Определение теплоты реакции нейтрализации

Цель работы: изучить основные понятия термохимии (экзо- и эндотермические реакции, тепловой эффект, энтальпия, энтальпия образования вещества), закон Гесса и следствие из закона Гесса.

Задание: провести реакцию нейтрализации и определить повышение температуры. На основании полученных данных рассчитать теплоту и тепловой эффект реакции. Выполнить требования к результатам работы, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (чаще всего теплоты). Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты – эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы ΔН. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается (ΔН < 0), а при эндотермической – энтальпия системы увеличивается (ΔН > 0).

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то в этом случае энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ΔН⁰.

Определение тепловых эффектов может быть осуществлено опытным путем с помощью калориметра или путем вычислений. В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии Δ Н) зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энтальпия реакции nА + mВ → рС + qD рассчитывается по формуле

ΔН ⁰_х..р == (р Δ _f Н ⁰ _С + q Δ _f Н ⁰_{, D}) − (n Δ _f Н ⁰ _А + mΔ _f Н⁰_B),

где Δ _f Н⁰ – стандартная энтальпия образования вещества.

Стандартной энтальпией образованиявещества называется стандартная энтальпия реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ.

Выполнение работы

Любая реакция нейтрализации сильной кислоты щелочью сводится к процессу

Н⁺ + ОН^‾ → Н₂О

Для определения теплового эффекта реакции можно воспользоваться упрощенным калориметром, состоящим из трех стаканов – внешнего и двух внутренних.

В сухой внутренний стакан калориметра с помощью мерного цилиндра налить 25 мл раствора щелочи. В другой сухой стакан налить 25 мл раствора серной кислоты. Опустить в раствор щелочи термометр. Записать температуру и, не вынимая термометр из стакана, быстро влить кислоту в щелочь. Осторожно помешивая раствор термометром, отметить и записать максимальную температуру. Эту температуру считать конечной.

Требования к результатам работы:

Полученные данные занести в таблицу.

Температура Т, К	Изменение энтальпии ∆Н, кДж	∆Н^0нейтр.практ, кДж/моль	∆Н^0нейтр. теор, кДж/моль	Относит. ошибка опыта Е, %
начальная	конечная

Вычислить (все вычисления пояснить словами):

1. Изменение энтальпии реакции ∆Н по формуле

ΔH = −V ∙ ∙ c ∙ ΔТ,

где V – общий объем раствора, мл; – плотность раствора г/мл; с – теплоемкость раствора, Дж/г ∙ К; ΔТ – разность между конечной и начальной температурами. Принять плотность раствора после нейтрализации равной 1 г/мл, а

теплоемкость его − равной теплоемкости воды, т. е. 4,18 Дж/г ∙ К.

2. Тепловой эффект реакции нейтрализации ∆Н⁰_{нейтр.практ} в расчете на 1 моль эквивалентов кислоты. Так как 1 моль эквивалентов кислоты содержится в 1 л (1000 мл) раствора, а для реакции было взято 25 мл, то

3. Теоретическое значение изменение энтальпии реакции нейтрализации для уравнения Н⁺ + ОН^‾ → Н₂О. Энтальпии образования Δ _f Н⁰ Н⁺, ОH^‾ и Н₂О соответственно равны 0, -230,2 и -285,8 кДж/моль.

4. Относительную ошибку опыта (Е)

Примеры решения задач

При решении задач этого раздела следует пользоваться табл. I приложения.

Пример 3.1. Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции горения ацетилена, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л ацетилена (н.у.)?

Решение. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению

С₂Н₂ (г) + 5½О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (г).

Пользуясь следствием из закона Гесса и справочными данными из табл.I, вычисляем тепловой эффект реакции:

DH⁰_х.р. = (2 + ) − ( + 5½ )

DH⁰_х.р. = [2(-393,5) + (-241,8)] − (226,8 + 5½ ∙ 0) = -1255,6 кДж.

Термохимическими называются уравнения химических реакций, в которых указано изменение энтальпии. Изменение энтальпии (тепловой эффект) записывают в правой части уравнения после запятой.

Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:

С₂Н₂ (г) + 5½О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (г), DH⁰_х.р. = –1255,6 кДж.

Тепловой эффект обычно относят к одному молю вещества. Следовательно, при сжигании 1 моль С₂Н₂ выделяется 1255,6 кДж. Однако по условию задачи сжигается 10 л ацетилена, что составляет 10 / 22,4 = 0,446 моль С₂Н₂, где 22,4 л/моль – мольный объем любого газа при нормальных условиях. Таким образом, при сгорании 0,446 моль (10 л) С₂Н₂ выделится 0,446×(–1255,6) = –560 кДж теплоты.

Пример 3.2. Реакция идет по уравнению Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃.

При восстановлении 48 г Fe₂O₃ выделяется 256,1 кДж теплоты. Вычислить тепловой эффект реакции и стандартную энтальпию образования Fe₂O₃.

Решение. Число молей Fe₂O₃, содержащихся в 48 г Fe₂O₃, составляет 48 / 160 = 0,3 моль, где 160 г/моль – молярная масса Fe₂O₃. Так как тепловой эффект относят к 1 моль вещества, то тепловой эффект данной реакции равен –256,1 / 0,3 = –853,7 кДж. Запишем термохимическое уравнение этой реакции:

Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃, DH⁰_х.р. = –853,8 кДж/

Формула для расчета теплового эффекта данной реакции имеет вид

DH⁰_х.р.= (2 + ) – ( + 2 ), отсюда находим

= 2 + – 2 – _.

После подстановки справочных данных из табл.I получаем:

= 2 × 0 – 1676 – 2 × 0 + 853,8 = –822,2 кДж/моль.

Таким образом, тепловой эффект реакции равен –853,8 кДж, а составляет –822,2 кДж/моль.

Пример 3.3. Исходя из термохимических уравнений

Н₂ (г) + О₂ (г) = Н₂О₂ (ж), = –187 кДж; (1)

Н₂О₂ (ж) + Н₂ (г) = 2Н₂О (г), = –297 кДж; (2)

Н₂О (г) = Н₂О (ж), = – 44 кДж, (3)

рассчитать значение стандартной энтальпии реакции образования Н₂О (ж).

Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необходимо определить: Н₂ (г) + ½О₂ (г) = Н₂О (ж), –?(4)

В уравнения (1), (2), (3) входят Н₂О₂ (ж) и Н₂О (г), которые не входят в уравнение (4). Чтобы исключить их из уравнений (1), (2), (3), умножим уравнение (3) на 2 и сложим все три уравнения:

Н₂ (г) + О₂ (г) + Н₂О₂ (ж)+ Н₂ (г) + 2Н₂О (г) = Н₂О₂ (ж) + 2Н₂О (г) + 2Н₂О (ж). (5)

После преобразования уравнения (5) и деления его на 2 получаем искомое уравнение (4). Аналогичные действия проделаем с тепловыми эффектами:

.=

В результате получаем Дж;

т.е. энтальпия образования Н₂О (ж). = –286 кДж/моль.

Пример 3.4. В каком направлении будет протекать реакция при стандартных условиях СН₄ (г) + СО₂ (г) ↔ 2СО (г) + 2Н₂ (г)

Решение. Направление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (∆G). Изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Формула для расчета изменение энергии Гиббса изучаемой реакции имеет вид:

Значения берем из табл. 1 приложения и получаем:

[2 ∙ (-137,1) + 2 ∙ 0] − [(-50,8) + (-394,4)] = +171 кДж.

При р=const, T=const реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ∆G < 0, то реакциясамопроизвольно протекает в прямом направлении. Если ∆G > 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении невозможно. Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия.

Так как ∆G⁰_х.р = +171 кДж, т.е. > 0, то самопроизвольное протекание данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях невозможно.

Пример 3.5. Определить изменение энтропии в стандартных условиях для реакции С _{(графит)} + 2Н₂ (г) = СН₄ (г)

Решение. Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

Подставляем в формулу справочные данные из табл.I и получаем:

186,2 − (5,7 + 2 ∙ 130,6) = -80,7 Дж/К.

Пример 3.6. По значениям стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ, участвующих в реакции, вычислить изменение энергии Гиббса реакции, протекающей по уравнению

СО (г) + Н₂О (ж) = СО₂ (г) + Н₂ (г).

Решение. Изменение энергии Гиббса в химической реакции при температуре Т можно вычислить по уравнению

∆G⁰_х.р. = ∆Н⁰_х.р – Т∆S⁰_х.р.

Тепловой эффект реакции ∆Н⁰_х.р и изменение энтропии определяем по следствию из закона Гесса:

;

Используя справочные данные табл. 1, получаем:

∆Н⁰_х.р. = [(-393,5) + 0] − [(-110,5) + (-285,8)] = +2,8 кДж;

∆S⁰_х.р = (213,7 + 130,6) − (197,5 + 70,1) = +76,7 Дж/К

Изменение энергии Гиббса в химической реакции:

∆G⁰_х.р. = ∆Н⁰_х.р. – Т∆S⁰_х.р.; Т = 298 К;

∆G⁰_х.р = 2,8 − 298 ∙ 76,7 ∙ 10^-3 = -20,05 кДж

Пример 3.7. Определить температуру, при которой установится равновесие в системе СаСО₃ (к) СаО (к) + СО₂ (г)

Решение. При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая стремление системы к порядку, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Если тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, то ∆H⁰_х.р. = Т∆S⁰_х.р., что является условием равновесного состояния системы. Отсюда можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов: _.

Сначала вычисляем ∆Н⁰_х.р. и ∆S⁰_х.р.по формулам:

Используя справочные данные табл.I получаем:

DH⁰_х.р. = [– 635,5 + (–393,5)] – (–1207,1) = 178,1 кДж;

DS⁰_х.р. = (39,7 + 213,7) – 92,9 = 160,5 Дж/К или 0,1605 кДж/К.

Отсюда, температура, при которой устанавливается равновесие:

Т_равн = 178,1 / 0,1605 = 1109,5 К.

Пример 3.8. ВычислитьDH⁰_х.р, ∆S⁰_х.р. и DG⁰_T реакции, протекающей по уравнению: Fe₂O₃ (к) + 3C (к) = 2Fe (к) + 3CO (г).

Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃углеродом при температуре 298 и 1000 К?

Решение. Вычисляем DH⁰_х.р. и DS⁰_х.р.:

 

DH⁰_х.р.=[3(–110,5) + 2·0] – [–822,2 + 3·0] = –331,5 + 822,2 = +490,7 кДж;

DS⁰_{х. р.} = (2·27,2 +3·197,5) – (89,9 + 3·5,7) = 539,9 Дж/К или 0,540 кДж/К.