урок в 11 классе по теме Энтальпия
презентация к уроку по химии (11 класс) по теме

Урок химии в 11 классе

Учитель: Герасименко Е.В.

Энтальпия.
Тепловой эффект химической реакции

11/25/2011

Термодинамика

Наука о взаимных превращениях различных видов энергии.




Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного, течения различных процессов в данных условиях.




При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах.




2Н2(г) + О2 = 2Н2О(ж) + 285,84 кДж




При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы A:

Q = ΔU + A




Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого.

Изохорный процесс

При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении
А = pΔV,

где ΔV – изменение объема системы (V2 – V1).

При изохорном процессе (V-const):

(V2 – V1)=0, тогда А=0; теплота

QV = ΔU + 0,

QV = (U2 – U1) = ΔU

Изобарный процесс

(p-const) теплота

Qp = ΔU + pΔV,

Qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1);

Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1).




Сумма U + pV обозначим через Н, тогда:




Qp = Н2 – Н1 = ΔН.




Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при p=const и T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qр равна изменению энтальпии системы ΔН (если единственным видом работы является работа расширения):

Qp = ΔН.




Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (ΔН) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V=const; T=const), при котором ΔV = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

QV = ΔU




Теплоты химических процессов, протекающих при p, T=const и V, T=const, называют тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ΔН « 0
(H2 « H1), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и ΔН » 0
(H2 » H1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ΔН.




Если тепловой эффект реакции Q измерен при постоянном давлении (а это большинство химических процессов, которые проводятся не в замкнутом объеме), то он называется энтальпией реакции и обозначается H. Энтальпия (русский эквивалент этого слова – «теплосодержание») системы возрастает в эндотермическом процессе (когда система поглощает теплоту), Н » 0, и убывает в экзотермическом, Н « 0 (рис. 5).

Стандартные теплоты (энтальпии) образования ΔHо298 некоторых веществ

Вещество

Состояние

ΔHо298, кДж/моль

Вещество

Состояние

ΔHо298, кДж/моль

С2H2

г

+226,75

CO

г

-110,52

CS2

г

+115,28

CH3OH

г

-201,17

NO

г

+90,37

C2H5OH

г

-235,31

C6H6

г

+82,93

H2O

г

-241,83

C2H4

г

+52,28

H2O

ж

-285,84

H2S

г

-20,15

NH4Cl

к

-315,39

NH3

г

-46,19

CO2

г

-393,51

CH4

г

-74,85

Fe2O3

к

-822,10

C2H6

г

-84,67

Ca(OH)2

к

-986,50

HCl

г

-92,31

Al2O3

к

-1669,80

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (ΔHх.р.) равен сумме теплот образования ΔHобр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции




Энтальпии очень многих реакций найдены экспериментально, часто с использованием калориметров. Однако это осуществлено далеко не для всех процессов. Во-первых, их слишком много, возможно, практически бесконечное число. Во-вторых, отнюдь не все реакции можно провести в калориметре, например реакцию, происходящую в зеленых растениях:




Энтальпией образования вещества fH называется энтальпия реакции образования 1 моль этого вещества из соответствующих простых веществ.

Рассмотрим ряд реакций, в которых может получиться карбонат кальция. Энтальпия какой из этих реакций является энтальпией образования карбоната кальция?

1) Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O;

2) CaO + CO2 = CaCO3;

3) 2Ca + O2 + 2CO2 = 2CaCO3;

4) Ca + 3O + С = CaCO3;

5) 2Ca + 3O2 + 2С = 2CaCO3;

6) Ca + 3/2O2 + С = CaCO3.

Энтальпии образования некоторых веществ при 298 К

В реакциях 1, 2 и 3 принимают участие не только простые вещества. В реакции 4 кислород — не простое вещество, а находится в атомарном состоянии. В реакции 5 образуется не 1 моль карбоната. Таким образом, нашему определению соответствует только реакция 6.