Стандартная энтальпия образования вещества

Важнейшим понятием химической термодинамики является стандартная энтальпия образования вещества.

Стандартной энтальпией образования вещества называется энтальпия реакции образования одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях.

Стандартными в химической термодинамике приняты следующие условия: температура 298 К (25 °С), давление 101325 Па, концентрация (если реакция проводится в растворе) 1 М.

Из определения следует, что энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю. Если простое вещество имеет несколько аллотропных модификаций, то равной нулю принимается энтальпия образования наиболее устойчивой из них при стандартных условиях. Например, энтальпии образования графита и кислорода О₂ равны нулю, энтальпии образования алмаза и озона нулю не равны.

Энтальпия образования вещества имеет несколько обозначений. Наиболее распространенное в отечественной химической литературе обозначение – DН_f(В), где В – формула соединения. ИЮПАК рекомендует символ D_fН(В), который уже используется в многих учебниках.

Примечание. Следует иметь в виду, что в химической термодинамике используются понятия «стандартные условия» и «стандартное состояние». Это близкие, но различные понятия. Стандартные условия – это 298 К (25 °С), 101325 Па и 1 М. Стандартное состояние – это состояние при 101325 Па и 1 М, но при любой постоянной температуре.

Пример 1. При взаимодействии 9,0 г алюминия с кислородом выделяется 279,7 кДж тепла. Определите энтальпию образования оксида алюминия.

Решение. 1) Записываем уравнение реакции образования оксида алюминия из простых веществ и молярную массу алюминия:

2Al + ³/₂O₂ = Al₂O₃; M(Al) = 27 г/моль

2) Находим количество Al₂O₃ образующееся из 9 г алюминия по пропорции:

из 2·27 г алюминия образуется 1 моль Al₂O₃

из 9,0 г х

х = ¹/₆ моль

3) Находим количество тепла, выделяющегося при образовании одного моля оксида алюминия по пропорции:

при образовании ¹/₆ моль Al₂O₃ выделяется 279,7 кДж

1 х

х = 279,7·6 = 1678,2 кДж

Полученная величина является энтальпией образования оксида алюминия, но с отрицательным знаком, т.к. реакция экзотермическая: Поэтому D_fН°(Al₂O₃) = –1678,2 кДж/моль.

Пример 2. Сколько тепла выделяется при сжигании 1 м³ водорода (объем измерен при н.у.) с образованием жидкой воды?

Решение. 1) Записываем уравнение горения водорода, молярный объем водорода и энтальпию образования воды:

Н₂ + ¹/₂О₂ + Н₂О(ж); V(H₂) = 22,4 л/моль; D_fН°(Н₂O) = 2853 кДж/моль

2) Из уравнения реакции следует, что на образование одного моль воды затрачивается 22,4 л водорода и при этом выделяется 285,3 кДж тепла. Для решения задачи составляем пропорцию:

при сжигании 22,4 л H₂ выделяется 285,5 кДж

1000 л х

х = 12745,5 кДж

Таким образом, при сжигании 1 м³ водорода выделяется тепло количеством 12745,5 кДж.

4. Термохимические уравнения и расчёты

Уравнение реакции, в котором указана энтальпия, называется термохимическим уравнением. Значение энтальпии указывается справа от уравнения реакции через точку с запятой. Оно приводится для стандартных условий, обозначается DН° и выражается в кДж. Слова «моль» в единице измерения энтальпии реакции не должно быть, так как она (энтальпия реакции) относится к тем количествам веществ, которые указаны в уравнении реакции. Если количества будут различными, то и значения энтальпии будут разными, например:

2С₆H₆(ж) + 15О₂(г) = 12СО₂(г) + 6Н₂О(ж); DН° = –6535,4 кДж

С₆H₆(ж) + 7,5О₂(г) = 6СО₂(г) + 3Н₂О(ж); DН° = –3267,7 кДж

Буквенным индексом обозначается агрегатное состояние вещества: к – кристаллическое, ам – аморфное, ж – жидкое, г – газообразное, р – растворенное. Указание агрегатного состояния очень важно, так как энтальпия одной и той же реакции меняется в зависимости от того, в каком агрегатном состоянии находятся реагенты и продукты реакции.

Термохимические уравнения можно складывать, вычитать, умножать и делить; при этом соответствующие действия производятся над энтальпиями.

Термохимические расчёты проводятся по основному закону термохимии, который был установлен российским химиком Г.И. Гессом (1840 г). В современной терминологии этот закон формулируется так:

Энтальпия реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от пути, скорости и механизма реакции.

Из этого закона следует:

Энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования ее продуктов за вычетом суммы энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов.

Это следствие в математическом виде записывается равенством:

DH° = S(D_fН°_прод)∙n – S(D_fН°_реаг) n

Кроме основного закона, необходимо иметь в виду закон (или постулат, поскольку он очевиден) Лавуазье – Лапласа.

Энтальпия разложения сложного вещества на простые равна, но противоположна по знаку энтальпии его образования из тех же простых веществ; энтальпии прямой и обратной реакции равны, но противоположны по знаку.

Пример 3. Определите энтальпию реакции гашения извести и вычислите, сколько тепла выделяется при получении одной тонны гашеной извести.

Решение. 1) Записываем уравнение реакции и выписываем из справочных таблиц энтальпии образования веществ:

Реакция	СаО(к) +	Н2О(ж) =	Са(ОН)2(к)
DfН°, кДж/моль	–635,5	–285,3	–986,6

2) По следствию закона Гесса вычисляем энтальпию реакции:

DН° = –986,6 – (–635,5 – 285,3) = –986,6 + 920,8 = –65,8 кДж

3) Исходя из молярной массы гидроксида кальция (74 г/моль), составляем и решаем пропорцию:

при получении 74 г Са(ОН)₂ выделяется 65,8 кДж

106 г х

x = 88919 кДж

Таким образом, энтальпия данной реакции равна –65,8 кДж, а количество тепла, которое выделяется при получении одной тонны СаО, составляет 88919 кДж.

Пример 4. Исходя из энтальпии реакции:

3СаО(к) + Р₂О₅(к) = Са₃(РО₄)₂(к); DН° = –739,0 кДж

и энтальпий образования СаО (–635,5 кДж/моль) и Р₂О₅ (–1492,0 кДж/моль), определите энтальпию образования ортофосфата кальция.

Решение. Обозначаем искомую величину х и находим ее по следствию закона Гесса:

–739,0 = х – [(–635,5)·3 + (–1492,0)]

–739,0 = х – (–1906,5 – 1492,0)

х = –4136,5

Полученное число является энтальпией образования ортофосфата кальция:

D_fН°(Са₃(РО₄)₂) = –4136,5 кДж/моль

Пример 5. Стандартную энтальпию образования алмаза из графита определить практически невозможно, т.к. этот процесс осуществляется при сверхвысоких давлениях. Определите эту величину, исходя из энтальпий реакций:

1) С(графит) + O₂ = СО₂(г); DН°₁ = –393,5 кДж

2) С(aлмаз) + O₂ = СО₂(г); DН°₂ = –395,4 кДж

Решение. С термохимическими уравнениями можно производить алгебраические действия. Вычитая второе уравнение из первого, получаем:

С(графит) – С(aлмаз) + O₂ – O₂ = СО₂ – СО₂; DН° = DН°₁ – DН°₂ = –1,9 кДж/моль

С(графит) = С (aлмаз); DН° = –1,9 кДж/моль.

Полученная величина называется энтальпией фазового перехода графита в алмаз.

Энтальпии химических реакций зависят от температуры, но эта зависимость небольшая, поэтому можно пользоваться стандартными значениями энтальпий образования даже тогда, когда условия протекания процесса отличаются от стандартных.

Дата добавления: 2014-12-16