Файл: ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ биб.docx

Энергия расходуется человеческим организмом главным образом для осуществления следующих видов деятельности:

1. Химических превращениях в организме (метаболизм)

2. Для поддержания определенной температуры тела

3. Для выполнения мышечной работы. Расход энергии, кДж/мин: сидение -6, стояние – 10, ходьба – 16, бег – 40, метание копья и другие атлетические виды спорта - намного более 50.

Термохимические уравнения. Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений, называется термохимией.

Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими. Тепловой эффект записывается либо непосредственно в уравнении реакции, например:

(N₂ ) + 3(Н₂) = 2(NН_з) + 92 кДж

Или (N₂ ) + 3(Н₂) = 2(NН_з), ΔН^о₂₉₈ = - 92 кДж

Чтобы отнести энтальпию реакции к одному молю какого-либо вещества, термохимические уравнения иногда имеют дробные коэффициенты:

2 Al + 3/2 O₂ = Al₂O₃, ΔН^о₂₉₈ = - 1675,8 кДж

В некоторых случаях тепловой эффект относят к 1 моль какого-либо вещества, например: ΔН^о₂₉₈ = - 1675,8 кДж/моль.

В термохимических уравнениях записываются также агрегатные состояния или модификации исходных веществ и продуктов реакции:

(СО₂) + [C_графит] = 2(СО);Н= 172,47 кДж.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса: тепловой эффект реакции при постоянных температуре и давлении зависит только от природы и состояния исходных и конечных веществ и не зависит от числа и характера промежуточных стадий. Иными словами, если химический процесс можно осуществить несколькими путями, то изменение энтальпии суммарного процесса будет равно сумме изменений энтальпий отдельных стадий (закон аддитивности теплот реакций):

ΔН^о₁

С_графит + О₂ СО₂

ΔН^о₂ ΔН^о₃

СО + ½ О₂

ΔН^о₁ = ΔН^о₂ + ΔН^о₃

Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать, вычитать, умножать на численные множители.

Задача. Вычислить теплоту образования СО, если известны тепловые эффекты реакций:

С_графит + О₂ → СО₂ Н₁ = -393,5 кДж/моль

СО + ½ О₂ → СО₂ Н ₂= -283,0 кДж/моль

С_графит + ½ О₂ → СО Н ₃ = -?

Последнее уравнение получается, если из первого вычесть второе. Следовательно Н ₃ = Н₁ - Н ₂ = -110,5 кДж/моль.

Обычно в термохимических расчетах применяют первое 1-е следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (Н) равен сумме стандартных теплот образования (Н) продуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

Н=–.

Обозначения:Н(Н) –стандартное изменение энтальпии в реакции (тепловой эффект реакции).Н– стандартная теплота (энтальпия) образования 1 моля вещества из простых веществ.Н–изменение энтальпии в процессе образования 1 моля вещества из простых веществ при условии, что все участники реакции находятся в стандартных состояниях. ВеличиныНдля различных веществ приведены в справочной литературе. Стандартные энтальпии образования простых веществ приняты равными нулю: Н(простых веществ) = 0.

Размерность Н– кДж/моль;Н– кДж.

При вычислении тепловых эффектов (изменения стандартных энтальпий) различных процессов необходимо:

1. записать соответствующий процесс, указав агрегатные состояния веществ, участвующих в реакции;

2. расставить стехиометрические коэффициенты;

3. выписать из справочника значения стандартных энтальпий образования Нвсех участвующих в реакции веществ в соответствующих агрегатных состояниях;

4. используя следствие из закона Гесса, рассчитать тепловой эффект (Н) процесса. Стехиометрические коэффициенты необходимо учитывать, так как энтальпия является экстенсивной величиной.

Задача 1. Рассчитать тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции 4HCl+O₂= 2Cl₂+ 2H₂Oв стандартных условиях.

Решение. Записываем уравнение реакции со стехиометрическими коэффициентами, обозначив агрегатные состояния веществ. Под формулой каждого из веществ выписываем из справочника значения стандартных энтальпий образования:

4(HCl) + (O₂) = 2(Cl₂) + 2(H₂O)

Н, -92,4 0 0 –241,98 кДж/моль.

Используя следствие из закона Гесса, рассчитываем тепловой эффект реакции:

Н = 2Н(H₂O) + 2Н(Cl₂) – 4Н(HCl) – Н(O₂) = = 2  (–241,98) + 2  0 – 4(–92,4) – 0 = –114,36 кДж.

Рассматриваемый процесс является экзотермическим (Н < 0).

Задача 2. Рассчитать тепловой эффект процесса испарения воды:

Решение.{H₂O} = (H₂O)

H,–285,84 –241,98 кДж/моль;

H = (–241,98) – (–285,84) = 43,86 кДж.

Процесс является эндотормическим.

Расчет изменения энтальпии процессов, протекающих в растворах

Тепловые эффекты реакций, протекающих в растворах, рассчитывают, используя сокращенные ионно-молекулярные уравнения соответствующих процессов. При расчете изменения энтальпий химических реакций, протекающих в растворах, используют стандартные энтальпии образования ионов - для диссоциирующих в воде соединений и стандартные энтальпии образования соединений - для тех веществ, которые не подвергаются диссоциации .

Стандартные теплоты образования ионов – величины относительные, так как условно принято за ноль значение стандартной энтальпии образования 1 моля иона водорода в 1 дм³ водного раствора в стандартных условиях (давление 1 атм (101,32 кПа) и температура 298 К ). Стандартные энтальпии образования других ионов определены относительно стандартной энтальпии образования иона водорода в растворе. Значения H ионов также приведены в справочной литературе.

Задача 3. Рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации 1 моль соляной кислоты гидроксидом калия в стандартных условиях.

{HCl} + {KOH} = {KCl} + {H₂O}

{H⁺} + {ОH^-} → {H₂O},

H, кДж/моль 0 -230,19 –285,84 ;

ΔН^о₂₉₈ = -55,65кДж/моль

К процессам с участием органических веществ применимо 2-е следствие из закона Гесса: Тепловой эффект реакции равен сумме стандартных теплот сгорания исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов за вычетом суммы стандартных теплот сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффециентов.

Н=–.

Большое значение тепловые эффекты сгорания имеют для определения калорийности пищи и теплотворной способности горючих веществ. Теплотворная способность – это тепловой эффект сгорания 1 кг твердого и жидкого веществ или единицы объема газообазного.

В ряде случаев для определения теплового эффекта можно использовать как 1-е, так и 2-е следствия из закона Гесса.

Химическое равновесие. Константа химического равновесия

Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. могут одновременно протекать в обоих направлениях – прямом и обратном. Если проводить обратимую реакцию в закрытой системе, то через некоторое время система придет в состояние химического равновесия – концентрации всех реагирующих веществ перестанут изменяться во времени. Необходимо отметить, что достижение системой состояния равновесия не означает прекращения процесса; химическое равновесие является динамическим, т.е. соответствует одновременному протеканию процесса в противоположных направлениях с одинаковой скоростью. Химическое равновесие является подвижным – всякое бесконечно малое внешнее воздействие на равновесную систему вызывает бесконечно малое изменение состояния системы; по прекращении внешнего воздействия система возвращается в исходное состояние. Ещё одним важным свойством химического равновесия является то, что система может самопроизвольно прийти в состояние равновесия  с двух противоположных сторон. Иначе говоря, любое состояние, смежное с равновесным, является менее устойчивым, и переход в него из состояния равновесия всегда связан с необходимостью затраты работы извне

Химически обратимые реакции первоначально протекают в одном направлении за счет взаимодействия между собой исходных веществ. По мере накопления продуктов реакции они начинают взаимодействовать между собой с образованием исходных веществ.

Рассмотрим обратимую реакцию, в которой порядок реакции по каждому из веществ совпадает со стехиометрическими коэффициентами.

а(A) + b(B) = c(C) + d(D)

Время

Графическая зависимость скоростей прямой (V₁) и обратной (V₂) реакций обратимого химического процесса от времени

В результате в системе устанавливается химическое равновесие, и концентрации исходных и конечных веществ перестают изменяться. Неизменность концентраций веществ во времени может наблюдаться также в случае очень медленно протекающих реакций. Но такое состояние не является истинным химическим равновесием. Признаки истинного химического равновесия:

1. состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии внешних воздействий;

2. состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь малы бы они ни были;

3. состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.