Физическая и коллоидная химия (стр. 1 )

ФИЗИЧЕСКАЯ

И КОЛЛОИДНАЯ

ХИМИЯ

УЧЕБНИК ДЛЯ ВУЗОВ

(С ЗАДАЧАМИ И ИХ РЕШЕНИЯМИ)

Рекомендовано УМО по медицинскому и фармацевтическому образованию России и Министерством здравоохранения Российской Федерации в качестве учебника для студентов медицинских вузов.

Издание третье,

исправленное и дополненное

МЕДИЦИНСКОЕ ИНФОРМАЦИОННОЕ

АГЕНТСТВО

МОСКВА – 2008

УДК 544(075.8)

ББК 24.5я73

М89

Рецензенты:

Доктор хим. наук, профессор МГУ

Доктор биол. наук, профессор ММА им.

Научный редактор:

Проф. каф. общей, физической и коллоидной химии КГМУ

М89 Физическая и коллоидная химия: Учебник для медицинских вузов (с задачами). – 3-е изд., дополненное. – М.: информационное агентство», 2008. – … с.: ил.

ISBN -1

Учебник соответствует программе по физической и коллоидной химии для студентов фармацевтических факультетов и институтов.

Он включает 7 разделов: 1. «Химическая термодинамика», 2. «Фазовые равновесия и растворы», 3. «Растворы электролитов и электрохимия», 4. «Химическая кинетика», 5. «Поверхностные явления», 6. «Дисперсные системы», 7. «Лиофильные дисперсные системы».

Материал представлен на высоком теоретическом уровне и при этом изложен ясным, чётким языком. В конце каждой главы приводится её краткое содержание. А после каждого раздела даётся серия задач разной степени трудности с подробными решениями.

Учебник предназначен студентам не только фармацевтических, но и других смежных специальностей.

УДК 544(075.8)

ББК 24.5я73

© , 2008

© Оформление.

информационное агентство». 2008

Все права защищены. Никакая часть данной

книги не может быть воспроизведена в какой

бы то ни было форме без письменного

ISBN -1 разрешения владельцев авторских прав.

Посвящаю преподавателям

физической и коллоидной химии

Александре Дмитриевне Михайловой

и Ларисе Евгеньевне Приезжевой

с глубокой благодарностью

за их самоотверженную и бескорыстную

поддержку в очень нелегкое для меня время,

– на которое, между прочим,

пришлась и работа над этой книгой.

ПРЕДИСЛОВИЕ

Настоящий учебник написан в соответствии с «Программой по физической и коллоидной химии для студентов фармацевтических институтов и фармацевтических факультетов медицинских институтов».

Надо сказать, имеется достаточно много учебников и учебных пособий по данной дисциплине. Тем не менее, опыт практического преподавания физической и коллоидной химии в ММА им. показал, что студенты испытывают серьёзные трудности с учебной литературой. Потому-то я и создал свою версию предлагаемого курса. Получилось ли то, что требуется, – об этом судить студентам и преподавателям.

Первое издание учебника вышло в сентябре 2001 г. К сожалению, из-за спешки и несогласованности действий участников проекта, в книге оказалось множество опечаток и искажающих текст редакторских правок. Поэтому через 2 месяца было выпущено в свет второе, исправленное, издание – правда, значительно меньшим тиражом.

В настоящем (третьем) издании, по сравнению с предыдущим, имеются три существенных отличия.

а) Во-первых, устранено двойное разбиение теоретического материала – не только на главы, но и на лекции: последнее было полезно лишь для лекторов. (В частности, поэтому краткое содержание предыдущего материала теперь приводится не в начале очередной лекции, а в конце главы.)

б) Во-вторых, после каждого раздела вниманию читателя предлагается серия задач. Первоначальные условия задач были подобраны из различных источников канд. биол. наук . Здесь эти условия подверглись существенной редакции, и, кроме того, ко всем задачам составлены подробные решения.

в) В-третьих, в текст учебника введена детальная рубрификация. Вернее, возвращена, поскольку она имелась ещё перед первым изданием, но при подготовке к нему была удалена.

Кроме того, весь текст тщательно пересмотрен, и во многих местах сделаны необходимые, с моей точки зрения, исправления.

Книга написана в гг. С тех пор я давно работаю в сфере совсем другой науки. И я рад, что интерес к этому учебнику сохраняется и поныне.

, август 2008 г.

ВВЕДЕНИЕ

В курс физической и коллоидной химии входят 7 следующих разделов.

1. Химическая термодинамика – учение об энергетике различных процес­сов и условиях их самопроизвольного протекания.

2.  Фазовые равновесия и растворы неэлектролитов – сведения о закономер­ностях фазовых переходов и коллигативных свойствах растворов неэлектроли­тов. Это такие явления, как изменение температуры замерзания и кипения, осмос и т. д.

3. Растворы электролитов и электрохимия — о способности растворов электролитов проводить ток, с чем связаны очень важные электрохимические явления — электрофорез, электролиз, генерация ЭДС в гальванических элементах и др.

4.  Химическая кинетика — учение о скоростях химических процессов.

5.  Поверхностные явления — о явлениях, проходящих на поверхности разде­ла фаз (но не представляющих собой фазовые переходы): адсорбции, адгезии, смачивании, растекании и некоторых других явлениях.

6.  Дисперсные системы — о двухфазных системах, из которых одна фаза распределена в другой в виде т. н. дисперсных частиц. Множество знакомых нам объектов относится именно к подобным системам.

7.  Лиофильные дисперсные системы — рассматриваются такие системы, где частицы имеют высокое сродство к окружающей среде. В частности, сюда относятся растворы высокомолекулярных соединений (ВМС) в подходящих растворителях.

В некоторых учебниках физической химии излагается и учение о строении вещества. В настоящем курсе такой раздел отсутствует, так как теперь стро­ение атомов и молекул отнесено к другим химическим дисциплинам (общей и неорганической, а также органической химии).

Приведенный перечень разделов свидетельствует, что физколлоидная хи­мия объединяет в себе функции методологической и конкретной науки. Как методологическая наука она формулирует принципы и методы количествен­ного описания химических систем и процессов. Данную функцию выполняют два ключевых раздела: 1. Химическая термодинамика и 4. Химическая кинетика. Действительно, энергетика и скорость — это главное, чем характеризуется любой химический (в т. ч. и биохимический) процесс.

А как конкретная наука физколлоидная химия рассматривает определен­ные объекты и явления, являющиеся пограничными для химии и физики. В основном, это физические свойства химических объектов: 2. Фазовые переходы; 3. Электрохимические явления; 5. Поверхностные явления; 6. многочислен­ные физические свойства дисперсных систем и 7. физические свойства ВМС и их растворов.

Таким образом, в соответствии с двумя функциями физколлоидной химии, ее разделы можно поделить на две труппы.

Но существует и иное подразделение — физическая (первые четыре раз­дела) и коллоидная (последние три раздела) химия.

Термин коллоидная химия обычно применяется в связи с дисперсными системами (поскольку заряженные частицы дисперсной фазы называются коллоидными частицами). Поверхностные явления происходят на любой границе раздела фаз, но в случае дисперсных систем поверхность раздела особенно велика и, следовательно, поверхностные явления наиболее выражены. Потому-то учение об этих явле­ниях (как и учение о растворах ВМС) относят к коллоидной химии.

Однако такое подразделение достаточно условно, как достаточно спорна и та после­довательность, в которой мы будем изучать вышеназванные темы. Возможно, более логичным было бы изучать кинетику сразу после термодинамики, а по­верхностные явления — после раздела о фазовых равновесиях. Но в каждой последовательности есть свои плюсы и минусы, есть своя условность. Истори­чески сложилась и закреплена в программе очередность, приведенная выше.

РАЗДЕЛ 1.

ХИМИЧЕСКАЯ

ТЕРМОДИНАМИКА

Химическая термодинамика рассматривает энергетические аспекты различных процессов и определяет условия их самопроизвольного протекания. В основе ее — три, а вместе с нулевым — четыре начала термодинамики. Если процессы являются химическими, то указанные начала термодинамики распространяются и на них. Но, по сравнению с чисто физическими процессами, возникает необходимость и в целом ряде конкретных выражений — например, для расчета энергии реакции, ее зависимости от температуры и т. д. Представляют интерес как общие термодинамические закономерности, так и их конкретное приложение к химическим объектам. Потому-то данный раздел курса и называется химической термодинамикой.

Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ

1.1. Термодинамические системы, состояния и характеристики

1. В термодинамике объектом рассмотрения всегда является система.

Термодинамическая система — любой объект природы, состоящий из достаточно большого количества частиц (не менее 1010 —1013) и отделенный реальной или воображаемой границей от окружающей среды.

2. Различают 3 типа термодинамических систем (табл. 1.1):

а) Изолированные системы — не могут обмениваться с окружающей средой ни энергией, ни массой. Примеры: изолированный термостат, Вселенная в целом.

Таблица 1.1

б) Закрытые системы — могут обмениваться с окружающей средой энергией, но не массой. Пример закрытой системы — совокупность молекул растворенного вещества. Внешней же средой здесь является все остальное, начиная с растворителя (если он не участвует в реакции). Поэтому в химической термодинамике наиболее часто рассматривают именно закрытые системы.

в) Открытые системы — это системы, которые могут обмениваться с окружающей средой и энергией, и массой. Здесь самый важный пример — живые объекты.

3. Какую бы систему мы ни взяли, она может быть в различных состояниях. А чтобы описать то или иное состояние, используют термодинамические характеристики (аi).

Эти характеристики можно классифицировать двумя способами.

а) Во-первых, их делят на экстенсивные и интенсивные.

I. Экстенсивные параметры зависят от количества вещества и складываются при сложении однородных компонентов:

а0 = Σ аi . (1.1)

Примеры — объем (V), масса (т), количество вещества (п), энергия (Е), относящиеся ко всей системе или к отдельным ее частям.

II. Интенсивные характеристики не зависят от количества вещества и выравниваются при контакте систем или частей системы. Сюда относятся такие параметры, как температура (Т), давление (Р), плотность (ρ), концентрация (с).

б) Другое подразделение таково.

I. Одни характеристики можно рассматри­вать как основные, которые определяют состояние вещества. Их называют параметрами состояния. Обычно в качестве таковых берут следующие харак­теристики — Т, Р и п, т. е. температуру, давление и количество вещества.

II. Остальные характеристики зависят от этих трех параметров, а значит,.в целом от состояния системы. Поэтому их называют функциями состояния. Так, для идеального газа энергия определяется только температурой и количеством вещества, а объем — всеми тремя параметрами состояния:

 

(1.2,а-б)

Первое выражение известно из физики, а второе — это уравнение Клайперона—Менделеева (PV = nRT).

Связь между параметрами и функциями состояния представлена на рис. 1.1.

4. Сформулируем свойство функций состояния.

а) Значение любой из них не зависит от способа достижения системой данного состояния, а зависит только от самого этого состояния.

б) Для некоторых состояний используются специальные термины. Так, часто вещества (системы) рассматривают при стандартных условиях:

Т = 25° (298 К), Р=1 атм (101,3 кПа), п = 1 моль. (1.3, а–в)

Соответственно, стандартное состояние вещества — это 1 моль чистого вещества при стандартных температуре и давлении в наиболее устойчивом агрегатном состоянии.

Как видно, к условиям (1.3, а—в) здесь добавляется еще условие о наиболее устойчивом агрегатном состоянии. Для одного вещества это газообразное состояние, для другого — жидкое, для третьего — твердое в наиболее распространенной аллотропной модификации.

в) И стандартные, и многие другие состояния являются равновесными. В равновесном состоянии параметры состояния не изменяются самопроизвольно со временем, и в системе отсутствуют потоки вещества и энергии.

г) Наконец, еще один важный частный случай состояний — это стационарные состояния. Здесь параметры состояния тоже постоянны, но в системе имеются потоки энергии и (или) вещества.

д) Все прочие состояния системы являются, по существу, переходными — либо к равновесному, либо к стационарному состоянию.

1.2. Термодинамические процессы

1. а) Всякое изменение параметров состояния (т. е. переход системы из одного состояния в другое) есть термодинамический процесс.

б) К процессу приводит осуществляемое каким-то внешним воздействием выведение системы из равновесного состояния (т. е. перевод ее в неравновесное состояние).

в) В результате же самопроизвольного процесса система

- либо возвращается в прежнее состояние равновесия,

- либо переходит в какое-то иное равновесное состояние,

- либо достигает стационарного состояния.

2. Обратим здесь внимание на два обстоятельства.

а) Во-первых, система может иметь несколько состояний равновесия, как это показано на рис. 1.2.

б) Во-вторых, если система достигает стационарного состояния, то процесс не прекращается, а просто становится стационарным (т. е. таким, при котором поддерживаются постоянные значения параметров состояния).

Такая ситуация может иметь место в закрытых и открытых системах. Например, здоровый человек находится в стационарном состоянии: все его параметры остаются на постоянном уровне. Но в нем все время идут процессы обмена с окружающей средой веществом и энергией, и многие из этих процессов являются стационарными.

3. Когда система стремится к равновесному состоянию, а когда — к стационарному?

В случае открытой системы можно указать на две типичные ситуации.

а) Пусть на границах системы — постоянные и одинаковые значения интенсивного параметра (например, концентрации вещества).

Тогда концентрация в самой системе (изначально отличная) тоже стремится к тому же значению, которое является равновесным (рис. 1.3,а), т. е. после его достижения процесс прекратится.

б) А теперь пусть на границах открытой системы — постоянные, но различные значения интенсивного параметра (концентрации). Тогда в результате переходного процесса в системе устанавливается какая-то промежуточная концентрация сх, которая затем будет поддерживаться благодаря стационарному процессу — притоку вещества через одну границу и такому же по величине оттоку через другую границу (рис. 1.3, б).

Таким образом, достигается стационарное состояние.

4. Обратимые и необратимые процессы. Принципиальное для термодинамики значение имеет подразделение всех процессов на обратимые и необратимые. В этом подразделении учитывается, как система переходит из начального состояния в конечное.

а) Обратимые процессы — такие, в которых малейшее противоположное воздействие меняет направление на обратное.

Это означает, что все промежуточные состояния системы и окружающей среды в таком процессе — равновесные. Поэтому часто обратимые процессы называют еще равновесными.

б) А термодинамически необратимые процессы — такие, которые не могут быть обращены без того, чтобы в самой системе или в окружающей среде не остались какие-то изменения.

Из этого определения следует: после термодинамически необратимого процесса систему при определенных условиях можно вернуть в исходное состояние (т. е. осуществить химическую обратимость).

Но для этого требуется произвести какие-либо изменения в системе или окружающей среде — например, повысить концентрацию продуктов реакции или подвести дополнительную теплоту.

Таким образом, термодинамическая необратимость и химическая необра-тимость — понятия различные.

Заметим: практически каждый реальный процесс в той или иной мере термодинамически необратим. Но представление об идеально обратимом процессе очень полезно.

1.3. Пример: изотермическое изменение объема газа

Иллюстрация различных способов перехода системы из одного состояния в другое — изотермическое расширение газа — представлена на рис. 1.4.

1. В крайнем варианте необратимого процесса внешнее давление сразу снижают до уровня Р2 .

Тогда газ под поршнем резко расши­ряется до объема

V2 = V1P1/P2 ,

совершая работу против малого внешнего давления Р2:

2. А в обратимом варианте расшире­ния внешнее давление снижают очень медленно, — так что газ вначале совер­шает работу против давления Р1 – dP, затем — против Р1 – 2dP, ... и лишь в конце — против Р2.

Очевидно, что при этом работа газа больше, чем в предыдущем случае. Рассчитаем конкретную величину данной работы:

откуда

3. Теперь допустим, что газ после того или иного его расширения вновь изотермически сжимают до прежнего объема V1.

а) В обратимом варианте при­дется совершить над системой точно такую же работу, какую совершала система при расширении. Никаких изменений в системе или окружающей среде не останется.

б) I. При необратимом же варианте работа сжатия окажется больше, чем при расширении. Действительно, давление газа не будет оставаться всё время сжатия на низком уровне Р2 , а будет возрастать с Р2 до Р2.

II. И для обеспечения этой избыточной работы окружающей среде придётся затратить дополнительное количество энергии. Что и означает какое-то изменение этой среды в результате цикла.

1.4. Первое начало термодинамики

Первым началом термодинамики является закон сохранения энергии в применении к термодинамическим системам. В нем фигурируют три ве­личины — ΔE (изменение внутренней энергии), w (работа) и Q (теплота).

1. Внутренняя энергия системы – это сумма энергии теплового движения мо­лекул, внутримолекулярной энергии и энергии межмолекулярного взаимодействия.

Абсолютное значение этой величины, как правило, не известно (кроме системы идеального газа (1.2, а). Поэтому оперируют лишь величинами ΔЕ — изменениями внутренней энергии в процессах. Заметим также, что в литера­туре эту величину часто обозначают буквой U.

2. а) Что же касается теплоты и работы, то это две единственные формы передачи энергии от системы к внешней среде и обратно.

б) Причем работа — такой переход одной формы энергии в другую (в т. ч. в теп­ловую), который сопровождается преодолением некоего сопротивления и (или) приобретением телом тангенциального ускорения.

Впрочем, дополнение насчет ускорения существенно лишь для механической работы. Нам же предстоит рассматривать дру­гие виды работы — электрическую, осмотическую, химическую.

в) Знаки теплоты и работы определяются схемой (см. рис. 1.5).

I. Q и w — положительные величины, если система получает теплоту или над ней производится работа.

II. Наоборот, Q и w — отрицательны, если система отдает теплоту или сама производит работу.

Выбор таких знаков обусловлен тем, что в первой паре случаев теплопередача или работа увеличивают энергию системы (ΔЕ > 0), а в следующей паре — снижают (ΔE < 0). Соответствующий знак (плюс или минус) ставится не перед буквами Q и w, а перед цифровым значением соответствующей величины: например, Q = –300 кДж или w = +50 кДж.

3. Теперь можно сформулировать первое начало термодинамики:

ΔE = Q + w

(1.7)

Следовательно, каким бы ни было направление теплопередачи и работы, изменение внутренней энергии в процессе есть алгебраическая сумма переданной теплоты и совершенной работы.

4. Отметим принципиальную разницу между фигурирующими здесь величинами.

а) Как известно, Е (внутренняя энергия) — функция состояния. Значит, по общему свойству таких характеристик (п. 1.1), ΔЕ не зависит от способа перехода системы из одного состояния в другое.

б) Но этого нельзя сказать о теплоте и работе. Пример с газом (п. 1.3) показал, что при обратимом и необратимом способах расширения газ совершает разную работу.

Следовательно, будет различной и теплота процесса (так как ΔЕ = const).

Таким образом, в общем случае ни w, ни Q не являются функциями состояния.

1.5. Первое начало термодинамики для различных процес­сов

в системе идеального газа

В случае системы идеального газа можно выделить такие частные типы процессов, в которых постоянна какая-либо из термодинамических величин.

Некоторые (но не все!) соотношения, получаемые для них, могут быть распространены и на другие системы — например, растворы.

1. Изотермические процессы (идут при постоянной температуре: Т — const).

а) Для их осуществления расширение или сжатие газа надо сочетать с подведением или забором теплоты — так, чтобы температура газа оставалась постоянной.

б) Согласно (1.2, с), для идеального газа внутренняя энергия зависит только от температуры. Следовательно, при Т = const

Таким образом, при изотермическом расширении газа вся подводимая извне теплота трансформируется в работу газа, а при сжатии газа отводимая теплота равна работе, совершаемой над газом.

Конкретная величина работы и теплоты зависит от способа проведения процесса, что выражается формулами (1.4) и (1.6).

в) Но соотношения (1.8, а–б) справедливы только для идеального газа.

Представим химическую реакцию в изотермических условиях. Здесь внутренняя энергия системы уже, как правило, изменяется, так что

2. Изобарные процессы (идут при постоянном давлении, Р = const).

а) Вот пример изобарного процесса: нагревают газ, который, сохраняя свое давление, расширяется и совершает работу против постоянного внешнего давления.

б) В силу того, что внешнее и внутреннее давления при этом все время одинаковы, процесс является обратимым.

в) А благодаря постоянству давления величина работы против него не зависит от способа совершения процесса:

т. е. определяется только начальным и конечным состояниями системы ΔV. Следовательно, работа является функцией состояния.

г) Отсюда вытекает, что и теплота изобарного процесса является функцией состояния:

Данный вывод можно распространить на любую систему, если в ней в ходе изобарного процесса не совершается никакой иной работы, как против давления.

3. Изохорные процессы (V = const).

Пример — нагревание газа под зафиксированным поршнем.

Естественно, что работа при этом не совершается:

Получается, что и здесь теплота — функция состояния, поскольку таковой является равная ей величина Е.

4. Адиабатические процессы — это процессы, при которых исключен теплооб­мен системы с окружающей средой:

В этих случаях функцией состояния становится работа.

Краткое содержание главы 1

1. Введены общие понятия – ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА, её состояния и характеристики, а также ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ.

2. В отношении каждого из этих понятий дана соответствующая классификация.

а) Системы делятся на ИЗОЛИРОВАННЫЕ, ЗАКРЫТЫЕ И ОТКРЫТЫЕ;

б) характеристики системы – на ПАРАМЕТРЫ СОСТОЯНИЯ и ФУНКЦИИ СОСТОЯНИЯ;

в) среди самих состояний различают СТАНДАРТНОЕ, РАВНОВЕСНЫЕ (каковым является и стандартное), СТАЦИОНАРНЫЕ и ПЕРЕХОДНЫЕ;

г) среди процессов – ОБРАТИМЫЕ и НЕОБРАТИМЫЕ (что не совпадает с необратимостью в химическом смысле).

3. Сформулировано ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ:

где E – внутренняя энергия системы, Q – теплота (переданная системе или системой), а w – работа (совершаемая системой или над системой).

4. а) Констатировано, что в общем случае теплота и работа зависят от способа перехода системы из одного состояния в другое.

б) Однако для изобарных и изохорных процессов такой зависимости нет:

Здесь теплота (и работа, если она совершается) является уже ФУНКЦИЕЙ СОСТОЯНИЯ.

Глава 2. ТЕРМОХИМИЯ

2.1. Теплота и работа реакций

1. Термохимия — раздел термодинамики, рассматривающий теплоты химиче­ских реакций.

2. а) Эти реакции обычно идут при постоянном давлении или объеме. Напри­мер, любая реакция в открытом сосуде проходит при постоянном атмосферном давлении, а в закрытом сосуде — при постоянном объеме.

б) Поэтому, как следует из предыдущей главы, теплота химической реак­ции — функция состояния.

3. Более расширенная формулировка данного факта получила название закона Гесса:

теплота химической реакции (при постоянном давлении или при постоянном объеме) не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.

4. Проиллюстрируем данное утверждение на двух примерах.

а) Во-первых, пусть имеются две параллельные цепи реакций:

Согласно закону,

Q1 + Q2 = Q3 + Q4 (2.1, б)

б) Во-вторых, пусть имеется цепь последовательных реакций:

Q0

при сопоставлении которой с непосредственным превращением А—›В вновь получаем две параллельные цепи (где одна цепь представлена лишь одной реакцией). И, по аналогии с (2.1,6), можем записать:

Вывод: теплота суммарного превращения равна сумме теплот нромежуточ­ных стадий.

5. Что же касается работы, то нетрудно рассчитать работу реагирующей системы (или над ней), совершаемую против давления.

а) Так, пусть имеется реакция вида

где вещество С — газ.

б) За счет образования газа объем системы увеличивается, и совершается работа против постоянного внешнего давления:

Под Vraз следует понимать такой объем, который образовавшийся газ зани­мает при собственном давлении, равном атмосферному. Отсюда

а это свидетельствует, что работа расширения определяется количеством образующегося газа.

в) Если в ходе реакции газ, наоборот, поглощается, работу совершает внешняя среда. Но формулы ее расчета остаются такими же.

г) Если же все участники реакции находятся в жидком или твердом состоянии, то работа против давления практически не совершается.

2.2. Энтальпия

Вернемся к теплоте реакций и других процессов.

1. Как было изложено выше, теплота процесса становится функцией состояния только при определенных условиях, однако в общем случае таковой не является.

2. а) В связи с этим, в термодинамику введена другая величина — энтальпия:

Её определение сделано на основании формулы (1.10):

б) Особенность энтальпии состоит в том, что она всегда является функцией состояния.

Действительно, в определении (2.6) фигурируют только параметры Р, V и функция Е состояния.

Следовательно, во всех процессах ΔН (как и ΔЕ) зависит только от начального (1) и конечного (2) состояний:

где H2 и H1 — энтальпии этих состояний.

3. а) Тем не менее, для изобарного процесса изменение энтальпии равно теплоте:

б) Поэтому теплоту реакций можно находить по разности энтальпии продуктов и реагентов:

вследствие чего теплоту обычно отождествляют с энтальпией.

в) Заметим: такое отождествление справедливо только при условии, что в ходе процесса не совершается никакой иной работы, кроме работы против давле­ния.

г) Если же в изобарном процессе производится какая-то другая («полезная») работа, то теплота процесса отличается от ΔН на величину этой работы:

откуда