Все формулы РФ

Химия / Тепловой эффект реакции, закон Гесса

Энтальпия реакции по теплотам образования

Стандартную энтальпию реакции находят как сумму теплот образования продуктов минус сумму теплот образования реагентов с учетом коэффициентов.

Опубликовано: Обновлено:

Тепловой эффект реакции, закон ГессаЕсть историческая справкаСтраницы с задачами и решениямиБазовые химические расчеты

Формула

$$\Delta H^\circ_{rxn}=\sum \nu \Delta H_f^\circ(products)-\sum \nu \Delta H_f^\circ(reactants)$$
таблица Баланс энтальпий образования

Таблица разделяет вещества на реагенты и продукты, рядом стоят коэффициенты и табличные ΔH°f.

Энтальпия реакции равна сумме вкладов продуктов минус сумма вкладов реагентов.

Обозначения

$ΔH°rxn$
стандартная энтальпия реакции, кДж/моль реакции
$ν$
стехиометрический коэффициент вещества в уравнении, безразмерная величина
$ΔH°f$
стандартная энтальпия образования вещества из простых веществ, кДж/моль

Условия применения

  • Уравнение реакции должно быть уравнено до подстановки чисел.
  • Все ΔH°f берут для тех фаз, которые указаны в реакции.
  • Для простых веществ в стандартном состоянии ΔH°f принимают равной нулю.
  • Стандартное состояние обычно соответствует давлению 1 бар и указанной температуре, чаще 298,15 К.

Ограничения

  • Расчет дает стандартную энтальпию, а не тепловой эффект при любых реальных условиях.
  • Нельзя заменять H2O(ж) на H2O(г) без дополнительной поправки на испарение.
  • Для ионов в растворе нужны согласованные табличные значения в одной справочной системе.

Подробное объяснение

Стандартная энтальпия образования показывает, какое изменение энтальпии сопровождает образование 1 моль соединения из простых веществ в стандартных состояниях. Если каждое вещество реакции мысленно собрать из элементов, то по закону Гесса можно перейти от реагентов к продуктам через общий набор простых веществ. Из этого и получается правило: продукты минус реагенты.

Символ суммы в формуле означает, что каждое табличное значение умножается на коэффициент в химическом уравнении. Если в продуктах стоит 2H2O, энтальпию образования воды нужно взять дважды. Коэффициенты относятся к веществам, а не к отдельным атомам, поэтому сначала обязательно уравнивают реакцию.

Знак результата читают как изменение энтальпии химической системы. Отрицательное значение означает экзотермическую реакцию, положительное значение означает эндотермическую. В примере с метаном продукты обладают меньшей энтальпией, чем реагенты, поэтому разность получается отрицательной.

Метод особенно удобен для табличных задач, потому что справочники обычно содержат ΔH°f для большого числа веществ. Нужно только следить за агрегатными состояниями: CO2(г), H2O(ж), H2O(г), графит и алмаз имеют разные значения. Такая аккуратность важнее, чем механическое запоминание формулы.

Если реакция проходит не при стандартной температуре, результат служит исходной оценкой. Для более точной работы используют температурные поправки через теплоемкости, например уравнение Кирхгофа. Поэтому формула по теплотам образования является основой, но не заменяет полный термодинамический анализ для сложных условий.

Как пользоваться формулой

  1. Уравняйте химическое уравнение и подпишите агрегатные состояния.
  2. Выпишите ΔH°f всех реагентов и продуктов из одной таблицы.
  3. Умножьте каждое значение на стехиометрический коэффициент.
  4. Сложите вклад продуктов и вычтите вклад реагентов.
  5. Запишите ответ на реакцию как она записана и объясните знак.

Историческая справка

Идея энтальпий образования выросла из термохимии XIX века и закона Гесса. Когда химики начали систематически измерять тепловые эффекты, стало ясно, что удобно выбрать общий нулевой уровень для элементов в стандартных состояниях. Тогда тепловые эффекты множества реакций можно вычислять через таблицы образования веществ. В конце XIX и начале XX века развитие физической химии, калориметров и термодинамических справочников сделало такие таблицы частью инженерной практики. Современное обозначение ΔH°f связано с принятой системой стандартных состояний и молярных величин. Значения постоянно уточнялись по мере улучшения эксперимента, но сам расчет продуктов минус реагентов остался прямым следствием закона Гесса.

Историческая линия формулы

Метод не принадлежит одному автору в смысле отдельной формулы. Его основание связано с законом Гесса и развитием термодинамики, а табличная практика складывалась усилиями многих экспериментаторов. В учебной химии запись через ΔH°f служит компактной формой термохимического цикла.

Пример

Найдем ΔH° реакции CH4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(ж). Табличные значения: ΔH°f(CH4) = -74,8 кДж/моль, ΔH°f(O2) = 0, ΔH°f(CO2) = -393,5 кДж/моль, ΔH°f(H2O, ж) = -285,8 кДж/моль. Сумма для продуктов: -393,5 + 2 · (-285,8) = -965,1 кДж. Сумма для реагентов: -74,8 + 2 · 0 = -74,8 кДж. Разность продуктов и реагентов: -965,1 - (-74,8) = -890,3 кДж. Ответ: ΔH°rxn = -890,3 кДж на 1 моль CH4 по записанному уравнению. Минус показывает выделение теплоты при стандартном сгорании метана до жидкой воды. Коэффициент перед O2 влияет только на баланс, так как ΔH°f(O2)=0.

Частая ошибка

Самая частая ошибка состоит в пропуске стехиометрических коэффициентов перед табличными ΔH°f. Второй источник ошибок связан с простыми веществами: нулевое значение берут только для стандартной формы элемента, например O2(г), но не для атомарного кислорода. Также нельзя складывать продукты и реагенты в одном направлении без вычитания. В задачах на горение важно заранее понять, указана жидкая или газообразная вода.

Практика

Задачи с решением

Окисление оксида углерода

Условие. Для CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г) даны ΔH°f(CO) = -110,5 кДж/моль, ΔH°f(CO2) = -393,5 кДж/моль, ΔH°f(O2) = 0. Найдите ΔH°.

Решение. Сумма продуктов равна -393,5. Сумма реагентов равна -110,5 + 0. Разность: -393,5 - (-110,5) = -283,0 кДж.

Ответ. ΔH° = -283,0 кДж на 1 моль CO.

Разложение карбоната кальция

Условие. CaCO3(т) = CaO(т) + CO2(г). Используйте ΔH°f(CaCO3) = -1206,9, ΔH°f(CaO) = -635,1, ΔH°f(CO2) = -393,5 кДж/моль.

Решение. Продукты: -635,1 - 393,5 = -1028,6 кДж. Реагент: -1206,9 кДж. ΔH° = -1028,6 - (-1206,9) = +178,3 кДж.

Ответ. +178,3 кДж, разложение требует подвода энергии.

Дополнительные источники

  • IUPAC Gold Book: terminology for chemistry and physical chemistry
  • OpenStax Chemistry 2e: thermochemistry, solutions, stoichiometry and gases
  • Atkins and de Paula: Physical Chemistry, selected chapters

Связанные формулы

Химия

Энтальпия реакции по энергиям связей

$\Delta H \approx \sum E_{broken}-\sum E_{formed}$

Оценка по энергиям связей сравнивает энергию, затраченную на разрыв старых связей, с энергией, выделенной при образовании новых.

Химия

Закон Гесса для расчета теплового эффекта

$\Delta H = \sum \Delta H_{\text{steps}}$

Закон Гесса позволяет находить тепловой эффект реакции как сумму энтальпий промежуточных стадий, если начальные и конечные вещества совпадают.