ΔH0реакции = ∑ ΔH0f(кон. прод.) - ∑ ΔH0f(исх. в-в.)

Пример.

Определить энтальпию реакции восстановления оксида меди (II) метаном при 250С.

4СuO(к)+СН4(г)=4Cu(к)+CO2(г)+2H2O(г).

Применим второе следствие из закона Гесса.

ΔH0реакции =4ΔH0f,Cu +ΔH0f,CO2 +2ΔH0f,H2O –[4ΔH0f,CuO +ΔH0f,CH4].

Значения энтальпий образования всех продуктов данной реакции берем из таблицы стандартных энтальпий.

ΔH0реакции = 4*0+(- 393,8)+2(-242) - [4(- 162,1)+(-74,9)]= -154,7 кДж

ΔH0реакции = -154,7 кДж. Реакция экзотермическая.

Частные случаи применения закона Гесса.

Используя закон Гесса и его следствия можно, в частности, рассчитать энергию связи и энергию кристаллической решетки.

· Расчет энергии химической связи между атомами в молекулах.

Для того, чтобы найти энергию связи, необходимо, используя закон Гесса, рассчитать атомарную энтальпию (ΔH0ат.) энтальпию образования одного моля газообразного вещества из газообразных атомов. В качестве примера рассчитаем энергию связи О–Н в молекуле Н2О.

По закону Гесса построим схему энтальпийной диаграммы для образования молекулы воды.

O(г)+2Н(г)

ΔH0дис.О2

2Н(г)+ ½О2(г.)

ΔH0дис.Н2

Н2(г)+ ½О2(г.).

ΔH0х.р.

Н2О

ΔH0х.р.=ΔH0дис.Н2+ΔH0дис.О2+ΔH0атом.

Значения энтальпий хим. реакции (ΔH0х.р.), диссоциации водорода (ΔH0дис.Н2), диссоциации кислорода (ΔH0дис.О2) получим используя второе следствие из закона Гесса. Значения энтальпий образования берется из соответствующих таблиц.

а) Н2(г)+ ½О2(г.)=H2O(г); ΔH0х.р.

ΔH0х.р.=ΔH0f,H2O(г)–[ΔH0f,H2(г)+ ½ΔH0f,O2(г)]= -241,84 – [0+½0]= -241,84 кДж/моль

б) Н2(г)=2Н(г); ΔH0дис. H2

ΔH0дис. H2=2ΔH0f,H(г) – ΔH0f,H2(г)=2*217,98 – 0= 435,96 кДж/моль

в) ½О2(г.)= O(г); ΔH0дис. O2=ΔH0f, O2(г)– ½ΔH0f,O2(г)= 246,8 – ½0=246,8

ΔH0атом.=ΔH0х.р.– ΔH0дис. H2 – ΔH0дис. O2= -241,98 – 435,96 – 246,8 = -924,74 кДж/моль

Это значит,что в результате образования газообразной молекулы H2O из газообразных атомов водорода и кислорода, т.е. в результате образования двух связей О–Н выделяется 924,74 кДж (ΔH0атом.= -924,74 кДж/моль).

В соответствии первого следствия из закона Гесса на разрушение молекулы воды (на разрушение двух связей О–Н) необходимо затратить 924,74 кДж/моль (ΔH0разл.= =+924,74 кДж/моль).

Следовательно, энергия одной связи О–Н будет равной: Ео-н=924,74/2=462,37 кДж

· Расчет энергии кристаллической решетки.

Энергией кристаллической решетки называют то количество энергии, которое необходимо для разрыва кристаллической решетки на составные части с удалением их на значительное расстояние. Экспериментальное определение энергии кристаллической решетки затруднительно. Ее можно вычислить при помощи цикла Борна – Габера, основанного на законе Гесса, т.е. через определение энтальпии кристаллической решетки.

Для определения энтальпии ионной кристаллической решетки хлорида натрия построим схему энтальпийной диаграммы.

Na+(г)+Cl(г)

Na+(г)+Cl–(г)

Na(г)+Cl(г)

Na(г)+½Cl2

Na(к)+½Cl2(г)

ΔH0обр. NaCl

NaCl(к)

В этой схеме цикла Борна – Габера кристаллический хлорид натрия получают: с одной стороны непосредственно взаимодействием кристаллического натрия и газообразного хлора.

Na(к)+½Cl2(г)= NaCl(к); ΔH0обр. NaCl(г)

б) С другой стороны – посредством ряда стадий: испарения (сублимации) натрия è диссоциации хлора è ионизации (отрыва электрона) натрия è сродства к электрону хлора (присоединение электрона хлора) è взаимодействия иона натрия с ионом хлора с образованием кристаллического NaCl

· Na(к)= Na(г); ΔH0суб. Na; ΔH0суб. Na =ΔH0обр. Na(г) – ΔH0обр. Na(к)

· ½Cl2(г) = Cl(г); ΔH0дис. Cl2; ΔH0дис. Cl2=ΔH0обр. Сl(г) – ½ΔH0обр. Cl2(г)

· Na(г)= Na+; ΔH0ион. Na; ΔH0ион. Na=ΔH0обр. Na+(г) – ΔH0обр. Na–(г)

· Cl(г)=Cl–; ΔH0ср.к эл. Cl; ΔH0ср.к эл. Cl=ΔH0обр. Сl–(г) – ΔH0обр. Cl(г)

· Na+(г)+ Cl–(г)= NaCl(к); ΔH0реш;

Используя закон Гесса, запишем.

ΔH0обр. NaCl(к) =ΔH0суб. Na +ΔH0дис. Cl2+ΔH0ион. Na +ΔH0ср.к эл. Cl +ΔH0реш.

Все энтальпии, за исключением ΔH0реш, находят по следствии из закона Гесса.

ΔH0обр. NaCl(к)= -411 кДж/моль; ΔH0суб. Na =109 кДж/моль; ½ΔH0дис. Cl2=121 кДж/моль; ΔH0ион. Na =494 кДж/моль; ΔH0ср.к эл. Cl = -380 кДж/моль.

Тогда:

ΔH0реш =ΔH0обр. NaCl(к)–ΔH0суб. Na –ΔH0дис. Cl2 –ΔH0ион. Na –ΔH0ср.к эл. Cl= -411 – 109 – 121– – 494 – (-380) = -755 кДж/моль.

Следовательно, энергия кристаллической решетки

Ереш.= 755 кДж.

8.5. Энтропия. Энергия Гиббса. Направленность химических процессов.

Любая Термодинамическая система обладает не только определенным запасом внутренней энергии, но и характеризуется определенной степенью упорядочности.

Существует специальная термодинамическая функция, которая характеризует меру хаотичности, беспорядка или, по другому, меру неупорядочности системы. Эту функцию называют энтропией. Ее обозначают буквой “S”. Энтропия как мера неупорядочности системы является функцией состояния. Рассмотрим пример: Поместим в сосуд с перегородкой два газа азот и аргон. Обозначим это состояние системы S1. В данном состоянии оба газа имеют определенную степень упорядочности

N2 Ar (степень беспорядка). После того, как уберем перегородку, газы

S1 рис.8.1. начнут смешиваться. Это второе состояние системы обозначим S2.

N2 Ar Степень беспорядка увеличилась. Произошло самопроизвольное

рис.8.2. увеличение энтропии ΔS= S2– S1.

· Cогласно второму закону термодинамики в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает. Это значит, что любая изолированная система, представленная самой себе, самопроизвольно изменяется в направлении максимальной хаотичности своего состояния. Энтропия является мерой хаотичности движения в системе, мерой молекулярного беспорядка.

Любое вещество состоит из частиц: молекул, атомов, ионов. В зависимости от агрегатного состояния свобода движения частиц различна. В веществе, находящимся в твердом состоянии “свобода” частиц ограничена, например, параметрами кристаллической решетки. Такая система достаточно высоко упорядоченная. Если взять жидкость, а тем более газообразное состояние, то система уже далека до упорядоченности. Чем тверже вещество, тем более оно упорядоченно, тем меньше для него значение энтропии. И, наоборот, уменьшение упорядоченности системы приводит к возрастанию ее энтропии.