Энергия жизни. От искры до фотосинтеза - [41]

Должен признаться, что, приведя в качестве самого простого примера действия закона Гесса процесс горения углерода, я несколько погрешил против истины. Измерить напрямую количество тепла, получаемого при сжигании углерода с образованием угарного газа, невозможно, поскольку нельзя построить эксперимент таким образом, чтобы углерод, соединяясь с кислородом, образовывал только угарный газ. Чистый угарный газ можно получать, но по-другому.

Однако термохимик способен произвести из углерода углекислоту и измерить теплоту этой реакции (получится -94 килокалории). Может он и путем сжигания сделать из угарного газа углекислый, снова измерив при этом теплоту реакции (получится -67,6 килокалории). Затем, положившись на закон Гесса, он вычтет из первой теплоты реакции вторую и сделает вывод, что молярная теплота реакции перевода углерода в моноксид углерода, угарный газ, составит -26,4 килокалории, хотя доказать это экспериментально ученый окажется не в состоянии.

Важность закона Гесса заключается в том, что он означает следующее: теплоту любой реакции, даже той, которую по каким-то причинам невозможно измерить, можно высчитать исходя из теплоты других, более доступных для экспериментатора реакций.

Например, существует такой углеводород, как этилен, — это газ, молекулы которого состоят из 2 атомов углерода и 4 — водорода (С₂Н₄). Один моль этого газа, сгорая в кислороде, выделяет 340 килокалорий. Выражение для этой реакции выглядит так (я пронумерую выражения для удобства отсылки к ним в дальнейшем):

1) С >2 Н >4 + 3O >2 → 2СO >2 + 2H >2 O

ΔН = -340 ккал.

Я уже описывал процессы горения углерода и водорода, но сейчас я снова выпишу выражения для этих реакций, потому что они нам понадобятся:

2) С + O >2 → CO >2

ΔН = -94 ккал.

3) Н >2 + >1 / >2 О >2 → Н >2 О

ΔН = -68 ккал.

Теперь давайте проведем математические преобразования этих химических выражений. Если вы из тех, кого тошнит от математики, то можете смело пролистнуть остаток этой главы; остальным же, думаю, должно понравиться.

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

4) Н >2 → H >2 O — >1 / >2 O >2

ΔН = -68 ккал.

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

5) 2Н >2 → 2H >2 O — O >2

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 → 2CO >2 — 2O >2

ΔН = -188 ккал.

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

7) 2СO >2 + 2H >2 O → С >2 Н >4 + 3O >2

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 → С >2 Н >4 + 3O >2 — 2СO >2 — 2H >2 O

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) 2Н >2 + 2С → 2H >2 O — O >2 + 2СO >2 —

— 2O >2 + С >2 Н >4 + 3O >2 — 2СO >2 — 2H >2 O

ΔН = (-136) + (-188) + (+340) ккал.

Проведя все возможные математические сокращения правой части, мы увидим, что сократилось все, кроме С₂Н_4, так что все выражение теперь сводится к

10) 2Н >2 + 2С → С >2 Н >4

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.

Глава 9. НАПРАВЛЕНИЕ РЕАКЦИИ

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.