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 |

|________________________________________________________________|

Опыт 2.

Нейтрализация серной кислоты едким натром в одну стадию.

Проводить опыт в следующем порядке:

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

2) измерить температуру раствора кислоты t₄ в калоримет­ре;

3) быстро (и без потерь) влить в кислоту 50 мл двумолярного раствора щело­чи NaOH из сосуда и осторожно перемешать полученный раствор средней соли Nа₂S0₄;

4) определить температуру t₅ раствора реакции полной нейтрализации,

H₂SO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + 2 H₂O : H₃ (3)

где H₃ - теплота реакции;

5) определить разность температур t₃ = t₅ – t₄ и объем V₃ полученного раствора;

6) результаты опыта занести в табл. 2;

Таблица 2 ___

_____________________________________________________________

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

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

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

|________________________________________________________________|

| 50 | 50 | t₃ | 1.12 | C3 = 6.28 | H₃ |

|________________________________________________________________|

9) вычислить энтальпию (H₁, H₂,H₃) реакции нейтра­лизации по формуле:

H = V * d * C * t * 10 * 0.001,

где H - соответствующая теплота реакции; V - объем полученного раствора соли, мл; d - плотность данного раст­вора, г/см³ ; С - удельная теплоемкость раствора , Дж(ккал); t - соответствующая разность наблюдаемых температур до реак­ции и после реакции, °С; 10 - коэффициент пересчета теплоты реак­ции на один эквивалент, взятой для нейтрализации кислоты; 0,001 - коэффициент пересчета , кДж (ккал);

10) вычислить суммарную теплоту H₁ + H₂ реакции ней­трализации;

11) сравнить значение суммарной теплоты реакции H₁ + H₂ со значением H₃ и сделать соответствующие выводы;

12) вычислить абсолютную и относительную ошибки определения теплоты реакции (3);

13) записать уравнение реакции (1, 2 и 3) в виде термохимических уравнений.

Результаты работы

Проведем опыт нейтрализации серной кислоты едким натром в две стадии

по схеме описанной выше, а результаты измерений занесем в таблицу.

Таблица 1

Объем раствора, мл		Разность темпера-тур,  С	Плотность раствора, г/моль	Теплоемкость Дж/(г.К)	Наблюдаемая теплота, кДж/моль
H2SO4	NaOH
50	25		1.09 (V1)	5.02 (V1)	H1
	25		1.12 (V2)	6.28 (V2)	H2

Проведем опыт нейтрализации серной кислоты едким натром в одну стадию

по схеме описанной выше, а результаты измерений занесем в таблицу.

Таблица 2

Объем раствора, мл		Разность темпера-тур,  С	Плотность раствора, г/моль	Теплоемкость Дж/(г.К)	Наблюдаемая теплота, кДж/моль
H2SO4	NaOH
50	50	8,64	1.12	С3 = 6.28	H3

Вычислим энтальпию (H₁, H₂,H₃) реакции нейтра­лизации по формуле:

H = V * d * C * t * 10 * 0.001,

где H - соответствующая теплота реакции; V - объем полученного раствора соли, мл; d - плотность данного раст­вора, г/см³ ; С - удельная теплоемкость раствора , Дж(ккал); t - соответствующая разность наблюдаемых температур до реак­ции и после реакции, °С; 10 - коэффициент пересчета теплоты реак­ции на один эквивалент, взятой для нейтрализации кислоты; 0,001 - коэффициент пересчета , кДж (ккал);

H₁ = 75 * 1.09 * 5.02 * * 10 * 0.001 = 40.92 кДж

H₂ = 100 * 1.12 * 6.28 * * 10 * 0.001 = 19.06 кДж

H₃ = 100 * 1.12 * 6.28 * * 10 * 0.001 = 60.77 кДж

Вычислим суммарную теплоту H₁ + H₂ реакции ней­трализации:

H₁ H₂ = 59.98 кДж

Сравнивая значение суммарной теплоты реакции H₁ + H₂ со значением H₃ видим, что они практически равны. Этот говорит о том, что тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или при постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а зависит только от природы исходных и конечных веществ и их состояния (закон Гесса).

Вычислим абсолютную и относительную ошибки определения теплоты реакции (3).

Стандартная теплота образования моля воды составляет H₀ = 57,22 кДж.

Абсолютная погрешность определения теплоты реакции:

|H₃ -H₀ | = |60,77 – 57,22| = 3,55 кДж.

Относительная погрешность определения теплоты реакции:

|H₃ -H₀ | /H₀= 3,55/57,22 = 6,2 %

Запишем уравнения реакций (1, 2 и 3) в виде термохимических уравнений:

H₂SO₄ + NaOH = NaНSO₄ + H₂O, H₁ = 41 кДж;

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O, H₂ = 19 кДж;

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O, H₃ = 61 кДж.

Вывод по работе

Основной принцип, на котором основываются все термохимические расчеты, установлен в 1840г русским химиком, академиком Г И Гессом. Этот принцип, известный под названием закона Гесса и являющейся частным случаем закона сохранения энергии, можно сформулировать так «Тепловой эффект реакции за- висит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. И это мы доказали при приготовлении раствора сульфата натрия из растворов серной кислоты гидроксида натрия двумя способами.

Итог:

Согласно закону Гесса, тепловой эффект в обоих случаях один и тот же.