Что называется энтальпией образования стандартной энтальпией образования

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

Конспект лекций
по общей химии

Продолжение. Начало см. в № 8, 12, 13, 20, 23, 25-26, 40/2004;
1/2005

Глава 6.
Введение в термодинамику
химических реакций

6.1. «Химическая» энергия
среди других видов энергии

Термодинамика (от греч. – тепло и – силовой) – наука о закономерностях движения теплоты и превращения энергии. Одним из признаков движения теплоты в химических процессах является ее поглощение или выделение в ходе реакции. Все химические реакции по признаку поглощения или выделения теплоты можно разделить на два основных класса: эндотермические и экзотермические. Тепловая энергия – один из видов энергии. Постараемся определить, какое место занимает энергия, выделяемая или поглощаемая в ходе химических процессов, среди других видов энергии.

Из курса физики известен такой вид энергии, как кинетическая. Определим кинетическую энергию тела массой m = 1 кг, летящего со скоростью = 10 м/с:

E_к = m 2 /2 = 1 (кг)•(10 (м/с)) 2 /2 = 50 Дж.

Вспомним о потенциальной энергии и рассчитаем потенциальную энергию груза массой m = 1 кг, поднятого на высоту h = 10 м:

где g – ускорение свободного падения (g 10 м/с 2 ),

E_п = 1 (кг)•10 (м/с 2 )•10 (м) = 100 Дж.

Полученные числа наглядно показывают, что груз, поднятый на высоту 10 м, обладает в два раза большей энергией, нежели груз, летящий со скоростью 10 м/с.

Энергию, требуемую для нагрева тела или выделяющуюся при его охлаждении, называют тепловой энергией. Тепловые энергии, требуемые для нагрева равных масс различных веществ на одну и ту же температуру, различны.

Тепловая энергия, приведенная к единице массы и единице температуры, носит название удельной теплоемкости. Тепловая энергия, приведенная к единице количества вещества и единице температуры, называется молярной теплоемкостью.

Наивысшее значение удельной теплоемкости имеет вода. Удельная теплоемкость воды равна
4,2 кДж/(кг•град). Возьмем 1 кг воды и нагреем его на 10 градусов, например от 10 °С до 20 °С. Вычислим энергию, которая потребуется для проведения этого процесса:

E_т = 1 (кг)•4,2 (кДж/(кг•град))•10 (град) = 42 кДж = 42 000 Дж.

Полученный результат наглядно демонстрирует, что энергия, выделяющаяся при охлаждении
1 кг воды на 10 градусов, достаточна для того, чтобы поднять груз массой 420 кг на высоту 10 м или разогнать груз массой 840 кг до скорости 10 м/с.

Энергия, выделяющаяся при делении тяжелых ядер, – ядерная энергия – намного превышает тепловую энергию. Так, при делении ядер, содержащихся в 1 кг , выделяется энергия
8•10 10 кДж. Эта энергия примерно в 2•10 9 (в 2 млрд раз) превышает энергию, требуемую для нагрева 1 кг воды на 10 градусов.

Наконец, еще один тип энергии соотносится с законом взаимосвязи массы и энергии, выражаемым знаменитой формулой Эйнштейна:

где с – скорость света в вакууме (с 3•10 8 м/с, или 300 000 км/с). Согласно данной формуле так называемая собственная энергия или энергия покоя (внутренняя энергия) 1 кг вещества равна:

E_вн = 1 (кг)•(3•10 8 (м/с)) 2 = 9•1016 Дж = 9•10 13 кДж.

«Химическая» энергия среди упомянутых выше занимает скромное промежуточное положение. Так, при получении 1 кг сульфида железа из простых веществ (Fe + S = FeS) выделяется энергия около 1000 кДж. Этого хватит на нагрев 2 л воды от 0 °С до 100 °С при условии, что расход энергии на нагрев окружающей среды будет минимальным.

6.2. Энтальпия

Многочисленные химические процессы принято разделять на эндотермические и экзотермические с присущими им тепловыми эффектами. Очевидно, что можно ввести некоторые величины, которые позволят характеризовать способность вещества к поглощению или выделению энергии. Были введены две такие величины с учетом условий проведения процесса.

Реакцию, протекающую при постоянном объеме (в замкнутом реакторе), характеризуют внутренней энергией (U), а при постоянном давлении в открытом сосуде – энтальпией (Н).

Для тех, кто проводит реакции в открытых сосудах, более важной величиной является энтальпия образования, обозначенная буквой Н (от англ. heat – теплота). Была введена шкала, позволяющая сопоставлять энтальпии образования всех веществ. Принято, что нулю на данной шкале соответствуют простые вещества (рис. 6.1).

Рис. 6.1.
Шкала энтальпий

Если простое вещество способно существовать в нескольких аллотропных формах, то нуль на указанной шкале обычно относится к наиболее устойчивой из них. Так, нулевую энтальпию образования имеет кислород, а не озон, графит, а не алмаз. Поскольку в результате превращения озона в кислород энергия выделяется, энтальпия образования озона больше.

Если при образовании сложного вещества из простых энергия затрачивается, то значение энтальпии для данного вещества положительное, а если выделяется, то отрицательное. Поскольку абсолютную энтальпию образования вещества определить невозможно, оперируют только с их разностями H в искусственно введенной шкале.

На шкалу энтальпий наносят значения (обычно в кДж/моль), отнесенные к единице количества вещества. Так, значение H для Ag₂O, равное –30 (см. рис. 6.1), говорит о том, что при образовании 1 моль этого соединения из простых веществ (Ag и O₂) выделяется энергия 30 кДж.

Разница энтальпий образования соединений обычно зависит от температуры, при которой проводится процесс. В связи с этим в справочниках, как правило, указывают стандартное (относящееся к температуре 25 °С) значение энтальпии, что обозначают верхним индексом (0). Обозначение энтальпии образования соединения (из простых веществ) снабжают также нижним индексом (f) (от англ. formation – образование). Тогда для стандартной энтальпии образования воды имеем:

Кроме энтальпий образования в справочниках приводят и другие виды энтальпий, например, стандартные энтальпии сгорания, показывающие, сколько энергии выделяется при сгорании 1 моль вещества.

Не все вещества можно получить, помещая простые вещества непосредственно в реактор. Например, глюкозу С₆Н₁₂О₆ нельзя получить при непосредственном контакте углерода, кислорода и водорода. Это вещество возникает в результате биохимических процессов в живой клетке.

В таких случаях приходит на помощь закон Гесса, который гласит, что тепловой эффект химической реакции определяется разностью энергетических состояний продуктов и реагентов и не зависит от пути реакции. Легко пояснить закон Гесса с помощью следующего примера. Углекислый газ из углерода и кислорода можно получить двумя путями (рис. 6.2):

Рис. 6.2.
Графическое истолкование закона Гесса
на примере превращения углерода
в углекислый газ

1) в одну стадию – прямым сжиганием в избытке кислорода;

2) в две стадии – получением сначала монооксида углерода и его последующим сжиганием.

Согласно закону Гесса:

H₁ = H₂ + H₃.

Из закона Гесса вытекают три важных следствия.

Следствие 1. Энтальпия реакции равна разности энтальпий образования продуктов и реагентов:

H_р = H_f (прод.) – H_f (реаг.).

Так, если уравнение реакции в общем виде записать следующим образом:

H_р = cH_f(C) + dH_f(D) – aH_f(A) – bH_f(B).

Из первого следствия закона Гесса можно определить стандартную теплоту образования глюкозы, пользуясь энтальпией ее сгорания:

Следствие 2. Энтальпия реакции равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов:

H_р = H_сг(реаг.) – H_сг(прод.).

H_р = aH_сг(А) + bH_сг(B) – cH_сг(C) – dH_сг(D).

Следствие 3. Термохимические уравнения реакций можно складывать и вычитать, умножать и делить, записывать справа налево, несмотря на подчас практическую неосуществимость обратных реакций.

Это следствие приходит на помощь, когда соединения либо не удается получить при непосредственном взаимодействии простых веществ, либо они не горят. Так, сульфат кальция не получается при непосредственном смешении в калориметре кальция, кислорода и серы. В этой случае поступают следующим образом. Последовательно проводят четыре реакции, измеряя их тепловые эффекты (табл. 6.1). Энтальпия образования сульфата кальция из простых веществ будет равна сумме энтальпий четырех проведенных реакций.

Суммирование уравнений реакций и энтальпий
согласно третьему следствию из закона Гесса

№	Уравнение реакции	Hр
1	Ca + 1/2O2 = CaO	H1
2	S + O2 = SO2	H2
3	SO2 + 1/2O2 = SO3	H3
4	CaO + SO3 = CaSO4	H4
	Ca + S + 2O2 = CaSO4	Hp = H1 + H2 + H3 + H4

Иногда вместо энтальпий реакций используют теплоты реакций, а вместо энтальпий образования веществ их теплоты образования. Теплоты реакций и теплоты образования связаны с соответствующими энтальпиями простым соотношением:

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

Стандартная энтальпия образования

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.

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. [3]

Применяя закон Гесса,

Решая эталон энтальпии образования,

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: [4]

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

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

Источник

Что называется энтальпией образования стандартной энтальпией образования

§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