6.12: Энтальпии реакции

Закон Гесса может быть использован для определения изменения энтальпии любой реакции, если имеются соответствующие энтальпии образования реагенты и продуктов. Основная реакция может быть разделена на ступенчатые реакции: (i) разложение реагенты на их составные элементы, для которых изменения энтальпии пропорциональны негативному отношению энтальпий образования реагенты, -ΔHf°(реактанты), за которым следует (II) рекомбинации элементов (полученные в шаге 1) Чтобы дать продукты, при энтальпии меняется пропорционально энтальпикам образования продуктов, ΔHf° (продукты). Таким образом, стандартное изменение энтальпии общей реакции равно: (ii) сумма стандартных энтальпий образования всех продуктов плюс (i) сумма негативов стандартных энтальпий образования реагентов, как указано в следующем уравнении, где ∑ представляет “сумму” и n означает стехиометрические коэффициенты.

Уравнение обычно немного перестроено, чтобы записать следующее:  

В следующем примере подробно показано, почему это уравнение является действительным и как его использовать для расчета стандартного изменения энтальпии для реакции:

Здесь используется особая форма закона Гесса и теплота значений образования для реагенты и продуктов: ΔHf° (HNО₃) = -0,2 206.64 кДж/моль; ΔHf° (NO) = +90,2 кДж/моль; ΔHf° (NО₂) = +33 кДж/моль; ΔHf° (H2O) = -18 285.8 кДж/моль.

Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 5.3: Энтальпия.

Для реакции, протекающей в стандартных условиях, используется общее уравнение для расчета стандартного изменения энтальпии реакции. Это уравнение решается путем нахождения разницы между суммой стандартных энтальпий образования продуктов и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ, умноженных на их стехиометрические коэффициенты. Рассмотрим сгорание 2 молей газообразного ацетилена с 5 молями газообразного кислорода с образованием 4 молей газообразного диоксида углерода и 2 молей водяного пара при стандартных условиях.

Энтальпия реакции равна сумме четырехкратной энтальпии образования газообразного диоксида углерода и двукратной энтальпии образования водяного пара за вычетом суммы двух энтальпий образования газообразного ацетилена и пяти энтальпий образования газообразного кислорода. Уравнение энтальпии получено путем объединения двух концепций:стандартной энтальпии образования и закона Гесса. Первый член представляет собой стандартные энтальпии образования продуктов;образование диоксида углерода из углерода и кислорода уравнение 1, и образование воды из водорода и кислорода уравнение 2.

Известные стандартные энтальпии образования диоксида углерода и воды составляют соответственно минус 393, 5 килоджоулей и минус 241, 8 килоджоуля. Поскольку при сгорании образуется 4 моля диоксида углерода, дельта H1 будет стандартной энтальпией образования диоксида углерода, умноженной на 4, что составит минус 1574 килоджоуля. При сгорании также образуется 2 моля воды, поэтому изменение энтальпии дельта H2 будет стандартной энтальпией образования воды, умноженной на 2, что составит минус 483, 6 килоджоуля.

Это дает минус 2058 килоджоулей как чистую стандартную энтальпию образования продуктов. Второе условие представляет собой разложение ацетилена на углерод и водород уравнение 3. Это обратная реакция для стандартной энтальпии образования исходного вещества, и, следовательно, его значению энтальпии, 227, 4 килоджоулей, предшествует отрицательный знак, что также можно увидеть в уравнении энтальпии.

Поскольку в реакции расходуется 2 моля ацетилена, дельта H3 будет отрицательной величиной стандартной энтальпии образования ацетилена, умноженной на 2, что равняется минус 453, 4 килоджоуля. Стандартная энтальпия образования кислорода равна нулю. Следовательно, чистая стандартная энтальпия образования исходных веществ составляет минус 453, 4 килоджоуля.

Вспомним закон Гесса, согласно которому, если одностадийная реакция проводится в несколько стадий, то сумма энтальпий каждой стадии равна чистому изменению энтальпии. Подстановка значений энтальпий образования в уравнение, дает энтальпию реакции минус 2511 килоджоулей.