Презентация по теме: "Энтальпия"

Энтальпия. Тепловой эффект химической реакции

Термодинамика

• Наука о взаимных превращениях различных видов энергии.
• Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного, течения различных процессов в данных условиях.

• При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими.

• При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах.
• 2Н 2 (г) + О 2 = 2Н 2 О(ж) + 285,84 кДж

• При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q , поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии Δ  U и на совершение работы A:
• Q = Δ U + A

• Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого.

Изохорный процесс

• При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении А = p Δ V,

где Δ V – изменение объема системы ( V 2 – V 1 ).

• При изохорном процессе ( V -const):

( V 2 – V 1 )=0 , тогда А=0 ; теплота

• Q V = Δ U + 0,
• Q V = ( U 2 – U 1 ) = Δ U

Изобарный процесс

• ( p -const) теплота
• Q p = Δ U + p Δ V,
• Q p = ( U 2 – U 1 ) + p ( V 2 – V 1 );
• Q p = ( U 2 + pV 2 ) – ( U 1 + pV 1 ).
• Сумма U + pV обозначим через Н , тогда:
• Q p = Н 2 – Н 1 = Δ Н.

• Величину Н называют энтальпией . Таким образом, теплота при p=cons t и T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Q р равна изменению энтальпии системы Δ Н (если единственным видом работы является работа расширения):
• Q p = Δ Н.

• Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (Δ Н ) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе ( V= const; T =const), при котором Δ V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:
• Q V = Δ U

0 ( H 2 H 1 ) . В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через Δ Н . " width="640"

• Теплоты химических процессов, протекающих при p , T =const и V, T =const, называют тепловыми эффектами.
• При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и Δ Н H 2 H 1 ), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и Δ Н 0 ( H 2 H 1 ) . В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через Δ Н .

0, и убывает в экзотермическом, Н " width="640"

Если тепловой эффект реакции Q измерен при постоянном давлении (а это большинство химических процессов, которые проводятся не в замкнутом объеме), то он называется энтальпией реакции и обозначается H . Энтальпия (русский эквивалент этого слова – «теплосодержание») системы возрастает в эндотермическом процессе (когда система поглощает теплоту), Н 0, и убывает в экзотермическом, Н

Стандартные теплоты (энтальпии) образования Δ H о 298 некоторых веществ

Вещество

Состояние

С 2 H 2

г

Δ H о 298 , кДж/моль

CS 2

г

Вещество

+226,75

NO

CO

г

C 6 H 6

+115,28

Состояние

C 2 H 4

CH 3 OH

г

+90,37

Δ H о 298 , кДж/моль

г

-110,52

C 2 H 5 OH

г

г

H 2 S

+82,93

NH 3

г

+52,28

-201,17

H 2 O

г

H 2 O

-235,31

г

CH 4

-20,15

г

C 2 H 6

г

-46,19

-241,83

ж

NH 4 Cl

CO 2

-285,84

г

к

HCl

-74,85

г

-84,67

-315,39

Fe 2 O 3

г

Ca(OH) 2

-393,51

к

-92,31

-822,10

к

Al 2 O 3

-986,50

к

-1669,80

• Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (Δ H х.р. ) равен сумме теплот образования Δ H обр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции

• Энтальпии очень многих реакций найдены экспериментально, часто с использованием калориметров. Однако это осуществлено далеко не для всех процессов. Во-первых, их слишком много, возможно, практически бесконечное число. Во-вторых, отнюдь не все реакции можно провести в калориметре, например реакцию, происходящую в зеленых растениях:

Энтальпией образования вещества f H называется энтальпия реакции образования 1 моль этого вещества из соответствующих простых веществ.

Энтальпии образования некоторых веществ при 298 К

Рассмотрим ряд реакций, в которых может получиться карбонат кальция. Энтальпия какой из этих реакций является энтальпией образования карбоната кальция?

• 1) Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O; 2) CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3) 2Ca + O 2 + 2CO 2 = 2CaCO 3 ; 4) Ca + 3O + С = CaCO 3 ; 5) 2Ca + 3O 2 + 2С = 2CaCO 3 ; 6) Ca + 3/2O 2 + С = CaCO 3 .
• 1) Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O;
• 2) CaO + CO 2 = CaCO 3 ;
• 3) 2Ca + O 2 + 2CO 2 = 2CaCO 3 ;
• 4) Ca + 3O + С = CaCO 3 ;
• 5) 2Ca + 3O 2 + 2С = 2CaCO 3 ;
• 6) Ca + 3/2O 2 + С = CaCO 3 .

В реакциях 1, 2 и 3 принимают участие не только простые вещества. В реакции 4 кислород — не простое вещество, а находится в атомарном состоянии. В реакции 5 образуется не 1 моль карбоната. Таким образом, нашему определению соответствует только реакция 6.