Пользуясь табличными значениями 
и 
, можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Основанием для таких расчетов является закон Гесса, сформулированный петербургским профессором Г. И. Гессом (1841 г.): «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».
Анализ закона Гесса позволяет сформулировать следующие следствия:
1. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.
| ΔH = ΣΔHобр.конечн – ΣΔHобр.нач |
2. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания начальных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.
| ΔH = ΣΔHсгор.нач – ΣΔHсгор.конечн |
3. Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей Eсв исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.
В ходе химической реакции энергия затрачивается на разрушение связей в исходных веществах (ΣEисх) и выделяется при образованиии продуктов реакции (–ΣEпрод). Отсюда
| ΔH° = ΣEисх – ΣEпрод |
Следовательно, экзотермический эффект реакции свидетельствует о том, что образуются соединения с более прочными связями, чем исходные. В случае эндотермической реакции, наоборот, прочнее исходные вещества.
При определении энтальпии реакции по энергиям связей уравнение реакции пишут с помощью структурных формул для удобства определения числа и характера связей.
Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.
| ΔHобр = –ΔHразл |
Энтальпия гидратации равна разности энтальпий растворения безводной соли 
и кристаллогидрата 
Из вышесказанного видно, что закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими, т. е. складывать и вычитать их, если термодинамические функции относятся к одинаковым условиям.
Например, диоксид углерода можно получить прямым синтезом из простых веществ (I) или в две стадии через промежуточный продукт (II):
|
|
| Рисунок 4.1. Энтальпия первого пути равна сумме энтальпий отдельных стадий второго пути. |
Эти термохимические реакции можно представить в виде энтальпийных диаграмм. Естественно, за начало следует принять стандартные состояния простых веществ, энтальпии которых равны нулю. Образование сложных веществ (CO и CO2) сопровождается понижением энтальпии системы.
|
|
| Рисунок 4.2. Энтальпийная диаграмма C + O2. |
Ваша оценка?
