Лекция посвящена термохимии и охватывает основные понятия, такие как внутренняя энергия, энтальпия и термохимические уравнения. Рассматриваются законы Гесса и их следствия в контексте теплообмена при химических реакциях. Приводятся примеры стандартных энтальпий образования и сгорания веществ.

1. Кафедра общей и неорганической
химии
Термохимия
Лекция №2
к.х.н.
Авдонина
Людмила Михайловна

2. План лекции
1. Основные понятия термохимии и
термодинамики.
2. Внутренняя энергия системы.
3. Энтальпия системы.
4. Термохимическое уравнение.
5. Закон Гесса.
6. Следствия из закона Гесса.

3. Термохимия
изучает тепловые эффекты химических
реакций
тепло, которое
выделяется или поглощается
в химической реакции
(при P=const или V=const)
экзотермические
эндотермические

4. 6
Основные понятия термохимии
и термодинамики

5. Термодинамическая система
• конкретный объект термодинамических
исследований
• выделен из окружающего мира
реальными или воображаемыми
поверхностями
• Может обмениваться с окружающей
средой массой m и энергией E

6. По обмену с окружающей средой
• Открытые – m, E
• Замкнутые – E
• Изолированные
• Примеры, примеры…

7. Открытая система
m
E

8. Закрытая система
m
E

9. Изолированная система
m E

10. По однородности
• Гомогенные
▫ Свойства системы одинаковы в
каждой точке
• Гетерогенные
▫ Содержат части системы,
отделенные границами раздела
фаз, на которых свойства системы
резко меняются

11. Параметры состояния системы
V P T ρ C m
• Экстенсивные
• Интенсивные
V = V1+V2
m= m1 + m2
m= m1 + m2
P, T, C, ρ
выравниваются
выравниваются

12. Изменение параметров системы
1
2
V1,P1,T1
V2,P2,T2
ΔV
= V2 – V1
ΔP = P2 – P1
ΔT = T2 – T1
не зависит
от пути перехода системы, а определяется
начальным (1) и конечным (2) состоянием

13. изобарный (P=const)
Процесс
изохорный (V=const)
изотермический
(T=const)

14. Функции состояния системы
Зависят от начального (1) и конечного (2)
состояния системы
U
H
S
G
внутренняя энергия
энтальпия
энтропия
энергия Гиббса
Единицы измерения: Дж/моль, кДж/моль

15. Единицы измерения ΔH
[ΔН] = Дж, кДж
кал, ккал
1кал = 4,18 Дж

16. Внутренняя энергия U
+Q
ΔU > 0 эндо
ΔU
-Q
ΔU < 0 экзо
= U2 – U1
Измерить абсолютное значение U нельзя!

17. Q = ΔU + A
Q – тепло, поглощенное системой
А – работа, совершенная системой
ΔU
= Q - A = Q – P ∙ ΔV
Если V = const (изохорный процесс), то
A = P ∙ ΔV = 0
ΔU
= Qv
– тепловой эффект изохорного процесса

18. Энтальпия системы H
Если Р = const (изобарный процесс)
ΔU = QP – A
QP = ΔU + P∙ΔV = (U2 – U1) + P(V2 – V1) =
(U2 + PV2) – (U1 + PV1) =
=
H2
–
H1
= ΔH
ΔH = QP – тепловой эффект
изобарного процесса
ΔH < 0
экзотермическая реакция
ΔH > 0
эндотермическая реакция

19. Стандартные условия
P = 101325 Па =
760 мм рт.ст. =
1 атм
T = 298 K = 25 °C

21. Стандартное состояние вещества
• Наиболее устойчивое состояние 1 моля
чистого вещества в стандартных
условиях
• Примеры:
▫
▫
▫
▫
▫
▫
O2(г)
Br2(ж)
Hg(ж)
Al(к)
I2(к)
C(графит)

22. Стандартный тепловой эффект
химической реакции
– тепловой эффект реакции,
протекающей в стандартных
условиях

23. Стандартная энтальпия
образования вещества
• энтальпия образования 1 моль чистого
вещества из простых веществ в
стандартных условиях
ΔH°обр,298 ΔH°f,298
• Пример:
0.5H2(г) + 0.5N2(г)+1.5O2(г) = HNO3(ж)
ΔНоf,298 HNO3= –174кДж/моль
• Для простых веществ ΔH° равна 0

24. Примеры
ΔНоf,298
Fe(т)
0
ΔНоf,298 Br2(ж)
0
ΔНоf,298 Br2(г)
29 кДж/моль
ΔНоf,298
О2(г)
0
ΔНоf,298
О3(г)
142 кДж/моль
ΔНоf,298 C(графит)
0
ΔНоf,298 С(алмаз)
1,9 кДж/моль

25. Термохимическое уравнение
– уравнение, у которого указаны агрегатные
состояния веществ и тепловой эффект
реакции
Пример: система поглощает тепло
▫ В термохимии
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г) –1528 кДж
▫ В термодинамике
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г)
ΔНреак = 1528 кДж
ΔН реак = 255 кДж/мольН2О = 1528кДж/6мольН2О
Нреак = –Qp
Δ

26. Стандартная энтальпия
растворения
– это теплота, которая выделяется или
поглощается при растворении 1 моль
вещества в бесконечно большом
количестве воды
Пример: При растворении 80г NaOH выделяется
86 кДж тепла. Определить энтальпию
растворения NaOH.
МNaOH = 40 г/моль
ΔH0раств = –43 кДж/моль

27. Стандартная энтальпия сгорания
– это тепловой эффект окисления 1 моль
соединения в атмосфере молекулярного
кислорода с образованием высших
оксидов
Пример: С(гр) + О2(г) = СO2(г) + 393 кДж
ΔH0 = –393 кДж/моль
С2H2(г) + 2,5O2(г) = 2CO2(г) + H2O(г)+1295кДж
ΔH0 = –1295 кДж/моль

28. Закон Гесса (1840)
Тепловой эффект химической реакции не
зависит от пути реакции, а определяется
только начальным и конечным видом и
состоянием веществ.
1.
Fe+O2
3.
Fe2O3
ΔH3
ΔH1
2.
FeO
ΔH2

29. Термохимические уравнения
2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к);
ΔH1 = –532кДж
+
2FeO(к) + 1/2O2(г) = Fe2O3(к); ΔH2 = –290кДж
____________________________________________
2Fe(к) + O2(г) + 2FeO(к) + 1/2O2(г) =
= 2FeO(к) + Fe2O3(к)
ΔН3 = ΔН1 + ΔН2 = –532 – 290 = –822кДж
2Fe(к) + 3/2O2(г) = Fe2O3(к);
ΔН3=
–822кДж

30. Следствия из закона Гесса
1) Термохимические уравнения можно
складывать, вычитать, умножать и т.д.
2) Энтальпия реакции пропорциональна
количеству вещества, вступившему в
реакцию
3) ΔHпрямой = – ΔHобратной
ΔНобр = – ΔНразл
Пример:
H+ + OH–
ΔH1
ΔH2
H2O

31. Следствия из закона Гесса
4) ΔНреакц = (Σki•ΔHi)прод – (Σkj•ΔHj)исх.в
где
ki, kj – стехиометрические коэффициенты
ΔНi, ΔHj – стандартные энтальпии образования
веществ
Пример:
СH4(г) + 2O2 (г) = СО2(г) + 2H2O(г)
Hof,298 -75
0
–394
–242 кДж/моль
ΔНр = (–394 – 242•2) – (–75 ) = –803 кДж

32. Вопросы?
• http://www.slideshare.net/avdonina