Сборник основных формул по химии для вузов

Внутренняя энергия (U) – сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело. Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов (Q = ?U = U

– U

), при условии, что система не совершила работы над окружающей средой. Если реакция идет при постоянном давлении, то выделяющиеся газы совершают работу против сил внешнего давления, и поглощаемая в ходе реакции теплота равна сумме изменений внутренней энергии ?U и работы А = р • ?V. Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии: ?Н = ?U + р • ?V, определяя энтальпию как Н = U + pV.

Реакции жидких и твердых веществ протекают без существенного изменения объема (?V = 0), так что для этих реакций ?Н близка к ?U (?Н = ?U). Для реакций с изменением объема имеем ?Н > ?U, если идет расширение, и ?Н < ?U, если идет сжатие.

Изменение энтальпии обычно относят для стандартного состояния вещества: т. е. для чистого вещества в определенном (твердом, жидком или газообразном) состоянии, при давлении 1 атм = 101 325 Па, температуре 298 К и концентрации веществ 1 моль/л.

Стандартная энтальпи

я образования ?Н

– теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моль вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, ?Н

(NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + ?Cl

(г) = NaCl(тв) при образовании 1 моль NaCl выделяется 411 кДж энергии.

Стандартная энтальпия реакции ?Н – изменение энтальпии в ходе химической реакции, определяется по формуле: ?Н = ?Н

(продуктов) – ?Н

(реагентов).

Так для реакции NH

(г) + HCl(г) = NH

Cl(тв), зная ?H

(NH

)=-46 кДж/моль, ?H

(HCl) = -92 кДж/моль и ?H

(NH

Cl) = -315 кДж/моль имеем:

?H = ?H

(NH

Cl) – ?H

(NH

) – ?H

(HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 кДж.

Если ?Н < 0, то реакция экзотермическая. Если ?Н > 0, то реакция эндотермическая.

Закон Гесса: стандарт

ная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции.

Самопроизвольно идущие процессы могут быть не только экзотермическими, т. е. процессами с уменьшением энергии (?Н < 0), но могут быть и эндотермическими процессами, т. е. процессами с увеличением энергии (?Н > 0). Во всех этих процессах «беспорядок» системы увеличивается.