Стандартная энтальпия образования вещества, ΔН°298(АВ) – это эн­тальпия реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ в стандартных ус­ло­виях

 

Значения ΔН°298 приводятся в таблицах. Для простых веществ (Н2, О2, С и т.д.) значения ΔН°298 приняты равными нулю.

Например, ΔН°298 (Н2О) = -286 кДж/моль означает, что при образовании 1 моль воды в стандартных условиях по реакции Н2 (Г) + ½ О2 (Г) Н2О(Ж) выде­ляется 286 кДж тепла.

Таким образом, для химии практическая ценность первого начала тер­моди­намики заключается в том, что она позволяет рассчитывать тепловые эффекты ре­акций.

2.3 Закон Гесса и следствия из него

Исторически сложилось так, что энтальпию реакции научились рассчи­ты­вать ещё до того, как было сформулировано первое начало термодина­мики. Для этого использовали закон Гесса (1840) и его следствия (уравнение 4 и 5), ко­то­рые являются, фактически, математическими выраже­ниями первого начала.

 

Закон Гесса

ΔН
Энтальпия реакции зависит только от начального и конечного состоя­ния системы и не зависит от пути перехода, т.е. не зависит от числа про­межуточных стадий.

С + Д
А + В

 

 
 

 

 


ΔН= ΔН1+ ΔН2+ … ΔНi (5)

Если вещества А и В превращаются в про­дукты С и Д. в одну или несколько стадий, то энтальпия этого перехода всегда одна и та же и равна ΔН, которая для многостадийных реакций складывается из энтальпий отдельных стадий. За­кон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии таких процессов, кото­рые невоз­можно осуществить.

Пример 1. Рассчитать тепловой эффект реакции получения угарного газа окислением углерода, если известны энтальпии реакций

С(Т) + О2 (Г) СО2 (Г) ΔН1 = -393 кДж

2СО (Г) + О2 (Г) 2СО2 (Г) ΔН2 = -282 кДж

ΔН1
Решение Для решения задач с использованием закона Гесса данные удобнее всего представить в виде схемы

С(Т) + О2 (Г) СО2 (Г)

       
   
ΔН2
 
ΔН
 


СО (Г)

ΔН1= ΔН + ΔН2

ΔН = ΔН1 – ΔН2 = - 393 – (-282) = -111 кДж/моль

Таким образом, с помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпию реак­ции образования угарного газа (СО), которую нельзя экспериментально опре­делить из-за быстрого одновременного образования углекислого газа.

 

1-е следствие из закона Гесса

Энтальпия прямой реакции равна энтальпии обратной реакции с проти­вопо­ложным знаком.

ΔН = - ΔН (6)

Первое следствие можно использовать для сравнения устойчивости ве­ществ, например, лекар­ствен­ных препаратов при хранении. Так, если для пре­паратов АВ и СД стандартные энтальпии их образования имеют следующие значения

А + В АВ ΔН°298 (АВ) = -100 кДж/моль

С + Д СД ΔН°298 (СД) = -300 кДж/моль,

то обратная реакция их разложения идёт с поглощением тепла. Для препа­рата СД требуется больше затрат энергии, следовательно, оно более устойчиво.

 

2-е следствие из закона Гесса (приведено ранее, уравнение 4)

Энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий образования про­дуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образова­ния исход­ных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

ΔН °р-ии = Σ i ΔН°298 продуктов – Σ i ΔН°298 исх. в-в

 

Пример 2 Рассчитать энтальпию ре­акции

С2Н6 (Г) + Н2 (Г) 2СН4 (Г)

Решение Выпишем из таблицы значения стан­дартных энтальпий образова­ния всех веществ (ΔН°298) и запишем их под формулой каждого вещества в уравнении реакции

С2Н6 (Г) + Н2 (Г) 2СН4 (Г)

ΔН°298, кДж/моль -84,7 0 -74,8

Используя уравнение (4), рассчитаем тепловой эффект данной реакции

ΔН°р-ии = 2ΔН° (СН4) – [ΔН° (С2Н6) + ΔН° (Н2)]

ΔН°р-ии = 2∙(-74,8) – ( -84,7 + 0) = - 64,9 кДж /моль

Ответ: ΔН°р-ии < 0, реакция экзотермическая.

 

2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики

Закон сохранения энергии для живых организмов можно сформулиро­вать так: