Что называют стандартной энтальпией образования химического соединения

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

Что называют стандартной энтальпией образования химического соединения

Энтальпией (теплотой) образования химического соединения называется изменение энтальпии в процессе получения моль этого соединения из простых веществ, устойчивых при данной температуре.

Важным термодинамическим представлением является понятие о стандартном состоянии вещества. Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (твердой или жидкой), называется его реальное состояние при данной температуре и давлении 101 кПа.

Стандартным состоянием газообразного вещества при данной температуре является состояние газа, давление которого 101 кПа, при условии, что газ обладает свойствами, присущими ему при той же температуре и бесконечно малом давлении.

Стандартным состоянием растворенного вещества при данной температуре будет его состояние, отвечающее концентрации при условии, что раствор обладает свойствами, которые

он имел бы при той же температуре и бесконечно большом разбавлении. В стандартном состоянии вещество может быть при любой температуре.

Стандартной энтальпией (теплотой) образования химического соединения называют изменение энтальпии в процессе образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях (табл. IV. 1).

Таблица IV.1. Стандартные энтальпии образования некоторых простых веществ и соединений при 298,16 К

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях. Так, например, нулю равны стандартные теплоты образования жидкого брома (а не газообразного) и графита (а не алмаза). Стандартная энтальпия образования соединения — мера его термодинамической устойчивости, прочности, количественное выражение энергетических свойств соединения. Эта термодинамическая функция характеризуется периодичностью и может быть ориентировочно оценена для какого-либо соединения так же, как и любое другое свойство. На рис. IV. 1 представлена взаимосвязь между стандартными

Рис. IV. 1. Взаимосвязь между стандартными энтальпиями образования оксидов и сульфидов элементов подгруппы цннка при 298 К

энтальпиями образования оксидов и сульфидов элементов подгруппы цинка при 298 К. Прямая на рис. IV.I четко указывает на закономерное изменение стандартных энтальпий образования оксидов и сульфидов в ряду

Термохимические расчеты.

В основе большинства термохимических расчетов лежит следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.

Используя при термохимических расчетах следствие из закона Гесса, надо иметь в виду, что при алгебраическом суммировании следует учитывать стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Так, для уравнения реакции тепловой эффект равен

Уравнение (IV. 12) позволяет определять как тепловой эффект реакции по известным энтальпиям образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.

Пример. I. Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции если известны стандартные энтальпии образования веществ (см. табл. IV.1). Запишите термохимическое уравнение реакции.

Решение. На основании следствия из закона Гесса (IV. 12) можно записать

Подставив значения стандартных энтальпий образования веществ с учетом их агрегатных состояний, получим для 1 моль

Следовательно, термохимическое уравнение реакции имеет вид

Пример 2. Стандартный тепловой эффект реакции равен Рассчитайте стандартную теплоту (энтальпию) образования вещества А, если

Решение. На основании следствия из закона Гесса (IV. 12) для рассматриваемой реакции имеем

Подставив в это выражение значения определим

Тепловой эффект химической реакции является энергетическим эффектом процесса, протекающего при постоянной температуре. Пользуясь справочными данными, которые относятся к

298 К, можно рассчитать тепловые эффекты реакций, протекающих при этой температуре.

Энтальпия есть возрастающая функция температуры, непрерывная во всей области изменения последней, когда существует данная фаза. Зависимость теплот химических реакций от температуры была изучена Кирхгофом. Если известен стандартный тепловой эффект реакции, то можно рассчитать по уравнению Кирхгофа

где — стандартный тепловой эффект реакции при — стандартный тепловой эффект реакции при температуре — разность молярных изобарных теплоемкостей всех продуктов реакции и молярных изобарных теплоемкостей всех исходных веществ.

Расчеты по уравнению Кирхгофа показывают, что в том интервале температур, который может иметь практическое значение, изменение величины теплового эффекта реакции невелико. Так, например, тепловой эффект реакции Си протекающий при кПа, меняется с температурой следующим образом:

Тепловой эффект процесса при повышении температуры от 298 до 4000 К изменяется на Еще меньше влияние давления на тепловой эффект реакции. Так, для реакции синтеза аммиака из азота и водорода (все реагенты — газы) различие между значениями при кПа и р = 50 МПа не превышает 5 %. Поэтому при выполнении термохимических расчетов, допуская обычно незначительную ошибку, можно пользоваться стандартными значениями теплот образования даже тогда, когда условия протекания процесса отличаются от стандартных.

Источник

Энтальпия образования химических соединений.

Энтальпией (теплотой) образования химического соединения DН_Т называется изменение энтальпии в процессе получения одного моля этого соедине­ния из простых веществ, устойчивых при данной температуре.

Стандартной энтальпией (теплотой) обра­зования химического соединения DН , _обр называют изменение энтальпии в процессе образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии (Т = 298 К и r = 101,3 кПа), из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинами­чески устойчивых при данной температуре фазах и модифика­циях (таблица А.1).

Стандартные энтальпии образования простых веществ прини­маются равными нулю, если их агрегатные состояния и модифи­кации устойчивы при стандартных условиях. Так, например, нулю равны стандартная теплота образования жидкого брома (а не газообразного) и графита (а не алмаза).

Стандартная энтальпия образования соединения – мера его термодинамической устойчивости, прочности, количественное выраже­ние энергетических свойств соеди­нения.

Термохимические расчеты.В основе большинства термохими­ческих расчетов лежит следствие из закона Гесса: тепловой эф­фект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) обра­зования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энталь­пий) образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Уравнение (9) позволяет определять как тепловой эффект реакции по известным энтальпиям образования веществ, участву­ющих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.

Тепловой эффект химической реакции является энергетиче­ским эффектом процесса, протекающего при постоянной темпера­туре. Пользуясь справочными данными, которые относятся к 298 К, можно рассчитать тепловые эффекты реакций, протекаю­щих при этой температуре. Однако при выполнении термохимических расчетов, допуская обычно незначительную ошиб­ку, можно пользоваться стандартными значениями теплот обра­зования даже тогда, когда условия протекания процесса отлича­ются от стандартных.

Тепловые эффекты фазовых превращений.Фазовые превра­щения часто сопутствуют химическим реакциям. Однако тепло­вые эффекты фазовых превращений, как правило, меньше тепло­вых эффектов химических реакций. Ниже приведены примеры термохимических уравнений некоторых фазовых превращений:

Н₂О_(ж) ® Н₂О_(г), DH = 44,0 кДж/моль,

Н₂О_(к) ® Н₂О_(ж), DH = 6,0 кДж/моль,

I_2(к) ® I_2(г), DH = 62,24 кДж/моль.

Исходя из выше приведенных данных можно отметить, что фазовый переход из более в менее конденсированное состояние ведет к повышению энтальпии системы (тепло поглощается – процесс эндотермический).

Т Ж Г

Переход вещества из аморфного состояния в кристаллическое всегда сопровождается выделением теплоты (DH

Самопроизвольный процесс не может протекать в обратном направлении так же самопроизвольно, как в прямом. Так, вода не может сама по себе перетекать вверх по наклонному желобу, а теплота не может сама по себе переходить от холодного тела к горячему. Чтобы перекачать воду наверх или передать теплоту от холодной части системы к горячей, необходимо совершить работу над системой. К процессам, обратным по отношению к самопроизвольным, применяется термин «несамопроизвольные».

При изучении химических взаимодействий очень важно оце­нить возможность или невозможность их самопроизвольного протекания при заданных условиях, выяснить химическое срод­ство веществ. Должен быть критерий, с помощью которого можно было бы установить принципиальную осуществимость, направление и пределы самопроизвольного течения реакции при тех или иных температурах и давлениях. Первый закон термоди­намики такого критерия не дает. Тепловой эффект реакции не определяет направления процесса: самопроизвольно могут проте­кать как экзотермические, так и эндотермические реакции.

Критерий самопроизвольного протекания процесса в изолиро­ванных системах дает второй закон термодинамики. Прежде чем перейти к рассмотрению этого закона, введем представление о термодинамической функции состояния системы, называемой энтропией.

Энтропия.Для характеристики состояния некоторого количе­ства вещества, являющегося совокупностью очень большого чи­сла молекул, можно или указать температуру, давление и другие термодинамические параметры состояния системы, или указать мгновенные координаты каждой молекулы (x_i, y_i, z_i) и скорости перемещения по всем трем направлениям (v_xi,v_yi,v_zi). В первом случае охарактеризовывается макросостояние системы, во вто­ром – микросостояние. Каждому макросостоянию отвечает огромное число микросостояний. Число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние, называют тер­модинамической вероятностью состояния системы и обознача­ют W.

Термодинамическая вероятность состояния системы, состоя­щей всего из 10 молекул газа, примерно 1000, а ведь только в 1 см 3 газа содержится 2,7×10 19 молекул (н. у.). Чтобы перейти к более удобным для восприятия и расчетов числам, в термодина­мике используют не величину W, а ее логарифм lnW. Последнему можно придать размерность (Дж/К), умножив на константу Больцмана k:

Величину S называют энтропией системы.

Энтропия – термодинамическая функция состояния си­стемы и ее величина зависит от количества рассматриваемого вещества. Поэтому целесообразно относить величину энтропии к одному молю вещества (Дж/(моль×К)) и выражать как

где R = kN_A – молярная газовая постоянная;

Из уравнения (11) следует, что энтропия системы увели­чивается пропорционально логарифму термодинамической веро­ятности состояния W. Это соотношение лежит в основе современ­ной статистической термодинамики.

При р = const энтропия является функцией температуры Т, причем температура замерзания и тем­пература кипения – это те точки, в которых энтропия из­меняется особенно резко, скачкообразно.

Итак, энтропия S является мерой неупорядоченности системы. «Носителями» энтропии являются газы. Если при реакции увеличивается число молей газообразных веществ, то увеличивается и энтропия. Т.е. не производя расчетов можно при необходимости определить знак изменения энтропии системы:

Рассмотренное положение представляет одну из формулиро­вок второго закона термодинамики (закон имеет статистический характер, т. е. применим лишь к системам, состоящим из очень большого числа частиц). Требование постоянства внутренней энергии и объема системы исключает использование энтропии как критерия направления и предела протекания химических реакций, при которых внутренняя энергия веществ неизбежно меняется, а также совершается работа расширения против вне­шнего давления.

Энтропийный и энтальпийный факторы химических реакций, протекающих в изобарно-изотермических условиях.Движущей силой процесса, протекающего в изобарно-изотермических усло­виях, может быть или стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т. е. выделить теплоту в окружающую среду, уменьшить энтальпию (DH 0). Если процесс протекает так, что DH=0, то рост энтропии становится его единственной движущей силой. И, наоборот, при условии DS = 0 единственной движущей силой процесса является убыль энтальпии. В связи с этим можно говорить об энтальпийном DH и энтропийном TDS факторах процесса.

Максимальная работа.Голландский физико-химик Вант-Гофф предложил новую теорию химического сродства, которая, не объясняя природы химического сродства, ограничивается ука­занием способа его измерения, т. е. дает количественную оценку химическому сродству.

Вант-Гофф использует в качестве меры химического сродства максимальную работу А или А для реакций, протекающих при V, T = const или р, Т = const соответственно.

Максимальная работа равна энергии, которую нужно прило­жить к системе, чтобы остановить реакцию, т. е. преодолеть, силы химического сродства. Поскольку реакция протекает в направле­нии совершения положительной максимальной работы, знак А или А определяет направление самопроизвольного тече­ния химического взаимодействия.

Максимальная работа при постоянном объеме равна

где U₁, S₁ и U₂, S₂ – величина внутренней энергии и энтропии системы в исходном и конечном состояниях соответственно.

Дата добавления: 2015-04-16 ; просмотров: 44 ; Нарушение авторских прав

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