Читать онлайн «Энергия жизни. От искры до фотосинтеза». Страница 26

В выражении 3 перенесем 1/2O2 из левой части уравнения в правую с переменой знака (на теплоте реакции это никак не скажется), получим:

4) Н2 → H2O — 1/2O2

ΔН = -68 ккал.

Теперь удвоим обе части выражения 4, при этом удвоится и теплота реакции:

5) 2Н2 → 2H2O — O2

ΔН = -136 ккал.

Сделаем то же самое с выражением 2 — переместим O2 в правую часть уравнения с переменой знака и удвоим все значения, включая теплоту реакции:

6) 2С → 2CO2 — 2O2

ΔН = -188 ккал.

Обратим выражение 1 без перемены знаков; в этом случае, согласно закону Лавуазье—Лапласа, изменится знак у теплоты реакции:

7) 2СO2 + 2H2O → С2Н4 + 3O2

ΔН = +340 ккал.

В выражении 7 переместим 2СO2 и 2H2O в правую часть с переменой знака — знак теплоты реакции останется при этом неизменным:

8) Ноль → С2Н4 + 3O2 — 2СO2 — 2H2O

ΔН = +340 ккал.

(Я написал здесь «ноль» вместо 0, чтобы его не путали с обозначением кислорода — О.)

Теперь же давайте сложим выражения 5, 6 и 8, не забывая складывать и значения теплоты реакций. Мы получим следующий результат:

9) 2Н2 + 2С → 2H2O — O2 + 2СO2 — — 2O2 + С2Н4 + 3O2 — 2СO2 — 2H2O

ΔН = (-136) + (-188) + (+340) ккал.

Проведя все возможные математические сокращения правой части, мы увидим, что сократилось все, кроме С2Н4, так что все выражение теперь сводится к

10) 2Н2 + 2С → С2Н4

ΔН = +15,2 ккал.

Таким образом, мы обнаружили, что если мы хотим 2 моля водорода заставить вступить в соединение с 2 молями углерода для получения 1 моля этилена, то для того, чтобы реакция состоялась, необходимо затратить 15,2 килокалории энергии. Иными словами, 1 моль этилена содержит на 15,2 килокалории больше химической энергии, чем составляющие его углерод и водород. Или можно сказать так: молярное тепло формирования этилена равняется + 15,2 килокалории.

На самом деле напрямую измерить это тепло формирования невозможно, поскольку не существует такой химической реакции, в ходе которой можно было бы за один шаг создать этилен из углерода и водорода. Тем не менее вышеприведенная цифра не вызывает у химиков никаких сомнений. Во-первых, все математические действия, произведенные нами, обоснованы вторым законом термодинамики, которые не оспаривает никто из химиков, а во-вторых, во всех тех случаях, где математические расчеты можно проверить практикой, они подтверждаются.

По этим причинам теплота формирования этилена и многих других соединений рассчитывается на бумаге ко всеобщему удовлетворению, и тот факт, что получаемые значения не проверены на практике и никогда не будут проверены, никого не смущает.

Закон Гесса является выражением первого закона термодинамики применительно к химическим реакциям, и теперь мы переходим к дальнейшему. Несколько глав назад мы сделали попытку определить жизнь через энтропию, а также предположили, что жизнь как процесс в чем-то сродни горению и, следовательно, должна потреблять химическую энергию. Теперь мы попытаемся установить, как же действует второй закон термодинамики применительно к химическим реакциям.

В отношении механической энергии мы уже знаем, что второй закон термодинамики требует, чтобы предметы спонтанно перемещались из положения с большей потенциальной энергией (в данном случае она называется «гравитационным потенциалом») к положению с меньшей, и не наоборот. Вода течет по склону горы вниз, а не вверх. В отношении тепловой энергии второй закон термодинамики требует, чтобы тепло спонтанно переходило только от горячих тел (обладающих большей температурой — «тепловым потенциалом») к холодным, а не наоборот. Продолжая аналогию, можно предположить, что и химические реакции будут проходить таким образом, чтобы вещество переходило из состояния с большим «химическим потенциалом» в состояние с меньшим, и не наоборот.

Соответственно возникает вопрос: что же это за химический потенциал и как его измерить?

Бертло, которого я упоминал в предыдущей главе, как автора множества экспериментов по измерению теплоты реакции, считал, что ответ может крыться в самих этих измерениях. Он высказывал мнение, что спонтанными можно считать те реакции, которые характеризуются снижением химической энергии и соответственно выделением тепла, то есть те, ΔН которых отрицательна. С другой стороны, реакции, при которых химическая энергия увеличивается, так что тепло извлекается из окружающей среды (иными словами, ΔН которых имеет положительное значение), не будут протекать спонтанно.

Бертло назвал реакции первого типа (с выделением тепла в окружающую среду) «экзотермическими» (от греческого «тепло наружу»), а реакции второго типа (с поглощением тепла из окружающей среды) — «эндотермическими» (что означает «тепло внутрь»). По мнению Бертло, спонтанными могут быть только экзотермические реакции.

Существует множество примеров, которые подтверждают это правило. Например, смесь водорода с кислородом, если ее поджечь, возгорится мгновенно и даже взрывообразно, соединяясь в воду, — это экзотермическая реакция. С другой стороны, вода может вечно находиться в стабильном состоянии, не выказывая ни малейшего желания разлагаться на водород и кислород, — если бы этот процесс начался, он был бы эндотермическим. Точнее, если воду как следует нагреть, она начнет разлагаться, но ведь и вода может течь вверх, если ее качать насосом.

Тут можно возразить, что смесь водорода с кислородом тоже может вечно находиться в стабильном состоянии, совершенно не собираясь вступать в реакцию, пока в систему, опять же, не добавят избыточное тепло. Однако есть принципиальная разница. После того как некоторое количество избыточного тепла подожжет смесь водорода с кислородом, дальше реакция продолжается сама сколь угодно долго. Если же, с другой стороны, добавление дополнительного тепла, или электрического тока, запускает реакцию разложения воды на водород и кислород, то прекращение подачи тепла или электричества тут же приведет к остановке реакции на любом этапе.

Короче говоря, экзотермическая реакция соединения водорода и кислорода в принципе может продолжаться спонтанно, а эндотермическая реакция разложения воды — не может.

Однако, к огорчению Бертло, это правило оказалось недостаточно всеобъемлющим. Все экзотермические реакции действительно происходят спонтанно, а все эндотермические, как правило, не происходят спонтанно. Однако все же есть несколько реакций, которые являются эндотермическими и при этом все же происходят спонтанно. Лучшим примером такого рода реакций является растворение некоторых веществ в воде. Если аммиачную селитру высыпать в воду, то она спонтанно растворится, хотя АН этого процесса и будет положительна. При этом происходит набор химической энергии, а тепловая — извлекается из воды, которая становится ледяной на ощупь. И не важно, скольким количеством примеров подтверждается теория Бертло, для того, чтобы опровергнуть ее, достаточно и единственного исключения.

Однако на самом деле ущербность теории Бертло доказывается не только фактом наличия нескольких опровергающих ее исключений. Против нее имеются и некоторые более тонкие возражения, подводящие нас к идее «химического равновесия».

Реакции, которые вызывают наибольший интерес термохимиков — реакции горения, — кажутся однонаправленными. То есть углерод и кислород соединяются навсегда для образования углекислоты, водород и кислород — для образования воды, соединения, имеющие в своем составе и углерод, и водород, соединяются навсегда с кислородом для образования углекислоты и воды. Более того, никогда вода в сколь-либо заметных количествах не разлагается на водород и кислород, а углекислота — на углерод и кислород. И вода никогда не соединяется с углекислотой для образования этилена или других углеводородов. Такие однонаправленные реакции также называют необратимыми.

Однако положение дел обстоит таким образом далеко не со всеми химическими реакциями. Например, посмотрим на одну из реакций с участием водорода и йода. При обычной температуре йод представляет собой синевато-серое твердое вещество, но плавное нагревание его приводит к появлению фиолетового газа, а при температуре выше 184 °С он существует исключительно в виде газа. В газообразном состоянии йод состоит из двухатомных молекул (I2).

Если же смешать йод с водородом при температуре, скажем, 445 °С, будет образовываться соединение йодоводород (HI):

H2 + I2 → 2HI.

Однако в соединение вступают не весь йод и не весь водород. Сколько бы времени ни протекала реакция, все равно часть йода и часть водорода не будут в ней участвовать.