Закон Гесса
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:
- Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.
ΔH = ΣΔH обр.конечн – ΣΔH обр.нач |
- Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания начальных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.
ΔH = ΣΔH сгор.нач – ΣΔH сгор.конечн |
- Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей E св исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.
В ходе химической реакции энергия затрачивается на разрушение связей в исходных веществах (ΣE исх) и выделяется при образованиии продуктов реакции (–ΣE прод). Отсюда
ΔH ° = ΣE исх – ΣE прод |
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.
ΔH обр = –ΔH разл |
- 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 CO 2) сопровождается понижением энтальпии системы.
|
Рисунок 4.2. Энтальпийная диаграмма C + O 2. |
