Расчеты теплоты и максимальной работы химической реакции

Теплоту и максимальную работу реакций можно рассчитывать при наличии необходимых табличных данных по термодинамическим свой­ствам веществ и некоторых характерных химических реакций. Основные термодинамические характеристики реакций:

Стандартная энтальпия (теплота) реакции ΔHrо — это теплота одного оборо­та реакции при определенных условиях. Наиболее часто стандартную теплоту относят к стандартным условиям: р = 101,3 кПа, Т = 298,15 К. Однако стандартные величины могут быть отнесены и к другим услови­ям, что должно быть указано. В биохимии и физиологии стандартные величины обычно относят к физиологическим условиям: р = 101,3 кПа, Т= 310,15 К (37 °С). Обычной единицей измерения ΔHrо является кДж/моль.

Стандартное изменение энергии Гиббса(максимальная работа ре­акции) ΔGro — это изменение энергии Гиббса при одном обороте реак­ции в системе с концентрациями всех реагирующих веществ и продуктов, равными 1 моль/л, и при прочих условиях, указанных для стандартной теплоты реакции. Обычная единица измерения ΔGro -кДж/моль.

Стандартное изменение энтропии химической реакции ΔSro— это изменение энтропии при одном обороте химической реакции и при прочих условиях, указанных для стандартной теплоты реакции. Основная единица измерения — Дж/(моль . К).

Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества ΔHfо это изменение энтальпии при образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии. Для последних теплота образования принимается равной нулю. Обычная единица измерения ΔHfо - кДж/моль.

Практически осуществимы термохимические исследования лишь для реакций образования бинарных соединений. Поэтому для большинства других веществ величины ΔHfо найдены расчетным путем.

Стандартная теплота сгорания вещества ΔHсо - это изменение энтальпии при сгорании 1 моль вещества в кислороде при стандартных условиях с образованием высших оксидов всех элементов, кроме азота, хлора и брома. Последние переходят в простые вещества. Для веществ, которые не горят, ΔHсо = 0. Обычная единица измерения ΔHсо - кДж/моль.

Стандартное изменение энергии Гиббса образования вещества ΔGfo -это изменение энергии Гиббса при образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии. Для последних ΔGfo = 0. Обычная единица измерения ΔGfo - кДж/моль.

Стандартная энтропия вещества Sо— это энтропия 1 моль вещества при стандартных условиях. Основная единица измерения Sо - Дж/(моль-К). По измерениям зависимости теплоемкости веществ от температуры рассчитываются абсолютные величины энтропии (а не ΔS).

Расчет стандартной теплоты реакции на основе следствий из закона Гесса:

ΔHrо = ∑ (νiΔHfоi)прод - ∑(νiΔHfоi)исх;

ΔHrо = ∑ (νiΔHfоiисх - ∑(νi ΔHfоi)прод ,

где νi – стехиометрические коэффициенты веществ в уравнении реакции,

прод. – продукты реакции (вещества, записанные в уравнении справа),

исх. – исходные вещества (реагенты).

По аналогичным формулам рассчитываются ΔGro и ΔSro:

 

ΔGrо = ∑ (νiΔGfоi)прод - ∑(νiΔGfоi)исх;

ΔSrо = ∑ (νiΔSfоi)прод - ∑(νiΔSfоi)исх.

Лабораторная работа 1. Определение теплоты (энтальпии) реакции нейтрализации

Цель.Приобрести навыки калориметрического определения теплот химических реакций и обработки данных эксперимента. Проверить зави­симость теплот реакций нейтрализации от природы реагирующих кислот и оснований.

Оборудование.Калориметр, состоящий из двух стаканов различного объема (например, 0,1 и 0,5 л), вставленных один в другой, пробки с отверстиями для термометра; мешалки и воронки; мерные цилиндры — 2 шт.; термометр с ценой деления 0,1°; воронка; мешалка с мотором.

Реактивы.Кислоты: соляная, азотная, уксусная; растворы гидроксидов, натрия и калия; раствор аммиака. Все растворы с концентрацией в пределах 0,5— моль/л.

Сущность работы. Изучается выделение теплоты при реакции нейтрализации по повышению температуры раствора. Для всех сильных кислот и щелочей реакция нейтрализации оказывается одним и тем же процессом:

 

H+ + OH - = Н20.

Для них теплота нейтрализации ΔHnо одинакова с небольшими отклонениями из-за влияния теплоемкостей разных катионов и анионов. По данным справочников, ΔHnо = -57,3 кДж/моль. При участии в реакции слабого электролита, нейтрализация сопровождается его диссоциацией (процесс эндотермический), и измеренная теплота оказывается меньше.

 

Выполнение эксперимента

 

Получают у преподавателя задание дл выполнения лабораторной работы — конкретные пары реагентов кислота - основание. Например, определяют теплоту реакции нейтрализации соляной кислоты растворами гидроксидов калия и натрия и раствором аммиака.

Подготавливают для работы калориметр: осматривают его, чтобы убедиться в исправности всех деталей; ополаскивают дистиллированной водой внутренний стакан; проверяют работу мешалки и настраивают ее на небольшую скорость вращения. Возможно проведение опыта и без мешалки.

Упрощенный калориметр состоит из двух стаканов. В большой стеклянный стакан вставляют другой стакан меньшего размера. Они не должны между собой соприкасаться. Во избежание потерь теплоты через стенки внутреннего калориметрического стакана между ними помещают прокладки. Внутренний стакан закрывают крышкой с тремя отверстиями, в которые вставлены термометр (цена деления 0,1о), мешалка и воронка для вливания растворов.

Записывают в лабораторном журнале исходные данные:

Масса внутреннего стакана калориметра т, г

Объемы растворов реагирующих веществ V, мл

Концентрация растворов с, моль/л

Плотность растворов ρ, г/мл

Удельная теплоемкость растворов (воды) Сm2О) — 4,184 Дж/(г . К)
Удельная теплоемкость стекла Сm(ст) — 0,753 Дж/(г . К).

 

Мерными цилиндрами отмеривают равные объемы растворов кислоты и основания (0,025—0,05 л, по указанию преподавателя). Температуру одного из растворов, например основания, измеряют непосредственно в цилиндре термометром, вынутым из калориметра. После этого термометр ополаскивают дистиллированной водой и снова вставляют в калориметр. Раствор кислоты переливают через воронку во внутренний стакан кариметра и также записывают его температуру. Раствор щелочи быстро вливают в калориметр к раствору кислоты, перемешивают в течение не­скольких секунд и наблюдают за столбиком ртути термометра. Записы­вают самое высокое показание. Повторяют опыт с этой же парой кислоты и основания. Затем проводят по два параллельных опыта с другими заданными парами кислот и оснований. Полученные экспериментальные данные записывают в таблицу по форме:

 

Измеренные и вычисленные величины Реагирующие вещества
Концентрация растворов, моль/л HCl + NaOH HCl + KOH HCl + NH4OH
Температура раствора, Тк, Тщ            
Начальная температура опыта, Т1 = (Тк + Тщ)/ 2            
Самая высокая температура после нейтрализации, Т2      
ΔТ      
n (кислота) = n(щелочь), моль      
Q, кДЖ      
Δ Hno, кДж / моль      

Обработка результатов эксперимента.Для вычисления по экспе­риментальным данным теплоты реакций нейтрализации сначала рассчи­тывают общую теплоемкость калориметра Cm, учитывая теплоемкость раствора и теплоемкость внутреннего стакана:

Cm = Cm(H2O) . m (раствор) + Cm (ст) . m (стакан),

где m (раствор) — масса раствора в калориметре, вычисляемая по объему взятых растворов и их плотности. Плотность может быть принята равной 1 г/мл. Затем вычисляют выделившуюся в калориметре теплоту:

Q = Cm ΔT.

Эта теплота постепенно, по мере выравнивания температуры переда­ется в окружающую среду и может быть принята равной по абсолютной величине изменению энтальпии системы (калориметра):

Δ Hn = - Q

Дня расчета стандартной теплоты реакции нейтрализации найденное значение теплоты необходимо пересчитать на 1 моль реагирующей ки­слоты или основания, что соответствует 1 моль образующейся воды:

Δ Hno = Δ Hn / n,

где п— количество одного из веществ, участвующих в реакции, которое требуется рассчитать по исходным данным.

Рассчитывают стандартные энтальпии изученных реакций, исполь­зуя термодинамические свойства веществ (см. табличные величины), и сравнивают с полученными значениями. Находят отклонения найденных значений от расчетных. Объясняют вероятные причины отклонений, делают вывод о зависимости стандартной теплоты реакции от природы реагирующих кислот и оснований.

Вопросы к защите работы

1. Каковы основные источники ошибок в проведенном эксперименте?

2. На какие промежуточные стадии можно разделить процесс нейтрализации
слабой кислоты сильным основанием?

3. Чем объясняется постоянство стандартных теплот реакций нейтрализации для разных сильных кислот и оснований?

4. Какие результаты опыта по определению теплоты реакции ней
можно ожидать при замене соляной кислоты таким же объемом серной
слоты с равной молярной концентрацией эквивалента?

5. Как повлияет на точность определения теплоты реакции нейтрализации
уменьшение концентрации растворов кислоты и щелочи?

 

Лабораторная работа 2. Определение теплоты (энтальпии) гидратации

Цель.Определение теплоты гидратации.

Оборудование и реактивы. Калориметр, технохимические весы, сульфат меди (безводный), цилиндры мерные (100 и 200 мл).

Сущность работы.При растворении кристаллических веществ в воде происходит два основных процесса: первый – эндотермический, связанный с разрушением кристаллической решетки, второй – экзотермический, обусловленный взаимодействием частиц растворяемого вещества с молекулами растворителя и образованием гидратированных частиц (ионов, молекул). В зависимости от того, какой из двух тепловых процессов преобладает, тепловой эффект растворения может быть положительным или отрицательным.

Опыт по определению теплоты гидратации проводить в калориметре, описанном в предыдущей работе.

Выполнение эксперимента

В предварительно взвешенный калориметрический стакан налить 150 мл дистиллированной воды. Отвесить 8 г безводного сульфата меди с точностью до 0,01 г. Отметить с точностью до 0,1о температуру воды в калориметре – tнач, затем при перемешивании внести соль в воду и отметить максимальную температуру – t кон.

Рассчитать количество теплоты, выделяемой в калориметре, по формуле:

 

Q = [c1mст + c2(mв + mс)]Δt,

 

где Q – количество выделившейся теплоты, Дж, с1 – удельная теплоемкость стекла [0,753 Дж/ (г.град)], mст – масса калориметрического стакана, г, с2 – удельная теплоемкость раствора [4,184 Дж/ (г.град)], mв – масса воды, г, mс – масса соли, г, Δt – разность температур.

Рассчитать тепловой эффект ΔH по формуле:

 

ΔH = - QM / mс . 1000,

где M –молярная масса безводной соли.

Теплота растворения CuSO4 . 5H2O при 20оС ΔHраств = 11,5 кДж / моль.

Рассчитать теплоту гидратации сульфата меди: CuSO4 (к) + 5 H2O (ж) = CuSO4 . 5 H2O (к).

Согласно закону Гесса,

ΔHгидр = ΔH - ΔHраств.

 

Полученные результаты записать в таблицу по форме:

 

  Масса стакана, mст, г     Масса воды, mв, г   Масса соли, mс, г   t нач   t кон   Δt = tкон - tнач   Q, Дж ΔHгидр
  Дж/моль   кДж/моль
                   

 

Контрольные вопросы

1. Что такое теплота нейтрализации?

2. Что называют теплотой растворения?

3. Что называют теплотой гидратации?

4. Какова зависимость между суммарным тепловым эффектом растворения и теплотами гидратации и растворения?

5. О чем говорит, в первую очередь, положительный тепловой эффект
при растворении вещества — о большой прочности его структуры,
разрушаемой при растворении, или о сильном взаимодействии частиц вещества с растворителем (сольватация)?

6. Теплота растворения безводного сульфата натрия Na2SO4 равна
-80,3 кДж/моль, а теплота растворения кристаллогидрата сульфата
натрия Na2SO4•10Н2О равна -78,7 кДж/моль. Вычислить теплоту гидратации Na2SO4.

7. Определить теплоту гидратации безводного сульфата цинка, если
известно, что теплота его растворения 77,11 кДж, а теплота растворения ZnSO4•7H2O равна -17,67 кДж.