9

Специальность 220200

Лабораторная работа № 1

Тема: “Определение теплового эффекта (энтальпии) физико – химических процессов”

авторы учебного пособия: Г. В. Смирнов, Г. М. Якунина

2002 г.

Цель работы

Определить тепловой эффект (энтальпию) реакции нейтрализации и сделать соответствующие выводы, используя законы термодинамики.

Приборы и реактивы

Калориметр, технические весы , пробирки , штатив для проби­рок, химические стаканы, дистиллированная вода, двумолярный (2 М) раствор едкого натра , одно-молярный раствор (I М) серной кислоты H₂SO₄.

Указания к лабораторной работе

Опыты по определению энтальпии химических реакций проводят­ся в калориметрах различной конструкции. В лабораториях исполь­зуется простейший калориметр, который состоит из наружного ста­кана 1 емкостью 500 мл, изотермической крышки 6 наружного стакана , внутреннего сосуда 2 емкостью 250 мл , который сверху закры­вается изотермической крышкой 5 с тремя отверстиями : для стеклянной мешалки 4 , термометра 3 с ценой деления 0,1 °С и пробирки 7 (если пробирка для работы не нужна , то отверстие закрывается пробкой) . В отверстие для пробирки , когда нужно , может встав­ляться воронка .

Краткая теория

Всякое вещество обладает не только определенным составом, но и определенным запасом химической энергии. При физико – химических процессах происходит изменение состава и одновременно изменение запаса энергии.

Разность химической энергии конечных и исходных продуктов химической реакции превращается в эквивалентное количество энергии иной формы: механическую, лучистую, тепловую и электрическую.

Раздел термодинамики, изучающий энергетические эффекты физико – химических процессов (реакций), называется термохимией. Для большинства химических процессов наиболее характерен переход химической энергии в тепловую. Если вещества, образующиеся при реакции, обладают меньшим запасом химической энергии, то в результате выделяется энергия. Такие реакции называются экзотермическими. Если вещества, образующиеся в результате реакции, обладают большим запасом химической

энергии, чем вещества, вступающие в реакцию, то для протекания этой реакции необходимо затратить энергию. Такие реакции называются эндотермическими. Например:

H₂ + S = H₂S; H = - 20.15 кДж – экзотермическая реакция, а

H₂ + Se = H₂Se; H = 77.51 кДж – эндотермическая реакция.

Количество энергии, выделяемое или поглощаемое системой в ходе реакции при проведении ее в условиях постоянной температуры и постоянного давления, отнесенное к взаимодействию такого числа молей вещества, которое указано в уравнении реакции, называется тепловым эффектом реакции.

Уравнения химических реакций, в которых указывается тепловой эффект, называются термохимическими. При описании тепловых эффектов в термохимии используют величины Q_p и Q_v, а в термодинамике H и U.

Тепловой эффект реакции всегда будет зависеть от количества реагирующих веществ. Поэтому для сравнения величин тепловых эффектов реакций принято выделившееся или поглотившееся тепло относить к одному молю вещества.

Количество энергии, выделяемое или поглощаемое системой при образовании одного моля сложного вещества из простых называется теплотой образования. Например:

Са_(т) + С_(т) +3/2 О₂ = СаСО_3(т) H = - 1206 кДж/моль,

где 1206 кДж – теплота образования 1 моля СаСО_3(т). Так как тепловой эффект относят к одному молю реагирующего или образующегося вещества, то в термохимических уравнениях употребляют дробные коэффициенты. Например:

Mg_(т) + 1/2 О₂ = MgО_(т) H = - 620 кДж/моль.

В термохимии определяют различные тепловые эффекты: образования химического соединения, горения, растворения, гидратации, нейтрализации, осаждения и т.д.

Реакции нейтрализации.

Реакции нейтрализации (процесс взаимодействия кислоты и основания) сопровождаются тепловым эффектом. В результате получается соль и вода. Реакции нейтрализации протекают необратимо только в случае нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, например:

K⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- = K⁺ + Cl^- + H₂O

Необратимость таких реакций обусловлена тем, что в образующихся системах единственным и весьма малодиссоциированным соединением является вода. Ионная форма уравнения в этом случае имеет вид.

Н⁺ + ОН^- = Н₂О

Исключение составляют такие реакции, которые сопровождаются кроме воды образованием трудно растворимого соединения, например:

Ва²⁺ + 2ОН^- + 2Н⁺ + SO₄^2- =  ВаSO₄ + 2H₂O

При этом, если в реакции участвуют строго эквивалентные коли­чества сильной кислоты и сильной щелочи, то концентрации ионов Н⁺ и ОН^- сохраняют значения такие же как и в воде, т.е. среда становится нейтральной. Установлено, что при нейтрализации одного эквивалента сильной кислоты (щелочи) одним эквивалентом сильной щелочи (кислоты) выделяется всегда 57,22 кДж (13,7ккал). Например:

NаОН + НСl -= NаСl + Н₂О, H= - 13,7 ккал

Это происходит потому, что реакция нейтрализации сильной кислоты (щелочи) сильной щелочью (кислотой) всегда будет сопровождаться реакцией образования воды, а теплота образования одного моля вода из ионов равна 57,22 кДж ( 13,7 ккал ).

При нейтрализации слабой кислоты ( щелочи ) сильной щелочью ( кислотой ) будет выделяться больше или меньше, чем 57,22 кДж ( 13,7 ккал ) количества тепла (приложение табл. I).

Примеры других типов реакции нейтрализации

1. слабой кислоты сильным основанием:

СН₃СООН + КОН  СН₃СОOK +Н₂О

СН₃СООН + ОН^-  СН₃СОO^- +Н₂O

2. слабого основания сильной кислотой:

NН₄ОН + НNО₃  NH₄NО₃ + Н₂О

NН₄ОН +Н⁺  NH₄⁺ +Н₂О

3) слабого основания слабой кислотой:

NН₄OН +СН₃СООН  СН₃СООNH₄+Н₂O

NН₄OН +СН₃СООН  NH₄⁺ + СН₃СОО^- + Н₂O

В образующихся системах равновесие сильно смещено вправо, т.е. в сторону образования воды, но не до конца, так как вода в них не единственное малодиссоциированное вещество.

При строго эквивалентных количествах, первая система имеет слабощелочную, вторая - слабокислую, а третья - нейтраль­ную реакции. В последнем случае нейтральность системы не означает, что эта реакция протекает необратимо, а является следствием ра­венства констант диссоциации NН₄OН и уксусной кислоты.

Задание

Опыт 1.

Нейтрализация серной кислоты едким натром в две стадии.

Проводить опыт в следующем порядке:

1) в калориметр отмерить 50 мл одномолярного раствора сер­ной кислоты Н₂S0₄;

2) измерить температуру раствора кислоты t₁ в калоримет­ре;

3) быстро (и без потерь) влить в кислоту 25 мл двумолярного раствора щело­чи NaOH из сосуда и осторожно перемешать полученный раствор кислой соли NаHS0₄ (объем V1);

4) определить температуру t₂ раствора после реакции, которая протекает по уравнению:

H₂SO₄ + NaOH = NaНSO₄ + H₂O H₁ = ? (1)

где H₁ - теплота реакции;

5) определить разность температур t₁ = t₂ – t₁ и объем V₁ полученного раствора;

6) к полученному раствору NaНSO₄ быстро прилить оставшиеся 25 мл раствора щелочи, перемешать и определить температуру раствора t₃. В данном случае кислая соль превращается в среднюю по реакции:

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O H₂ = ? (2)

где H₂ - теплота реакции;

7) определить разность температур t₂ = t₃ – t₂ и объем V₂ полученного раствора;

8) результаты опыта занести в табл. 1;

Таблица 1

________________________________________________________________

| Объем раствора, мл | Разность | Плотность | Теплоемкость | Наблюдаемая |

|__________________|темпера- | раствора, | Дж/(г.К) | теплота, |

| H₂SO₄ | NaOH | тур,  С | г/моль | | кДж/моль |

|________________________________________________________________|

| 50 | 25 | t₁ | 1.09 (V1) | 5.02 (V1) | H₁ |

| | 25 | t₂ | 1.12 (V2) | 6.28 (V) | H₂ |

|________________________________________________________________|