Что такое стандартная энтальпия как найти - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

From Wikipedia, the free encyclopedia

In chemistry and thermodynamics, the standard enthalpy of formation or standard heat of formation of a compound is the change of enthalpy during the formation of 1 mole of the substance from its constituent elements in their reference state, with all substances in their standard states. The standard pressure value p^⦵ = 10⁵ Pa (= 100 kPa = 1 bar) is recommended by IUPAC, although prior to 1982 the value 1.00 atm (101.325 kPa) was used.^[1] There is no standard temperature. Its symbol is Δ_fH^⦵. The superscript Plimsoll on this symbol indicates that the process has occurred under standard conditions at the specified temperature (usually 25 °C or 298.15 K). Standard states are as follows:

For a gas: the hypothetical state the gas would assume if it obeyed the ideal gas equation at a pressure of 1 bar
For a gaseous or solid solute present in a diluted ideal solution: the hypothetical state of concentration of the solute of exactly one mole per liter (1 M) at a pressure of 1 bar extrapolated from infinite dilution
For a pure substance or a solvent in a condensed state (a liquid or a solid): the standard state is the pure liquid or solid under a pressure of 1 bar

For elements that have multiple allotropes, the reference state usually is chosen to be the form in which the element is most stable under 1 bar of pressure. One exception is phosphorus, for which the most stable form at 1 bar is black phosphorus, but white phosphorus is chosen as the standard reference state for zero enthalpy of formation.^[2]

For example, the standard enthalpy of formation of carbon dioxide would be the enthalpy of the following reaction under the above conditions:

{displaystyle {ce {C(s, graphite) + O2(g) -> CO2(g)}}}

All elements are written in their standard states, and one mole of product is formed. This is true for all enthalpies of formation.

The standard enthalpy of formation is measured in units of energy per amount of substance, usually stated in kilojoule per mole (kJ mol⁻¹), but also in kilocalorie per mole, joule per mole or kilocalorie per gram (any combination of these units conforming to the energy per mass or amount guideline).

All elements in their reference states (oxygen gas, solid carbon in the form of graphite, etc.) have a standard enthalpy of formation of zero, as there is no change involved in their formation.

The formation reaction is a constant pressure and constant temperature process. Since the pressure of the standard formation reaction is fixed at 1 bar, the standard formation enthalpy or reaction heat is a function of temperature. For tabulation purposes, standard formation enthalpies are all given at a single temperature: 298 K, represented by the symbol Δ_fH^⦵
_{298 K}.

Hess’s law[edit]

For many substances, the formation reaction may be considered as the sum of a number of simpler reactions, either real or fictitious. The enthalpy of reaction can then be analyzed by applying Hess’s Law, which states that the sum of the enthalpy changes for a number of individual reaction steps equals the enthalpy change of the overall reaction. This is true because enthalpy is a state function, whose value for an overall process depends only on the initial and final states and not on any intermediate states. Examples are given in the following sections.

Ionic compounds: Born–Haber cycle[edit]

Standard enthalpy change of formation in Born–Haber diagram for lithium fluoride. ΔH_latt corresponds to U_L in the text. The downward arrow «electron affinity» shows the negative quantity –EA_F, since EA_F is usually defined as positive.

For ionic compounds, the standard enthalpy of formation is equivalent to the sum of several terms included in the Born–Haber cycle. For example, the formation of lithium fluoride,

{displaystyle {ce {Li(s) + 1/2F2(g) -> LiF(s)}}}

may be considered as the sum of several steps, each with its own enthalpy (or energy, approximately):

H_sub, the standard enthalpy of atomization (or sublimation) of solid lithium.
IE_Li, the first ionization energy of gaseous lithium.
B(F–F), the standard enthalpy of atomization (or bond energy) of fluorine gas.
EA_F, the electron affinity of a fluorine atom.
U_L, the lattice energy of lithium fluoride.

The sum of all these enthalpies will give the standard enthalpy of formation (ΔH_f) of lithium fluoride:

${displaystyle Delta H_{text{f}}=Delta H_{text{sub}}+{text{IE}}_{text{Li}}+{frac {1}{2}}{text{B(F–F)}}-{text{EA}}_{text{F}}+{text{U}}_{text{L}}.}$

In practice, the enthalpy of formation of lithium fluoride can be determined experimentally, but the lattice energy cannot be measured directly. The equation is therefore rearranged in order to evaluate the lattice energy:^[3]

${displaystyle -U_{text{L}}=Delta H_{text{sub}}+{text{IE}}_{text{Li}}+{frac {1}{2}}{text{B(F–F)}}-{text{EA}}_{text{F}}-Delta H_{text{f}}.}$

Organic compounds[edit]

The formation reactions for most organic compounds are hypothetical. For instance, carbon and hydrogen will not directly react to form methane (CH₄), so that the standard enthalpy of formation cannot be measured directly. However the standard enthalpy of combustion is readily measurable using bomb calorimetry. The standard enthalpy of formation is then determined using Hess’s law. The combustion of methane:

{displaystyle {ce {CH4 + 2 O2 -> CO2 + 2 H2O}}}

is equivalent to the sum of the hypothetical decomposition into elements followed by the combustion of the elements to form carbon dioxide (CO₂) and water (H₂O):

Applying Hess’s law,

${displaystyle Delta _{text{comb}}H^{ominus }({text{CH}}_{4})=[Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CO}}_{2})+2Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{H}}_{2}{text{O}})]-Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CH}}_{4}).}$

Solving for the standard of enthalpy of formation,

${displaystyle Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CH}}_{4})=[Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CO}}_{2})+2Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{H}}_{2}{text{O}})]-Delta _{text{comb}}H^{ominus }({text{CH}}_{4}).}$

The value of ${displaystyle Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CH}}_{4})}$ is determined to be −74.8 kJ/mol. The negative sign shows that the reaction, if it were to proceed, would be exothermic; that is, methane is enthalpically more stable than hydrogen gas and carbon.

It is possible to predict heats of formation for simple unstrained organic compounds with the heat of formation group additivity method.

Use in calculation for other reactions[edit]

The standard enthalpy change of any reaction can be calculated from the standard enthalpies of formation of reactants and products using Hess’s law. A given reaction is considered as the decomposition of all reactants into elements in their standard states, followed by the formation of all products. The heat of reaction is then minus the sum of the standard enthalpies of formation of the reactants (each being multiplied by its respective stoichiometric coefficient, ν) plus the sum of the standard enthalpies of formation of the products (each also multiplied by its respective stoichiometric coefficient), as shown in the equation below:^[4]

${displaystyle Delta _{text{r}}H^{ominus }=sum nu Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{products}})-sum nu Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{reactants}}).}$

If the standard enthalpy of the products is less than the standard enthalpy of the reactants, the standard enthalpy of reaction is negative. This implies that the reaction is exothermic. The converse is also true; the standard enthalpy of reaction is positive for an endothermic reaction. This calculation has a tacit assumption of ideal solution between reactants and products where the enthalpy of mixing is zero.

For example, for the combustion of methane, :

${displaystyle Delta _{text{r}}H^{ominus }=[Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CO}}_{2})+2Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{H}}_{2}{text{O}})]-Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CH}}_{4})+2Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{O}}_{2})].}$

However is an element in its standard state, so that ${displaystyle Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{O}}_{2})=0}$ , and the heat of reaction is simplified to

${displaystyle Delta _{text{r}}H^{ominus }=[Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CO}}_{2})+2Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{H}}_{2}{text{O}})]-Delta _{text{f}}H^{ominus }({text{CH}}_{4}),}$

which is the equation in the previous section for the enthalpy of combustion ${displaystyle Delta _{text{comb}}H^{ominus }}$ .

Key concepts for enthalpy calculations[edit]

When a reaction is reversed, the magnitude of ΔH stays the same, but the sign changes.
When the balanced equation for a reaction is multiplied by an integer, the corresponding value of ΔH must be multiplied by that integer as well.
The change in enthalpy for a reaction can be calculated from the enthalpies of formation of the reactants and the products
Elements in their standard states make no contribution to the enthalpy calculations for the reaction, since the enthalpy of an element in its standard state is zero. Allotropes of an element other than the standard state generally have non-zero standard enthalpies of formation.

Examples: standard enthalpies of formation at 25 °C[edit]

Thermochemical properties of selected substances at 298.15 K and 1 atm

Inorganic substances[edit]

Species	Phase	Chemical formula	Δ_fH^⦵ /(kJ/mol)
Aluminium	Solid	Al	0
Aluminium chloride	Solid	AlCl₃	−705.63
Aluminium oxide	Solid	Al₂O₃	−1675.5
Aluminium hydroxide	Solid	Al(OH)₃	−1277
Aluminium sulphate	Solid	Al₂(SO₄)₃	−3440
Barium chloride	Solid	BaCl₂	−858.6
Barium carbonate	Solid	BaCO₃	−1216
Barium hydroxide	Solid	Ba(OH)₂	−944.7
Barium oxide	Solid	BaO	−548.1
Barium sulfate	Solid	BaSO₄	−1473.3
Beryllium	Solid	Be	0
Beryllium hydroxide	Solid	Be(OH)₂	−903
Beryllium oxide	Solid	BeO	−609.4
Boron trichloride	Solid	BCl₃	−402.96
Bromine	Liquid	Br₂	0
Bromide ion	Aqueous	Br⁻	−121
Bromine	Gas	Br	111.884
Bromine	Gas	Br₂	30.91
Bromine trifluoride	Gas	BrF₃	−255.60
Hydrogen bromide	Gas	HBr	−36.29
Cadmium	Solid	Cd	0
Cadmium oxide	Solid	CdO	−258
Cadmium hydroxide	Solid	Cd(OH)₂	−561
Cadmium sulfide	Solid	CdS	−162
Cadmium sulfate	Solid	CdSO₄	−935
Caesium	Solid	Cs	0
Caesium	Gas	Cs	76.50
Caesium	Liquid	Cs	2.09
Caesium(I) ion	Gas	Cs⁺	457.964
Caesium chloride	Solid	CsCl	−443.04
Calcium	Solid	Ca	0
Calcium	Gas	Ca	178.2
Calcium(II) ion	Gas	Ca²⁺	1925.90
Calcium(II) ion	Aqueous	Ca²⁺	−542.7
Calcium carbide	Solid	CaC₂	−59.8
Calcium carbonate (Calcite)	Solid	CaCO₃	−1206.9
Calcium chloride	Solid	CaCl₂	−795.8
Calcium chloride	Aqueous	CaCl₂	−877.3
Calcium phosphate	Solid	Ca₃(PO₄)₂	−4132
Calcium fluoride	Solid	CaF₂	−1219.6
Calcium hydride	Solid	CaH₂	−186.2
Calcium hydroxide	Solid	Ca(OH)₂	−986.09
Calcium hydroxide	Aqueous	Ca(OH)₂	−1002.82
Calcium oxide	Solid	CaO	−635.09
Calcium sulfate	Solid	CaSO₄	−1434.52
Calcium sulfide	Solid	CaS	−482.4
Wollastonite	Solid	CaSiO₃	−1630
Carbon (Graphite)	Solid	C	0
Carbon (Diamond)	Solid	C	1.9
Carbon	Gas	C	716.67
Carbon dioxide	Gas	CO₂	−393.509
Carbon disulfide	Liquid	CS₂	89.41
Carbon disulfide	Gas	CS₂	116.7
Carbon monoxide	Gas	CO	−110.525
Carbonyl chloride (Phosgene)	Gas	COCl₂	−218.8
Carbon dioxide (un–ionized)	Aqueous	CO₂(aq)	−419.26
Bicarbonate ion	Aqueous	HCO₃^–	−689.93
Carbonate ion	Aqueous	CO₃^2–	−675.23
Monatomic chlorine	Gas	Cl	121.7
Chloride ion	Aqueous	Cl⁻	−167.2
Chlorine	Gas	Cl₂	0
Chromium	Solid	Cr	0
Copper	Solid	Cu	0
Copper(II) oxide	Solid	CuO	−155.2
Copper(II) sulfate	Aqueous	CuSO₄	−769.98
Fluorine	Gas	F₂	0
Monatomic hydrogen	Gas	H	218
Hydrogen	Gas	H₂	0
Water	Gas	H₂O	−241.818
Water	Liquid	H₂O	−285.8
Hydrogen ion	Aqueous	H⁺	0
Hydroxide ion	Aqueous	OH⁻	−230
Hydrogen peroxide	Liquid	H₂O₂	−187.8
Phosphoric acid	Liquid	H₃PO₄	−1288
Hydrogen cyanide	Gas	HCN	130.5
Hydrogen bromide	Liquid	HBr	−36.3
Hydrogen chloride	Gas	HCl	−92.30
Hydrogen chloride	Aqueous	HCl	−167.2
Hydrogen fluoride	Gas	HF	−273.3
Hydrogen iodide	Gas	HI	26.5
Iodine	Solid	I₂	0
Iodine	Gas	I₂	62.438
Iodine	Aqueous	I₂	23
Iodide ion	Aqueous	I⁻	−55
Iron	Solid	Fe	0
Iron carbide (Cementite)	Solid	Fe₃C	5.4
Iron(II) carbonate (Siderite)	Solid	FeCO₃	−750.6
Iron(III) chloride	Solid	FeCl₃	−399.4
Iron(II) oxide (Wüstite)	Solid	FeO	−272
Iron(II,III) oxide (Magnetite)	Solid	Fe₃O₄	−1118.4
Iron(III) oxide (Hematite)	Solid	Fe₂O₃	−824.2
Iron(II) sulfate	Solid	FeSO₄	−929
Iron(III) sulfate	Solid	Fe₂(SO₄)₃	−2583
Iron(II) sulfide	Solid	FeS	−102
Pyrite	Solid	FeS₂	−178
Lead	Solid	Pb	0
Lead dioxide	Solid	PbO₂	−277
Lead sulfide	Solid	PbS	−100
Lead sulfate	Solid	PbSO₄	−920
Lead(II) nitrate	Solid	Pb(NO₃)₂	−452
Lead(II) sulfate	Solid	PbSO₄	−920
Lithium fluoride	Solid	LiF	−616.93
Magnesium	Solid	Mg	0
Magnesium ion	Aqueous	Mg²⁺	−466.85
Magnesium carbonate	Solid	MgCO₃	−1095.797
Magnesium chloride	Solid	MgCl₂	−641.8
Magnesium hydroxide	Solid	Mg(OH)₂	−924.54
Magnesium hydroxide	Aqueous	Mg(OH)₂	−926.8
Magnesium oxide	Solid	MgO	−601.6
Magnesium sulfate	Solid	MgSO₄	−1278.2
Manganese	Solid	Mn	0
Manganese(II) oxide	Solid	MnO	−384.9
Manganese(IV) oxide	Solid	MnO₂	−519.7
Manganese(III) oxide	Solid	Mn₂O₃	−971
Manganese(II,III) oxide	Solid	Mn₃O₄	−1387
Permanganate	Aqueous	MnO⁻ ₄	−543
Mercury(II) oxide (red)	Solid	HgO	−90.83
Mercury sulfide (red, cinnabar)	Solid	HgS	−58.2
Nitrogen	Gas	N₂	0
Ammonia (ammonium hydroxide)	Aqueous	NH₃ (NH₄OH)	−80.8
Ammonia	Gas	NH₃	−46.1
Ammonium nitrate	Solid	NH₄NO₃	−365.6
Ammonium chloride	Solid	NH₄Cl	−314.55
Nitrogen dioxide	Gas	NO₂	33.2
Hydrazine	Gas	N₂H₄	95.4
Hydrazine	Liquid	N₂H₄	50.6
Nitrous oxide	Gas	N₂O	82.05
Nitric oxide	Gas	NO	90.29
Dinitrogen tetroxide	Gas	N₂O₄	9.16
Dinitrogen pentoxide	Solid	N₂O₅	−43.1
Dinitrogen pentoxide	Gas	N₂O₅	11.3
Nitric acid	Aqueous	HNO₃	−207
Monatomic oxygen	Gas	O	249
Oxygen	Gas	O₂	0
Ozone	Gas	O₃	143
White phosphorus	Solid	P₄	0
Red phosphorus	Solid	P	−17.4^[5]
Black phosphorus	Solid	P	−39.3^[5]
Phosphorus trichloride	Liquid	PCl₃	−319.7
Phosphorus trichloride	Gas	PCl₃	−278
Phosphorus pentachloride	Solid	PCl₅	−440
Phosphorus pentachloride	Gas	PCl₅	−321
Phosphorus pentoxide	Solid	P₂O₅	−1505.5^[6]
Potassium bromide	Solid	KBr	−392.2
Potassium carbonate	Solid	K₂CO₃	−1150
Potassium chlorate	Solid	KClO₃	−391.4
Potassium chloride	Solid	KCl	−436.68
Potassium fluoride	Solid	KF	−562.6
Potassium oxide	Solid	K₂O	−363
Potassium nitrate	Solid	KNO₃	−494.5
Potassium perchlorate	Solid	KClO₄	−430.12
Silicon	Gas	Si	368.2
Silicon carbide	Solid	SiC	−74.4,^[7] −71.5^[8]
Silicon tetrachloride	Liquid	SiCl₄	−640.1
Silica (Quartz)	Solid	SiO₂	−910.86
Silver bromide	Solid	AgBr	−99.5
Silver chloride	Solid	AgCl	−127.01
Silver iodide	Solid	AgI	−62.4
Silver oxide	Solid	Ag₂O	−31.1
Silver sulfide	Solid	Ag₂S	−31.8
Sodium	Solid	Na	0
Sodium	Gas	Na	107.5
Sodium bicarbonate	Solid	NaHCO₃	−950.8
Sodium carbonate	Solid	Na₂CO₃	−1130.77
Sodium chloride	Aqueous	NaCl	−407.27
Sodium chloride	Solid	NaCl	−411.12
Sodium chloride	Liquid	NaCl	−385.92
Sodium chloride	Gas	NaCl	−181.42
Sodium chlorate	Solid	NaClO₃	−365.4
Sodium fluoride	Solid	NaF	−569.0
Sodium hydroxide	Aqueous	NaOH	−469.15
Sodium hydroxide	Solid	NaOH	−425.93
Sodium hypochlorite	Solid	NaOCl	−347.1
Sodium nitrate	Aqueous	NaNO₃	−446.2
Sodium nitrate	Solid	NaNO₃	−424.8
Sodium oxide	Solid	Na₂O	−414.2
Sulfur (monoclinic)	Solid	S₈	0.3
Sulfur (rhombic)	Solid	S₈	0
Hydrogen sulfide	Gas	H₂S	−20.63
Sulfur dioxide	Gas	SO₂	−296.84
Sulfur trioxide	Gas	SO₃	−395.7
Sulfuric acid	Liquid	H₂SO₄	−814
Titanium	Gas	Ti	468
Titanium tetrachloride	Gas	TiCl₄	−763.2
Titanium tetrachloride	Liquid	TiCl₄	−804.2
Titanium dioxide	Solid	TiO₂	−944.7
Zinc	Gas	Zn	130.7
Zinc chloride	Solid	ZnCl₂	−415.1
Zinc oxide	Solid	ZnO	−348.0
Zinc sulfate	Solid	ZnSO₄	−980.14

Aliphatic hydrocarbons[edit]

Formula	Name	Δ_fH^⦵ /(kcal/mol)	Δ_fH^⦵ /(kJ/mol)
Straight-chain
CH₄	Methane	−17.9	−74.9
C₂H₆	Ethane	−20.0	−83.7
C₂H₄	Ethylene	12.5	52.5
C₂H₂	Acetylene	54.2	226.8
C₃H₈	Propane	−25.0	−104.6
C₄H₁₀	n-Butane	−30.0	−125.5
C₅H₁₂	n-Pentane	−35.1	−146.9
C₆H₁₄	n-Hexane	−40.0	−167.4
C₇H₁₆	n-Heptane	−44.9	−187.9
C₈H₁₈	n-Octane	−49.8	−208.4
C₉H₂₀	n-Nonane	−54.8	−229.3
C₁₀H₂₂	n-Decane	−59.6	−249.4
C₄ Alkane branched isomers
C₄H₁₀	Isobutane (methylpropane)	−32.1	−134.3
C₅ Alkane branched isomers
C₅H₁₂	Neopentane (dimethylpropane)	−40.1	−167.8
C₅H₁₂	Isopentane (methylbutane)	−36.9	−154.4
C₆ Alkane branched isomers
C₆H₁₄	2,2-Dimethylbutane	−44.5	−186.2
C₆H₁₄	2,3-Dimethylbutane	−42.5	−177.8
C₆H₁₄	2-Methylpentane (isohexane)	−41.8	−174.9
C₆H₁₄	3-Methylpentane	−41.1	−172.0
C₇ Alkane branched isomers
C₇H₁₆	2,2-Dimethylpentane	−49.2	−205.9
C₇H₁₆	2,2,3-Trimethylbutane	−49.0	−205.0
C₇H₁₆	3,3-Dimethylpentane	−48.1	−201.3
C₇H₁₆	2,3-Dimethylpentane	−47.3	−197.9
C₇H₁₆	2,4-Dimethylpentane	−48.2	−201.7
C₇H₁₆	2-Methylhexane	−46.5	−194.6
C₇H₁₆	3-Methylhexane	−45.7	−191.2
C₇H₁₆	3-Ethylpentane	−45.3	−189.5
C₈ Alkane branched isomers
C₈H₁₈	2,3-Dimethylhexane	−55.1	−230.5
C₈H₁₈	2,2,3,3-Tetramethylbutane	−53.9	−225.5
C₈H₁₈	2,2-Dimethylhexane	−53.7	−224.7
C₈H₁₈	2,2,4-Trimethylpentane (isooctane)	−53.5	−223.8
C₈H₁₈	2,5-Dimethylhexane	−53.2	−222.6
C₈H₁₈	2,2,3-Trimethylpentane	−52.6	−220.1
C₈H₁₈	3,3-Dimethylhexane	−52.6	−220.1
C₈H₁₈	2,4-Dimethylhexane	−52.4	−219.2
C₈H₁₈	2,3,4-Trimethylpentane	−51.9	−217.1
C₈H₁₈	2,3,3-Trimethylpentane	−51.7	−216.3
C₈H₁₈	2-Methylheptane	−51.5	−215.5
C₈H₁₈	3-Ethyl-3-Methylpentane	−51.4	−215.1
C₈H₁₈	3,4-Dimethylhexane	−50.9	−213.0
C₈H₁₈	3-Ethyl-2-Methylpentane	−50.4	−210.9
C₈H₁₈	3-Methylheptane	−60.3	−252.5
C₈H₁₈	4-Methylheptane	?	?
C₈H₁₈	3-Ethylhexane	?	?
C₉ Alkane branched isomers (selected)
C₉H₂₀	2,2,4,4-Tetramethylpentane	−57.8	−241.8
C₉H₂₀	2,2,3,3-Tetramethylpentane	−56.7	−237.2
C₉H₂₀	2,2,3,4-Tetramethylpentane	−56.6	−236.8
C₉H₂₀	2,3,3,4-Tetramethylpentane	−56.4	−236.0
C₉H₂₀	3,3-Diethylpentane	−55.7	−233.0

Other organic compounds[edit]

Species	Phase	Chemical formula	Δ_fH^⦵ /(kJ/mol)
Acetone	Liquid	C₃H₆O	−248.4
Benzene	Liquid	C₆H₆	48.95
Benzoic acid	Solid	C₇H₆O₂	−385.2
Carbon tetrachloride	Liquid	CCl₄	−135.4
Carbon tetrachloride	Gas	CCl₄	−95.98
Ethanol	Liquid	C₂H₅OH	−277.0
Ethanol	Gas	C₂H₅OH	−235.3
Glucose	Solid	C₆H₁₂O₆	−1271
Isopropanol	Gas	C₃H₇OH	−318.1
Methanol (methyl alcohol)	Liquid	CH₃OH	−238.4
Methanol (methyl alcohol)	Gas	CH₃OH	−201.0
Methyl linoleate (Biodiesel)	Gas	C₁₉H₃₄O₂	−356.3
Sucrose	Solid	C₁₂H₂₂O₁₁	−2226.1
Trichloromethane (Chloroform)	Liquid	CHCl₃	−134.47
Trichloromethane (Chloroform)	Gas	CHCl₃	−103.18
Vinyl chloride	Solid	C₂H₃Cl	−94.12

References[edit]

^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the «Gold Book») (1997). Online corrected version: (2006–) «standard pressure». doi:10.1351/goldbook.S05921
^ Oxtoby, David W; Pat Gillis, H; Campion, Alan (2011). Principles of Modern Chemistry. p. 547. ISBN 978-0-8400-4931-5.
^ Moore, Stanitski, and Jurs. Chemistry: The Molecular Science. 3rd edition. 2008. ISBN 0-495-10521-X. pages 320–321.
^ «Enthalpies of Reaction». www.science.uwaterloo.ca. Archived from the original on 25 October 2017. Retrieved 2 May 2018.
^ ^a ^b Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2004). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Prentice Hall. p. 392. ISBN 978-0-13-039913-7.
^ Green, D.W., ed. (2007). Perry’s Chemical Engineers’ Handbook (8th ed.). Mcgraw-Hill. p. 2–191. ISBN 9780071422949.
^ Kleykamp, H. (1998). «Gibbs Energy of Formation of SiC: A contribution to the Thermodynamic Stability of the Modifications». Berichte der Bunsengesellschaft für physikalische Chemie. 102 (9): 1231–1234. doi:10.1002/bbpc.19981020928.
^ «Silicon Carbide, Alpha (SiC)». March 1967. Retrieved 5 February 2019.

Zumdahl, Steven (2009). Chemical Principles (6th ed.). Boston. New York: Houghton Mifflin. pp. 384–387. ISBN 978-0-547-19626-8.

External links[edit]

NIST Chemistry WebBook

Источник

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН < 0, а в эндотермическом процессе (Q < 0) ΔН > 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S_(ромб), S_{(монокл)}, С_{(графит)}, С_(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25^оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН^о₂₉₈.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН^о_f,298 (или ΔН^о_обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например, ΔН^o_f,298(Н₂О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н_2(г) + ½O_2(г) = Н₂О_(ж)

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН^o_сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО_2(г), Н₂О_(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН^o₂₉₈ реакции:

2H₂S(г) + 3O₂(г) = 2SO₂(г) + 2H₂O(ж); ΔН^oх.р.,₂₉₈ = ?

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO_2(г) и H₂O_(ж)):

Вещество	H₂S(г)	O₂(г)	SO₂(г)	H₂O(ж)
ΔН^o_f,298	-20,60	0	-296,90	-285,83
ΔН^o_сгор,298	-562,10	0	0	0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН^о_х.р. равна:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_f,298(SO_2(г)) + 2ΔН^о_f,298(H₂O_(ж)) — 2ΔН^о_f,298(H₂S_(г)) — 3ΔН^о_f,298(O_2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) — 2(- 20,60) = — 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН^о_х.р.,298 = 2ΔН^о_сгор,298(H₂S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г), используя следующие данные:

4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(ж); ΔН^о₁ = -1531,22 кДж;

2H₂O_(ж) = O_2(г) + 2H_2(г); ΔН^о₂= 571,66 кДж.

Определите стандартную энтальпию образования NH₃(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

- - разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

N_2(г) + 3H₂O_(ж) = 2NH_3(г) + 3/2O_2(г); ΔН^о = 765,61 кДж;

- - умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН^o , изменив ее знак на противоположный:

3/2O_2(г) + 3H_2(г) = 3H₂O_(ж); ΔН^о = -857,49 кДж;

- - сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) равен:

Δ Н^о₂₉₈ = (- ΔН^о₁/2) + (- 3/2·ΔН^о₂) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH_3(г), то

ΔН^о_f,298(NH_3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO_4(к) + 5H₂O_(ж) = CuSO₄·5H₂O_(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO_4(к) в n моль Н₂О с образованием раствора CuSO₄(р-р, nH₂O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO₄·5H₂O_(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о₁ = ΔН^о₂+ ΔН^о_х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН^о_х = ΔН^о₁ – ΔН^о₂ = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO_4(к) + (n H₂O) = CuSO₄(р-р, n H₂O); ΔН^о₁ = – 40,0 кДж; (1)

CuSO_4(к) + 5H₂O(ж) = CuSO₄·5H₂O(к); ΔН^о_х = Н^о₂; (2)

CuSO₄·5H₂O_(к)+ (n – 5)H₂O = CuSO₄(р-р, nH₂O); ΔН^о₃ = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса: ΔН^о₁ = ΔН^о_х+ ΔН^о₃, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН^о_f,298(С₂Н_4(г)) = 2ΔН^о_возг(С_{(графит)}) + 2ΔН^о_атом(H_2(г)) + ΔН^о_(С= С) + 4ΔН^о_(С–Н).

ΔН^о_(С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН^о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl₂·2H₂O_(к).

2. Определить ΔН^о₂₉₈ реакции:

CH₃CНO_(ж) + H_2(г) = CH₃CH₂OH_(ж),

если ΔН^о_сгор,298(CH₃CНO_(ж)) = — 1193,07 кДж/моль; ΔН^о_сгор,298(CH₃CH₂OH_(ж)) = — 1370,68 кДж/моль; ΔН^о_f,298(Н₂О_(ж)) = — 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl_2(к) и BaCl₂·2H₂O_(к) с образованием раствора хлорида бария (с мольным отношением BaCl₂: H₂O = 1: 500) соответственно равны –11,18 и 18,74 кДж/моль.
Определить величину ΔН^о присоединения воды к BaCl_2(к) с образованием BaCl₂·2H₂O_(к).

10.4. Рассчитать энтальпию связи в молекуле NO на основании следующих термохимических уравнений:

N_2(г) + O_2(г) = 2NO_(г); ΔН^о₂₉₈ = +182,52 кДж;

2O_(г) = O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 498,34 кДж;

N_2(г) = 2N_(г); ΔН^о₂₉₈ = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔН^о₂₉₈ реакции 2C(г) + 2H₂(г) = C₂H₄(г), используя следующие термохимические уравнения:

С_{(графит)} = С_(г); ΔН^о₂₉₈ = +716,67 кДж;
С₂H_4(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 2H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 1322,94 кДж;
C_{(графит)} + O_2(г) = CO_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 393,51 кДж;

H_2(г) + 1/2O_2(г) = H₂O_(г); ΔН^о₂₉₈ = — 241,81 кДж.

10.6. Определите стандартную энтальпию реакции взаимодействия метана с оксидом углерода (IV), если стандартные энтальпии образования метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) при 298 К равны соответственно: -75; -393 и -111 кДж/моль.

7. Определите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН_(ж), если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола при 298 К равны соответственно: -393; -286 и -1366 кДж/моль.

8. Вычислите энтальпию химической реакции 4KClO_3(к)=KCl_(к)+3KClO_4(к) по следующим данным:

2KClO_3(к)=2KCl_(к)+3O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = — 95 кДж;
4KClO_4(к)=KCl_(к)+2O_2(г); ΔН^о₂₉₈ = 9 кДж/моль.

9. Вычислите среднюю энтальпию связи P-Cl в молекуле PCl₅, используя следующие термохимические уравнения:

P_{(к, бел.)}+5/2Cl_2(г)=PCl_5(г); ΔН^о₁ = — 374,8 кДж;
P_{(к, бел.)}=P_(г); ΔН^о₂ = — 17,4 кДж;
Cl_2(г)=2Cl_(г); ΔН^о₃ = 242,6 кДж.

10. Вычислите среднюю энтальпию связи N-H в молекуле NH₃, используя следующие термохимические уравнения:

1/2N_2(г)+3/2H_2(г)=NH_3(г); ΔН^о₁ = — 46,2 кДж;
N_2(г)=2N_(г); ΔН^о₂ = 945,4 кДж;
H_2(г)=2H_(г); ΔН^о₃ = 436,0 кДж.

Источник

Стандартная
энтальпия сгорания ΔH^o_сгор–
тепловой эффект реакции сгорания одного
моля вещества до образования высших
оксидов. Для органических веществ –до
CO_2(г)и
H₂O_(ж).
Теплота сгорания негорючих веществ
принимается равной нулю. Теплота сгорания
топлива характеризует его теплотворную
способность.

Стандартная
энтальпия образования вещества (ΔfH⁰)
– увеличение или уменьшение энтальпии,
сопровождающее образование 1 моль
вещества из простых веществ, при условии,
что все участники реакции находятся в
стандартном состоянии

Стандартная
энтальпия сгорания вещества (ΔсH⁰)
– уменьшение
энтальпии при окислении в избытке
кислорода 1 моль вещества, взятого в
стандартном состоянии, до конечных
продуктов окисления.

Закон Гесса
– энергия не создаётся и не уничтожается,
а лишь переходит из одного вида энергии
в другой.

Закон Гесса

Тепловой эффект
реакции зависит только от природы и
состояния исходных вещ-в и не зависит
от пути, по которому реакция протекает

Следствие
1.
Тепловой эффект химической реакции
равен разности сумм теплот
образования(ΔH_f)
продуктов реакции и исходных веществ,
умноженных на стехиометрическиекоэффициенты (ν):

ΔH^o_f_,_i
— стандартная энтальпия образование
веществ

v_i
– стехиометрические коэффициенты

Следствие
2.
Тепловой эффект химической реакции
равен разности сумм теплот
сгорания(ΔH_c)
исходных веществ и продуктов реакции,
умноженных на стехиометрические
коэффициенты (ν):

ΔH^o_с,_i—
стандартная энтальпия сгорания веществ

v_i
– стехиометрические коэффициенты

Следствие
3. Энтальпия
реакции равна разности сумм энергий
связей E_св исходных
и конечных реагентов с учетом их
стехиометрических коэффициентов.

В ходе
химической реакции энергия затрачивается на
разрушение связей в исходных веществах
(ΣE_исх)
и выделяется при образовании
продуктов реакции (–ΣE_прод).
Отсюда

ΔH^° = ΣE_исх – ΣE_прод

Следовательно,
экзотермический эффект реакции
свидетельствует о том, что образуются
соединения с более прочными связями,
чем исходные. В случае эндотермической
реакции, наоборот, прочнее исходные
вещества.

При
определении энтальпии реакции по
энергиям связей уравнение реакции пишут
с помощью структурных формул для удобства
определения числа и характера связей.

Следствие
4. Энтальпия
реакции образования вещества равна
энтальпии реакции разложения его до
исходных веществ с обратным знаком.

Следствие
5. Энтальпия
гидратации равна разности энтальпий
растворения безводной соли (ΔH^o_{раств.б/с})и
кристаллогидрата (ΔH^o_{раств.крист})

6.Второе начало термодинамики. Формулировка. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Энтропия как критерий возможности протекания самопроизвольных процессов.

Второе начало
термодинамики:
В изобарно-изотермических условиях (р,
Т = const)
в системе самопроизвольно могут протекать
только такие процессы, в результате
которых энергия Гиббса системы уменьшается
(ΔG
< 0). В состоянии равновесия G
= const,
G
= 0

Обратимый
процесс (то есть равновесный)
— термодинамический процесс, который
может проходить как в прямом, так и в
обратном направлении, проходя через
одинаковые промежуточные состояния,
причем система возвращается в исходное
состояние без затрат энергии, и в
окружающей среде не остается
макроскопических изменений. Обратимый
процесс можно в любой момент заставить
протекать в обратном направлении,
изменив какую-либо независимую переменную
на бесконечно малую величину.

Необратимым
называется процесс,
который нельзя провести в противоположном
направлении через все те же самые
промежуточные состояния. Все реальные
процессы необратимы.

Энтропия
– энтропия – функция состояния,
приращение которой ΔS
равно теплоте Qмин
подведённой к системе в обратимом
изотермическом процессе, делённой на
абсолютную температуру T,
три которой осуществляется процесс: ΔS
= Qмин/
T
или мера вероятности пребывания системы
в данном состоянии – мера неупорядоченности
системы.

7.
Энергия
Гиббса – главный критерий возможности
протекания самопроизвольных процессов.
Прогнозирование
направления самопроизвольно протекающих
процессов в изолированной и закрытой
системах; роль энтальпийного и энтропийного
факторов.

Критериями
направления самопроизвольного протекания
необратимых процессов являются
неравенства ΔG < 0 (для закрытых систем),
ΔS > 0 (для изолированных систем).

Если
величина ΔG
имеет отрицательный знак (ΔG
< 0),
то реакция самопроизвольно может
протекать
только в прямом направлении.
Причем абсолютное значение разности
ΔH
– TΔS
= ΔG
будет определять движущую силу данного
процесса.

Если
же ΔG
> 0,
то в условиях, для которых были измерены
ΔH
и TΔS,
в прямом
направлении данная реакция протекать
не может. Зато осуществимой окажется
обратная реакция,
для которой ΔG
будет иметь отрицательное значение.

Реакции,
для которых ΔH
< 0, а ΔS
> 0,
могут самопроизвольно протекать в
прямом
направлении при любых температурах,
т.к. ΔG
у них всегда будет меньше нуля. Примером
такой реакции может служить гидролиз
пептидов или белков.

Если
для химической реакции ΔH
> 0, а ΔS
< 0,
то ее самопроизвольное протекание в
прямом
направлении всегда неосуществимо,
т.к. энергия Гиббса в данном случае
возрастает. Примером такой реакции
может служить процесс фотосинтеза –
образование глюкозы и кислорода из
углекислого газа и воды, – который
невозможен без участия солнечной
энергии.

В
случае ΔH
> 0 и ΔS
> 0
самопроизвольному протеканию реакции
в
прямом направлении способствует
энтропийный фактор.
При низких температурах отрицательное
значение ΔH
– TΔS
может быть невозможно, но при нагревании
– оно возможно и реакция становится
осуществимой в прямом направлении.
Например, тепловая денатурация белковых
молекул.

Если
ΔH
< 0 и ΔS
< 0,
то отрицательное значение ΔG
такой химической реакции наблюдается
только при достаточно низких температурах.

При
вычислении ΔG
в химической реакции можно использовать
следствие из закона Гесса, применяемое
для расчета ее теплового эффекта
(изменения энтальпии). В данном случае
оно будет звучать следующим образом.

В ходе самопроизвольного
процесса в закрытых системах G
уменьшается до определенной величины,
принимая минимально возможное для
данной системы значение Gmin. Система
переходит в состояние химического
равновесия (ΔG= 0). Самопроизвольное
течение реакций в закрытых системах
контролируется как энтальпийным (ΔrH),
так и энтропийным (TΔrS) фактором. Для
реакций, у которых ΔrH< 0 иΔrS> 0, энергия
Гиббса всегда будет убывать, т.е.ΔrG<
0, и такие реакции могут протекать
самопроизвольно при любых температурах

В изолированных
системах энтропия
приобретает максимально возможное для
данной системы значение Smax; в состоянии
равновесияΔS= 0

Под стандартной
энергией Гиббса образования ΔG°, понимают
изменение энергии Гиббса при реакции
образования 1 моль вещества, находящегося
в стандартном состоянии. Это определение
подразумевает, что стандартная энергия
Гиббса образования простого вещества,
устойчивого в стандартных условиях,
равна нулю. В самопроизвольной реакции:

∆G<0 (G2-G1<0)

∆S>0 (S2-S1>0)
реакция пойдет → ∆G>0

∆S<0 реакция
пойдет ←

Формула для I и II
т/д: ∆Gт=∆H0хр — Т∆S

Энтальпийный и
энтропийный факторы Из приведенного
выражения следует, что самопроизвольное
течение реакции может контролироваться
как энтальпийным (∆H), так и энтропийным
фактором (T∆S). Очевидно, что для реакций,
характеризующихся ∆Hr< 0 и ∆Sr> О,
энергия Гиббса должна обязательно
убывать, т. е. ∆Gr< 0, и такие реакции
могут протекать самопроизвольно при
любых температурах, так как оба фактора
способствуют протеканию процесса.
Пример такой реакции — гидролиз белка.
Наоборот, при ∆Hr> 0 и ∆Sr< 0 самопроизвольное
течение реакций всегда невозможно, так
как энергия Гиббса должна обязательно
возрастать. Оба фактора препятствуют
протеканию реакции. Пример — фотосинтез,
т. е. образование глюкозы и кислорода
из углекислого газа и воды.

Несогласованное
действие факторов наблюдается в двух
случаях:

1) ∆Hr> 0 и ∆Sr> 0 —
самопроизвольному протеканию реакции
способствует энтропийный фактор,
отрицательное значение изменения
энергии Гиббса возможно при соотношении
|∆Sr |> |∆Hr|, т. е. при достаточно высоких
температурах. Примером процессов этого
типа является тепловая денатурация
белков;

2) ∆Hr< О и ∆Sr< О —
благоприятствующим фактором является
энтальпийный, соотношение AGT< 0
наблюдается при |∆Hr| >|∆Sr |, т. е. при
достаточно низких температурах. Пример
процессов этого типа — гидратация
белков.

8
. Термодинамические условия равновесия.
Стандартная энергия Гиббса образования
вещества, стандартная энергия Гиббса
биологического окисления вещества.
Стандартная энергия Гиббса реакции.
Примеры экзергонических и эндергонических
процессов, протекающих в организме.
Принцип энергетического сопряжения.

Под
стандартной энергией Гиббса биологического
окисления ΔG°, понимают изменение энергии
Гиббса при реакции биологического
окисления 1 моль вещества, находящегося
в стандартном состоянии.Под стандартной
энергией Гиббса образования ΔG°, понимают
изменение энергии Гиббса при реакции
образования 1 моль вещества, находящегося
в стандартном состоянии

Принцип
энергетического сопряжения:

Сопряженные
реакции – это реакции, в которых
протекание одной реакции обусловлено
протеканием другой, невозможной в
отсутствии первой. Принцип энергетического
сопряжения заключается в том, что энергия
необходимая для протекания эндергонической
реакции поступает за счет осуществление
экзэргонической реакции , причем в двух
реакциях присутствует общее веществ-
интермедиан.

Химическое
равновесие. Обратимые и необратимые
по направлению реакции. Термодинамические
условия равновесия в изолированных и
закрытых системах. Константа химического
равновесия.

11.Химическая
кинетика как основа для изучения
скоростей и механизмов биохимических
процессов. Скорость реакции, средняя
скорость реакции в интервале, истинная
скорость. Факторы, влияющие на скорость
реакции.

Химическая
кинетика
изучает скорости химических реакций,
их зависимость от различных факторов
и механизмы реакций. Последовательность
и характер стадий химических реакций
называют механизмом реакции.

Факторы
влияющие на протекание реакции

В
организме человека протекают тысячи
ферментативных реакций, проходящих в
живой клетке. Однако в многостадийной
цепи процессов достаточно велика разница
между скоростями отдельных реакций.
Так, синтезу в клетке молекул белка
предшествует, по крайней мере, еще две
стадии: синтез транспортной РНК и синтез
рибосом. Но время, за которое удваивается
концентрация молекул т-РНК, составляет
1,7 мин., молекулы белка — 17 мин., а рибосом
— 170 мин. Скорость суммарного процесса
медленной (лимитирующей) стадии, в нашем
примере — скорость синтеза рибосом.
Наличие лимитирующей реакции обеспечивает
высокую надежность и гибкость управления
тысячами реакций, происходящих в клетке.
Достаточно держать под наблюдением и
регулировать лишь наиболее медленные
из них. Такой способ регулирования
скорости многостадийного синтеза носит
название принципа
минимума. Он
позволяет существенно упростить и
сделать более надежной систему
авторегулирования в клетке.

Скорость
реакций в зависимости от молекулярности
будет выражаться уравнениями: а) V = к •
С_А
— для мономолекулярной реакции; б) V = к
• С_А
• С_в
или в) V = к • С²_А
— для бимолекулярной реакции; г) V = к •
С • С_в
• С _э
д) V = к • С²_А
• С_в
или е) V
= k
• С³_А—
для тримолекулярной реакции.

12.
Классификации реакций, применяющиеся
в кинетике: реакции, гомогенные,
гетерогенные и микрогетерогенные;
реакции простые и сложные (параллельные,
последовательные, сопряженные, цепные).
Молекулярность элементарного акта
реакции. Кинетические уравнения. Порядок
реакции. Период полупревращения

Микрогетерогенные
реакции –

Молекулярность
реакции–
это количество молекул, которые принимают
участие единовременно в одном акте
столкновений.

Молекулярность
можно определить, лишь установив механизм
реакции. В зависимости от числа реагирующих
молекул (частиц), участвующих в элементарном
акте, различают одномолекулярные
(мономолекулярные), двухмолекулярные,
тримолекулярные реакции.

К одномолекулярнымреакциям
типа А→Р относятся процессы распада
молекулы на более простые составные
части и реакции изомеризации.

Двухмолекулярными называются
элементарные реакции вида: А+В→Р и 2А→Р
(Н₂+J₂=2HJ,HJ+HJ=H₂+J₂,CH₃COOCH₃+H₂O=CH₃COOH+CH₃OHи
т.д.).

Значительно
реже встречаютсятрехмолекулярныереакции
А+2В→Р или 3А→Р. Во всех случаях вид и
количество образующихся продуктов
реакции не имеет значения, так как
молекулярность определяется только
числом молекул веществ, реагирующих в
элементарном акте.

Порядок
реакции
устанавливается экспериментально.

Молекулярность
и порядок реакции могут совпадать, а
могут и различаться.

Молекулярность
и порядок реакции совпадаюттолько
для простых реакций, протекающих только
в одну элементарную стадию без участия
посторонних молекул.

Молекулярность
и порядок реакции не совпадают в
трех основных случаях:

1) для
сложных реакций;

2) для
гетерогенных реакций;

3) для
реакций с избытком одного из реагирующих
веществ.

Период
полупревращения–
это время, в течение которого прореагирует
половина взятого вещества.

Кинетическое
уравнение
выражает зависимость скорости хим.
реакции от концентраций компонентов
реакционной смеси

Молекулярность-число
молекул, реагирующих в в одном элементарном
химическом акте.

Молекулярность
реакции определяется числом молекул,
вступающих в химическое взаимодействие
в элементарном акте реакции. По этому
признаку реакции разделяются на
мономолекулярные, бимолекулярные и
тримолекулярные.

Тогда
реакции типа А —>В будут являться
мономолекулярными, например:

а) С₁₆Н₃₄
(t°C)
—>C_gH₁₈
+ С₈Н₁₆
— реакция крекинга углеводородов;

б) CaC0₃
(t°C)
—>СаО + С0₂
— термическое разложение карбоната
кальция.
Реакции типа А + В —> С или
2А —> С — являются бимолекулярными,
например:
а) С + 0₂
-> С0₂;
б) 2Н₂0₂
-> 2Н₂0
+ 0₂
и т. д.

Тримолекулярные
реакции описываются общими уравнениями
типа:

а)
А + В + С Д; б) 2А + В Д; в) 3А Д.

Например:
а) 2Н₂
+ 0₂
2Н₂0;
б) 2NO
+ Н₂N₂0
+ Н₂0.

Нередко
молекулярность реакции трудно установить,
поэтому используют более формальный
признак — порядок
химической реакции.

Порядок
реакции равен сумме показателей степеней
концентраций в уравнении, выражающем
зависимость скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ
(кинетическом уравнении).

Порядок
реакции чаще всего не совпадает с
молекулярностью ввиду того, что механизм
реакции, т. е. «элементарный акт»
реакции (см. определение признака
молекулярности), трудно установить.

Рассмотрим
ряд примеров, иллюстрирующих указанное
положение.

Скорость
растворения кристаллов описывается
уравнениями кинетики нулевого порядка,
несмотря на мономолекулярность реакции:
AgCl₍_TB₎
—>Ag⁺
+ CI»,
V = k
• C(AgCl₍_TBp=
k’C(AgCl₍_ra_})
— p
— плотности и является постоянной
величиной, т. е. скорость растворения
не зависит от количества (концентрации)
растворяемого вещества.
Реакция
гидролиза сахарозы: СО + Н₂0
—> С₆Н₁₂0₆(глюкоза)
+ С₆Н₁₂0₆(фруктоза)
является бимолекулярной реакцией, но
ее кинетика описывается кинетическим
уравнением первого порядка: V=k*C_cax,
так как в условиях опытов, в том числе
и в организме, концентрация воды есть
величина постоянная С(Н₂0)
— const.
Реакция
разложения водородпероксида, протекающая
с участием катализаторов, как
неорганических ионов Fe³⁺,
Cu²⁺
металлической платины, так и биологических
— ферментов, например каталазы, имеет
общий вид:

2Н₂0₂
—> 2Н₂0
+ О _э
т. е. является бимолекулярной.

Источник

Hess’s law[edit]

Ionic compounds: Born–Haber cycle[edit]

Organic compounds[edit]

Use in calculation for other reactions[edit]

Key concepts for enthalpy calculations[edit]

Examples: standard enthalpies of formation at 25 °C[edit]

Inorganic substances[edit]

Aliphatic hydrocarbons[edit]

Other organic compounds[edit]

See also[edit]

References[edit]

External links[edit]

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения