Как найти дельта h реакции - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Загрузить PDF

Во время химических реакций происходит поглощение или выделение тепла в окружающую среду. Такой теплообмен между химической реакцией и окружающей средой называется энтальпией, или H. Однако измерить энтальпию напрямую невозможно, поэтому принято рассчитывать изменение температуры окружающей среды (обозначаемое ∆H). ∆H показывает, что в ходе химической реакции происходит выделение тепла в окружающую среду (экзотермическая реакция) или поглощение тепла (эндотермическая реакция). Рассчитывается энтальпия так: ∆H = m x s x ∆T, где m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции, ∆T — изменение температуры в результате реакции.

1
Определите реагенты и продукты реакции. Любая химическая реакция имеет реагенты и продукты реакции. Продукт реакции создается в результате взаимодействия реагентов. Другими словами реагенты — это ингредиенты в рецепте, а продукт реакции — это готовое блюдо. Чтобы найти ∆H реакции, необходимо знать реагенты и продукты реакции.
- Например, необходимо найти энтальпию реакции образования воды из водорода и кислорода: 2H₂ (водород) + O₂ (кислород) → 2H₂O (вода). В этой реакции H₂ и O₂ – реагенты, а H₂O — продукт реакции.
2
Определите общую массу реагентов. Далее необходимо подсчитать массу реагентов. Если вы не можете взвесить их, то подсчитайте молекулярную массу, чтобы найти фактическую. Молекулярная масса — это постоянная, которую можно найти в периодической таблице Менделеева или в других таблицах молекул и соединений. Умножьте массу каждого реагента на число молей.
- В нашем примере реагенты водород и кислород имеют молекулярные массы 2 г и 32 г соответственно. Поскольку мы используем 2 моль водорода (коэффициент в химической реакции перед водородом H₂) и 1 моль кислорода (отсутствие коэффициента перед O₂ обозначает 1 моль), то общая масса реагентов рассчитывается следующим образом:
  2 × (2 г) + 1 × (32 г) = 4 г + 32 г = 36 г
3
Определите теплоемкость продукта. Далее определите теплоемкость продукта реакции. Каждая молекула имеет определенную величину теплоемкости, которая является постоянной. Найдите эту постоянную в таблицах учебника по химии. Существует несколько единиц измерения теплоемкости; в наших расчетах мы будем использовать Дж/г°C.
- Обратите внимание на то, что при наличии нескольких продуктов реакции вам потребуется рассчитать теплоемкость каждого, а затем сложить их, чтоб получить энтальпию всей реакции.
- В нашем примере, продукт реакции — вода, которая имеет теплоемкость 4,2 Дж/г°C.
4
Найдите изменение температуры. Теперь мы найдем ∆T — разницу температур до и после реакции. Из начальной температуры (T1) вычтите конечную температуру (T2). Чаще всего в задачах по химии используется шкала Кельвина (К) (хотя по шкале Цельсия (°С) получится тот же результат).
- В нашем примере давайте предположим, что начальная температура реакции была 185 K, а после реакции стала 95 K, значит, ∆T вычисляется так:
  ∆T = T2 – T1 = 95 K — 185 K = -90 K
5
Найдите энтальпию по формуле ∆H = m x s x ∆T. Если известна m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции и ∆T — изменение температуры, то можно подсчитать энтальпию реакции. Подставьте значения в формулу ∆H = m x s x ∆T и получите энтальпию. Результат вычисляется в Джоулях (Дж).
- В нашем примере энтальпия вычисляется так:
  ∆H = (36 г) × (4,2 ДжK — 1 г — 1) × (-90 K) = -13608 Дж
6
Определите, выделяется или поглощается энергия в ходе рассматриваемой реакции. Одна из самых распространенных причин, по которой требуется вычислить ∆H на практике, — узнать, будет ли реакция экзотермической (выделение тепла и снижение собственной энергии) или эндотермической (поглощение тепла из окружающей среды и повышение собственной энергии). Если значение ∆H положительное, значит, реакция эндотермическая. Если отрицательное, значит, реакция экзотермическая. Чем больше абсолютное значение ∆H, тем больше энергии выделяется или поглощается. Будьте осторожны, если собираетесь проводить практический опыт: во время реакций с высоким значением энтальпии может произойти большое высвобождение энергии, и если оно протекает быстро, то может привести ко взрыву.
- В нашем примере конечный результат получился равным -13608 Дж. Перед значением энтальпии отрицательный знак, а это означает, что реакция экзотермическая. Горячие газы (в виде пара) H₂ и O₂ должны выделить некоторое количество тепла, чтобы образовать молекулу воды, то есть реакция образования H₂O является экзотермической.
Реклама

1
Подсчитайте энергию связей для оценки энтальпии. Почти все химические реакции приводят к разрыву одних связей и образованию других. Энергия в результате реакции не возникает ниоткуда и не разрушается: это та энергия, которая требуется для разрыва или образования этих связей. Поэтому изменение энтальпии всей реакции можно довольно точно оценить путем суммирования энергии этих связей.
- Например, рассмотрим реакцию: H₂ + F₂ → 2HF. В этом случае, энергия для разрыва связи в молекуле H₂ составляет 436 кДж/моль, а энергия для разрыва F₂ составляет 158 кДж/моль.^[1] Наконец, энергия необходимая для образования связи в молекуле HF из H и F = -568 кДж/моль.^[2] Умножаем последнее значение на 2, так как в ходе реакции получаем 2 моль HF: 2 × -568 = -1136 кДж/моль. Складываем значения:
  436 + 158 + (-1136) = -542 кДж/моль.
2
Используйте энтальпию образования для оценки энтальпии. Энтальпия образования позволяет рассчитать ∆H через вычисление реакций образования реагентов и продуктов. Если известна энтальпия образования продуктов реакции и реагентов, то вы можете оценить энтальпию в целом путем сложения, как и в случае энергии, рассмотренном выше.
- Например, рассмотрим следующую реакцию: C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O. Мы знаем, что энтальпия образования рассчитывается:^[3]
  C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0,5O₂ = 228 кДж/моль
  2C + 2O₂ → 2CO₂ = -394 × 2 = -788 кДж/моль
  3H₂ + 1.5 O₂ → 3H₂O = -286 × 3 = -858 кДж/моль
  Теперь необходимо сложить значения образованных веществ, полученные выше, для определения энтальпии реакции: C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O,
  228 + -788 + -858 = -1418 кДж/моль.
3
Не забывайте о знаках перед значениями энтальпии. При вычислении энтальпии образования формулу для определения энтальпии реакции продукта вы переворачиваете, и знак энтальпии должен поменяться. Другими словами, если вы переворачиваете формулу, то знак энтальпии должен смениться на противоположный.
- В примере обратите внимание на то, что реакция образования для продукта C₂H₅OH записана наоборот. C₂H₅OH → 2C + 3H₂ + 0,5O₂ то есть C₂H₅OH распадается, а не синтезируется. Поэтому знак перед энтальпией в такой реакции положительный, 228 кДж/моль, хотя энтальпия образования C₂H₅OH составляет -228 кДж/моль.
Реклама

1
Возьмите чистую емкость и налейте туда воды. Увидеть принципы энтальпии в действии нетрудно — достаточно провести простой опыт. Необходимо, чтобы на результат эксперимента не повлияли посторонние загрязнители, так что емкость нужно вымыть и простерилизовать. Ученые для измерения энтальпии используют специальный закрытые контейнеры — калориметры, но вам вполне подойдет стеклянный стакан или колба. Заполните емкость чистой водопроводной водой комнатной температуры. Желательно проводить эксперимент в прохладном помещении.
- Для эксперимента желательно использовать небольшую емкость. Мы будем рассматривать энтальпию реакции воды с «Алка-Зельтцер», поэтому, чем меньше воды используется, тем более очевидным будет изменение температуры.
2
Поместите термометр в емкость. Возьмите термометр и опустите его в емкость с водой так, чтобы граница прочтения температуры была ниже уровня воды. Снимите показания термометра — это будет начальная температура, T1.
- Предположим, что температуры воды 10 °C. Мы будем использовать это значение для демонстрации принципов энтальпии.
3

Добавьте в емкость одну таблетку «Алка-Зельтцер». Готовы начать опыт? Бросьте в воду одну таблетку «Алка-Зельтцер». Она сразу начнет пузыриться и шипеть. Это происходит из-за реакции между бикарбонатом (HCO₃^—) и лимонной кислотой (H⁺). В результате образуются вода и углекислый газ по формуле: 3HCO₃⁻ + 3H⁺ → 3H₂O + 3CO₂.
4
Измерьте конечную температуру. Наблюдайте за ходом реакции: таблетка «Алка-Зельтцер» будет постепенно растворяться. Когда она растворится полностью, измерьте температуру еще раз. Вода должна стать немного холоднее. Если температура воды напротив стала выше начальной, значит, эксперименту помешали какие-то внешние факторы (например, слишком теплое помещение, где проводился эксперимент).
- Предположим, что температура составляет теперь 8 °C.
5
Подсчитаем энтальпию реакции. Когда таблетка «Алка-Зельтцер» вступает в реакцию с водой, образуются вода и углекислый газ (те самые шипучие пузырьки) и происходит снижение температуры (это тот результат, который должен получиться, если опыт прошел успешно). Можно сделать вывод, что данная химическая реакция является эндотермической, то есть она сопровождается поглощением энергии из окружающей среды — в данном случае из воды. В результате температура воды снижается.
- В нашем эксперименте температура воды снизилась на два градуса. Это согласуется с теорией: реакция растворения «Алка-Зельтцер» в воде эндотермическая и сопровождается небольшим поглощением энергии.
Реклама

Советы

В подсчетах используется шкала Кельвина (K) — это температурная шкала, аналогическая шкале Цельсия, и часто применяемая в химии и физике. Чтобы перевести значение градусов Цельсия в кельвины, необходимо добавить или вычесть 273 градуса: K = °C + 273.

Об этой статье

Эту страницу просматривали 115 967 раз.

Была ли эта статья полезной?

Источник

In a chemical reaction, delta H represents the sum of the heats of formation, commonly measured in kilojoules per mol (kJ/mol), of the products minus the sum of those of the reactants. The letter H in this form is equal to a thermodynamic quantity called enthalpy, representing the total heat content of a system. Enthalpy, measured in joules (J), is equal to the system’s internal energy plus the product of the pressure and the volume. The Greek letter delta looks like a triangle and is used in chemical equations to represent change. Calculating delta H involves balancing the reaction, adding the heats of formation and finding the difference between the heats of formation of the products and those of the reactants. This method assumes constant pressure within the system.

Balance the chemical reaction by making sure that you have the same number of atoms of each molecule on the reactant and product sides of the equation. In a simple example in which water and carbon react to form carbon monoxide and hydrogen gas, the balanced equation looks like this: H2O + C -> CO + H2. Notice that there are the same number of hydrogen, oxygen and carbon atoms on the left (reactant) and right (product) sides of the equation.

Look up the heats of formation for the compounds in your equation. There are heats of formation reference tables in most chemistry books, and this information can also be found through a simple online search. The heat of formation for liquid H2O is –285.83 kJ/mol and for CO is –110.53 kJ/mol, and the heats of formation for the elements H2 and C are both 0 kJ/mol. If you have a reaction with more than one molecule of a given compound, multiply the heat of formation value by the number of molecules of that particular compound in your reaction.

Add together the heats of formation for the reactants, H2O + C, which is –285.83 kJ/mol + 0 kJ/mol = –285.83 kJ/mol.

Add together the heats of formation for the products, CO + H2, which is –110.53 kJ/mol + 0 kJ/mol = –110.53 kJ/mol.

Subtract the sum of the heats of formation of the reactants from that of the products to determine delta H: delta H = –110.53 kJ/mol – (–285.83 kJ/mol) = 175.3 kJ.

Источник

В уроке 19 «Изменение энтальпии» из курса «Химия для чайников» рассмотрим понятие теплоты реакции и ее единицу измерения; выясним, что происходит при экзотермических и эндотермических реакциях, а также познакомимся с законом Гесса. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте о составлении химических реакций и формулировку законов сохранения массы и энергии, чтобы не возникало лишних вопросов.

Хоть данная глава и называется «Законы сохранения массы и энергии«, однако пока мы ничего не говорили о законе сохранения энергии. Для тех, кто забыл: закон сохранения энергии гласит, что теплОты реакций аддитивны и энергия процесса не зависит от того, проводится ли он в одну или несколько стадий.

Единица измерения теплоты

Так как это курс химии, а не физики, то совсем мельком напомню, что теплота и работа являются хоть и различными, но формами энергии, поэтому измеряются в одинаковых единицах (в Дж). Если вы совершаете работу над каким-либо телом или совокупностью тел, можно повысить энергию этой системы или нагреть ее в зависимости от того, каким образом совершается работа. К примеру, когда мы поднимает какой-либо предмет, работа превращается в потенциальную энергию, а если потереть этот предмет, то работа (трение) переходит в теплоту. И наоборот, при падении тяжелого предмета энергия превращается в теплоту, а при работе двигателя внутреннего сгорания выделяемая в нем теплота переходит в работу. Химиков, в отличии от физиков, занимает не работа, а теплота, которая может поглощаться и выделяться при протекании химической реакции.

Единицей измерения теплоты служит — Джоуль (Дж). 1 Джоуль можно определить как количество теплоты, необходимое для повышения температуры 1 г чистой воды на 1/4 градуса. В повседневной жизни 1 джоуль энергии требуется для поднятия небольшого яблока (102 г) строго вертикально на высоту один метр.

Теплота реакции

Представление о законе сохранения энергии можно получить на примере разложения пероксида водорода, H₂O₂. Когда водный раствор H₂O₂ реагирует с образованием газообразного кислорода и жидкой воды, происходит заметное выделение тепла: разложение 1 моля H₂O₂ при 25°С (комнатная температура) сопровождается выделением 94,7 кДж (94700 Дж) тепла.

Теплоту химической реакции, проводимой при постоянном давлении, принято называть изменением энтальпии реагирующей системы, ΔH (читается «дельта-аш»). Если в процессе реакции выделяется теплота, то энтальпия реагирующей системы убывает и ΔH отрицательно, а сами реакции называются экзотермическими. Напротив, эндотермические реакции протекают с поглощением теплоты и сопровождаются возрастанием энтальпии реакционной смеси. Для реакции разложения пероксида водорода можно записать:

H₂O₂(водн.) → H₂O(ж.) + ½O₂(г.) ΔH = -94,7 кДж (1)

Это количество теплоты, которое выделяется при разложении 1 моля пероксида водорода на 1 моль воды и 1/2 моля газообразного кислорода, т.е. в расчете на 1 моль реагента. Если удвоить все коэффициенты в уравнении реакции, то придется удвоить и теплоту реакции, поскольку она будет относиться теперь к вдвое большему количеству реагента:

2H₂O₂(водн.) → 2H₂O(ж.) + O₂(г.) ΔH = -189,4 кДж (2)

Физическое состояние реагентов и продуктов также оказывает влияние на теплоту реакции (изменение энтальпии). Если H₂O₂ заставить разлагаться на газообразный кислород и водяной пар, а не жидкую воду, часть молярной теплоты разложения H₂O₂ (94,7 кДж) затратится на испарение H₂O, которое описывается уравнением:

H₂O(водн.) → H₂O(г.) ΔH = +44,0 кДж (3)

и поэтому при таком разложении пероксида водорода будет выделяться меньше теплоты:

H₂O₂(водн.) → H₂O(г.) + ½O₂(г.) ΔH = -50,7 кДж (4)

Здесь мы молчаливо воспользовались очень важным предположением, что теплоты реакций аддитивны. Уравнение (1) в сумме с уравнением (3) дает уравнение (4), и поэтому мы предположили, что теплота третьей из этих реакций должна быть равна сумме первых двух:

ΔH = -94,7 кДж + 44,0 кДж = -50,7 кДж (5)

Закон Гесса

Аддитивность теплот реакций вытекает непосредственно из первого закона термодинамики: изменение энергии или энтальпии между двумя состояниями системы зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними. Следовательно, разность между энтальпиями реагентов и продуктов, т.е теплота реакции, должна зависеть только от исходного и конечного состояний, а не от того конкретного пути, по которому следует реакция. Это утверждение носит название закон аддитивности теплот реакций (закон Гесса).

Благодаря закону Гесса совсем не обязательно измерять изменение энтальпии каждой возможной химической реакции. Например, если известны теплота испарения жидкой воды (3), то совсем не обязательно измерять теплоту разложения пероксида водорода с образованием водяного пара; эту величину гораздо проще получить путем вычислений. Если какую-либо реакцию трудно провести в лабораторных условиях, можно попытаться подобрать последовательность легче осуществляемых реакций, сумма которых дает необходимую реакцию. После измерения изменений энтальпии для всех индивидуальных реакций в такой последовательности можно просуммировать соответствующие изменения энтальпии подобно самим химическим уравнениям и найти теплоту трудно проводимой реакции.

Урок 19 «Изменение энтальпии» бесспорно был сложным, но чрезвычайно важным. Скорее всего у вас сейчас каша в голове, но не пугайтесь, ведь в следующем уроке все встанет на свои места. Если у вас возникли вопросы по данному уроку, то пишите их в комментарии.

Источник

Дано: N2(г) + 3H2(г) =2NH3(г)

Найти:

а) изменение энтальпии прямой реакции ∆Н;

б) изменение энергии Гиббса ∆G;

в) математическое выражение скорости прямой Vпр и обратной реакции Vобр, константа равновесия Кр;

г) условия, для смещения равновесие процесса вправо;

Решение:

а) ∆Н прямой реакции = ∆Н (NH3) * 2 — ∆Н (N2) — ∆Н (Н2) * 3 = -46,19 * 2 — 0 — 0 * 3 = -92,38 кДж.

Так как ∆Н < 0, то реакция экзотермическая.

б) ∆G = ∆G (NH3) * 2 — ∆G (N2) — ∆G (Н2) * 3= -16,61 * 2 — 0 — 0 * 3 = -33,22 кДж.

Так как ∆G < 0, то реакция будет осуществления при стандартных условиях.

в) если aA + bB = cC + dD,

то Vпр = kпр * (A)^a * (B)^b,

и Vобр = kобр * (C)^c * (D)^d.

Поэтому

Vпр = kпр * (Н2)^3 * (N2)

Vобр = kобр * (NH3)^2

Константа равновесия Кр имеет место быть, когда Vпр = Vобр, поэтому

Кр = (NH3)^2 / [(H2)^3 *(N2)].

г) В соответствии с принципом Ле Шателье, если понизить температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции (см. п.а)). Поэтому нужно понизить температуру.

В соответствии с принципом Ле Шателье повышение концентрации реагентов должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции, значит нужно повысить концентрацию N2 и Н2.

Если справа и слева количество газообразных веществ отличается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается. Слева 1+3 = 4, с справа только 2, поэтому нужно увеличить давление.

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