ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

– раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты различных физико-химических процессов:

химических реакций, фазовых переходов, растворения и пр.
Знание величины тепловых эффектов позволяет производить расчеты тепловых балансов технологических процессов.

поглощается при необратимом протекании реакции, когда единственной работой является только

работа расширения.
В термохимии выделяемая системой теплота считается положительной, а в термодинамике - отрицательной

(p=const)
Из первого закона термодинамики следует, что при этих условиях теплота

процесса приобретает свойства функции состояния: т.е. она не зависит от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояний системы.
При V=const (реакция протекает в закрытом сосуде или «бомбе») теплота равна изменению внутренней энергии (изохорный тепловой эффект)

При p=const (реакция протекает в открытом сосуде) теплота равна изменению энтальпии (изобарный тепловой эффект, энтальпия реакции)

при p=const и T=const

или

где

- работа расширения идеального газа
∆n –изменение числа молей газов в реакции
Если реакция протекает в растворе или твердой фазе, где изменение объема незначительно, то

агрегатного состояния исходных и конечных веществ, кристаллической модификации, температуры и

давления.
Для термохимических расчетов необходимо отнести тепловые эффекты к одинаковым условиям, т.е. стандартизировать.
Стандартные условия: Т=298К (25˚С), р=1бар (1 атм, 1,013·10⁵ Па)
Обозначают надстрочным индексом º

Т (энтальпия реакции между веществами), кДж

стандартная энтальпия/теплота образования (изобарный тепловой эффект реакции образования одного моля данного химического соединения из простых веществ в стандартных состояниях), кДж/моль (f – formation)
стандартная энтальпия/теплота сгорания (изобарный тепловой эффект реакции окисления одного моля вещества газообразным кислородом при давлении кислорода 1 бар), кДж/моль (c – combustion)
Теплота сгорания, если не оговорено особо, отвечает окислению углерода до СО₂, водорода до Н₂О (ж), для остальных веществ в каждом случае принято указывать образующиеся продукты.

или постоянном давлении не зависит от пути, по которому протекает

реакция, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции
Практическое значение закона:
Позволяет, не прибегая к эксперименту, определить тепловой эффект реакции, если известны тепловые эффекты промежуточных стадий
Позволяет рассчитать тепловой эффект любого процесса

Герман Иванович Гесс
Hermann Heinrich Hess
(1802-1850)
Учился в Дерптском университете (Тарту)
Академик Петербургской Академии наук

эффект.

При написании термохимических уравнений указывают агрегатное состояние веществ и тепловой

эффект реакции:

р=const и Q=const (адиабатические условия) температура системы повышается, а энтальпия

остается неизменной

Эндотермическая реакция – сопровождается поглощением теплоты
При Т,р=const и W=0

При р=const и Q=const (адиабатические условия) температура системы понижается, а энтальпия остается неизменной

эффект химической реакции) равен разности стандартных энтальпий (теплот) образования продуктов

реакции и исходных реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов)


Теплоты образования простых веществ считаются равными нулю
Следствие 2. Стандартная энтальпия химической реакции (тепловой эффект химической реакции) равна разности стандартных энтальпий (теплот) сгорания исходных реагентов и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов)


Применяется для расчета тепловых эффектов органических реакций.

можно вычислить тепловой эффект его образования в другом агрегатном состоянии:




При

термохимических расчетах реакций, протекающих в растворах, надо учитывать тепловой эффект процесса растворения химического соединения в данном растворителе

всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.
Это

означает, что при образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества.
Например:
горение водорода в кислороде
2 H2(г) + O2(г) →2 H2О(ж) + 572 кДж (∆H= - 572 кДж)
разложение воды электрическим током
2 H2О(ж) + 572 кДж →2 H2(г) + O2(г) или
2 H2О(ж) →2 H2(г) + O2(г) - 572 кДж (∆H= 572 кДж)