3/2 O 2 = 3 CO + 331,5 кДж

2) Fe 2 O 3 + 822,1 кДж = 2 Fe + 3/2 O 2

Теперь почленно сложим оба уравнения:

3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 кДж = 3 CO + 331,5 кДж + 2 Fe + 3/2 O 2

После сокращения в обоих частях уравнения кислорода (3 /2 O 2 ) и переноса 822,1 кДж в правую часть получим:

3 C + Fe 2 O 3 = 3 CO + 2 Fe – 490,6 кДж

Итак, мы получили тот же самый результат, но уже в термохимической шкале. В уравнениях для простоты мы не указывали каждый раз агрегатное состояние веществ, однако предполагали, что оно одинаковое в разных процессах. Во-вторых, в начале и в конце каждого опыта реагенты и продукты должны находиться в одинаковых (стандартных) условиях – при комнатной температуре и давлении 1 атм..

Читатель должен сам выбрать способ решения термохимических задач, который ему больше по душе. Однако следует помнить, что в современных задачниках чаще используется термодинамическая шкала.

Приведенные в этом параграфе задачи взяты из книги: Н. Е. Кузьменко, В. В. Еремин. «2400 задач по химии для школьников и поступающих в вузы». М.: «Дрофа», 1999, с. 59, 63.

P + 5/4 O 2 = 1/2 P 2 O 5

При стандартных условиях теплота сгорания белого фосфора равна 760,1 кДж / моль, а теплота сгорания черного фосфора равна 722,1 кДж / моль. Чему равна теплота превращения черного фосфора в белый при стандартных условиях?

H 2 = H + H (Δ Н о 298 = 436 кДж / моль )

Cl 2 = Cl + Cl (Δ Н о 298 = 243 кДж / моль )

KСlO 4 = KCl + 2 O 2 (Δ Н о 298 = 33 кДж / моль ),

рассчитайте ΔН о 298 для реакции: 4 KClO 3 = 3 KClO 4 + KCl.

Источник