Основные представления о Ñ Ð¸Ð¼Ð¸Ð¸

C2H4(
г. ) + Cl2(
г. ) = C2H4Cl2(ж.)
53 0 −167
Имеем: ∆ r H° 298 = ∆ f H°(C 2 H 4 Cl 2 ) − ∆ f H°(C 2 H 4 ) − ∆ f H°(Cl 2 ) = −167 − 53 − 0
= −220 кДж. Обратим внимание, что полученное значение относится к
реакции в том виде, в котором она записана. Если бы в реакцию вступало
n моль реагентов, то энтальпию следовало бы умножить на n.
Закон Гесса
Изучая выделение теплоты при нейтрализации серной кислоты
раствором аммиака, Г.И. Гесс установил «закон постоянства сумм теплот
реакций», который он опубликовал в 1840 г. В современной формулировке
закон Гесса утверждает, что тепловой эффект реакции не
зависит от пути ее проведения, а зависит только от начального и конечного
состояния системы. В частности он не зависит от того, какие промежуточные
продукты образуются в ходе реакции. С его помощью
можно вычислить тепловой эффект реакции без непосредственного измерения
калориметрическими методами.
Закон Гесса (основной закон термохимии) является естественным
следствием того, что теплоту реакции, т.е. величину, представляющую
собой функцию процесса, можно выразить через изменение
функции состояния – энтальпии: Q = ∆ r H. Поэтому энтальпия (в частности
стандартная) сложной реакции может быть представлена как
сумма энтальпий простых реакций, на которые может быть разбита
сложная реакция. Существенно, что промежуточные продукты и приводящие
к ним стадии реакции совсем не обязательно должны быть
реализуемы в действительности.
Благодаря закону Гесса с формулами веществ в термохимических
уравнениях можно оперировать, как с членами математических
уравнений. При этом соединения должны находиться в идентичных
состояниях. Так, расчет стандартной теплоты образования угарного
газа (CO) при 298.15 K сводится к решению следующей системы, состоящей
из реакций горения веществ в кислороде:
C(графит) + O 2 (г.) = CO 2 (г.) − 393.5 кДж⋅моль −1
67
(A)