5.2. Приклади розвязування типових задач

Задача 1.Визначити ентальпію для реакції згоряння метану СН₄.

Розв’язок.Запишемо рівняння реакції: СН₄+ 2О₂СО₂+ 2Н₂О.

За законом Гесса: Н⁰_х.р.= (Н⁰_СО+ 2Н⁰_Н) – (Н⁰_СН+ 2Н⁰_О). З таблиць знаходимоН⁰_СО= -393,5 кДж/моль;Н⁰_СН= 74,8 кДж/моль;Н⁰_НО= -241,8 кДж/моль. ОскількиН⁰_О= 0,

розраховуємо Н⁰_х.р.= -802,3 кДж.

Задача 2. Скільки теплоти виділиться при згорянні 44,8 л ацетилену С₂Н₂ ?

Розв’язок: Визначаємо, скільки теплоти виділяється при згорянні 1 моль (22,4 л) ацетилену:

С₂Н₂ + 5/2 О₂ = 2 СО₂ + Н₂О (г); ΔН_х.р. - ?

Згідно з наслідком із закону Гесса, тепловий ефект реакції згоряння ацетилену (ΔН_х.р.) дорівнює:

ΔН_х.р. = (2ΔН^о_утв.СО₂ + ΔН^о_утв.Н₂О) – (ΔН^о_утв.С₂Н₅ + 5/2 ΔН^о_утв.О₂) = 2(-393,5) + (-241,8) – 226,8 – 5/2 (0) = -1255,6 кДж/моль. За умовою задачі, в реакцію вступило 44,8 : 22,4 = 2 моля С₂Н₂. Таким чином, при згорянні 2 моля ацетилену виділиться 1255,6 2 = 2511,2 кДж теплоти.

Задача 3.Визначити температуру, при якійпочинаєтьсяпряма реакція:

С_(гр)+ Н₂О_(пара) СО_(г)+ Н_2(г).

Розв’язок: Температуру початку реакції розрахуємо за формулою:

Т = .

Н⁰_х.р.= (Н⁰_{утв.(СО)} +Н⁰_утв.(Н)) - (Н⁰_утв.(С) + Н⁰_{утв.(НО)}) = -110,5 + 241,8 = 131,3 кДж/моль.

S⁰_х.р. = (S⁰_(СО) +S⁰_(Н)) - (S⁰_(С) + S⁰_(НО)) = 197,5 + 130,5 - 5,7 - 188,7 = 133,6Дж/мольК.

Тоді: Т = (707⁰С).

Отже, при температурі вище 980 К стає можливим прямий процес.

5.3. Задачі для самостійного рішення: № 283, 285, 303, 311

5.4. Лабораторна робота

Необхідні прилади, устаткування і реактиви:калориметр, мірні циліндри на 100 мл, мірні колби на 50 мл, 1н. розчини сірчаної кислоти, соляної кислоти, азотної кислоти, оцтової кислоти, гидроксида калію, гидроксида натрію, гидроксида амонію, сухі солі і їх кристалогідрати, сухий нітрат калію, попередньо висушений при 110⁰С протягом 4 годин.

Дослід 1. Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації

Дослід проводиться в калориметрі (риc. 3).

Калориметр складається з реакційної судини (1) ємністю 50 мл, що поміщений в ізотермічну оболонку (2) і (3). У пробці, що закриває реакційну судину, маються отвори для мішалки (4) і термометра (5). Розчини реагуючих речовин наливають через боковий відросток (6).

Рис.3. Скляний калориметр

Кількість теплоти, що виділяється чи поглинається в калориметрі, визначається по формулі: q = (t_к – tн)С, деt_к– кінцева температура;t_п– початкова температура;С – теплоємність системи, що складається з теплоємності калориметричної судини і калориметричної рідини. С = С₁m₁ + С₂m₂, де С₁ і m₁ -питома теплоємність і маса реакційної судини; С₂ і m₂ – ті ж величини для рідини, що знаходиться в калориметрі (сума маси води і розчиненої речовини). При використанні скляної реакційної судини теплоємністю калориметричної судини можна зневажити через його малу теплопровідність. Питому теплоємність розчинів можна прийняти рівній цій величині для води, тобто С₂= 4,18 Дж/мК. Варто врахувати, що тепловий ефект реакції нейтралізації сильних кислот сильними (основами) лугами в розведених розчинах не залежить від їхньої природи, і взаємодія визначається реакцією: Н⁺+ ОН^-Н₂О_(ж). Отже, при нейтралізації будь-якої сильної кислоти сильною основою повинний спостерігатися практично однаковий тепловий ефектН⁰, що у міру розведення розчинів реагентів наближається до граничної величини, рівної:Н⁰₂₉₈= -55,9 кдж/моль (теплота нейтралізації).

Нейтралізації слабких кислот і основ передує процес дисоціації слабкої кислоти (основи) на іони, тому сумарна теплота нейтралізації в даному випадку менше, ніж 55,9 кдж/моль, тобто за законом Гесса можна визначити теплоту дисоціації.

Даний дослід зручно виконувати удвох або утрьох, тому що необхідно одночасно перемішувати рідину, стежити за секундоміром, фіксувати положення ртутного стовпчика в термометрі і проводити запис експериментальних даних.

Хід досліду:

Використовуючи вихідні 1н. розчини кислот і основ, відмірюють у 4 стаканчика по 25 мл кислоти і основи відповідно до отриманого завдання (табл.1).

Т а б л и ц я 1

Індивідуальні завдання по визначенню теплоти нейтралізації

Варіант	Завдання	Варіант	Завдання
1	NaOH+HCl NaOH+HАc	4	KOH + HCl NH4OH + HCl
2	NaOH + H2SO4 KOH + HАc	5	KOH + H2SO4 NH4OH + H2SO4
3	NaOH + HNO3 NH4OH + HNO3	6	NaOH + HNO3 KOH + HAc

Через лійку внутрішньої судини калориметра акуратно переливають розчин кислоти у внутрішню судину. Протягом декількох хвилин вимірюють температурний хід калориметра при постійному плавному перемішуванні кислоти, фіксують показання термометра з точністю до десятих часток градуса через кожні 0,5 хвилини.

Якщо в ході вимірів протягом 5 хвилин зміна температури рівномірна і невелика, починають експеримент, не припиняючи перемішувати розчин кислоти.

Переливають через лійку у внутрішню судину калориметра приготовлений розчин основи тієї ж концентрації.

Акуратно перемішують мішалкою розчин і стежать за швидким підвищенням температури, намагаючись вимірювати температуру системи через можливо малі інтервали часу (5-10 с). Фіксують максимальне значення (tк) ("стрибок" температури).

Після того, як зростання температури припиниться і стане рівномірно знижуватися, продовжують виміру ще не менш 5 хвилин при постійному перемішуванні розчину.

За результатами досліду будують на міліметровому папері графік у координатах температура (t,⁰C) – час (, хв), аналогічний приведений на рис. 3.

При побудові графіка варто пам'ятати, що оскільки усі виміри (часу і температури) проводяться з визначеною помилкою, спостерігається деякий розкид експериментальних даних. Тому лінії на графіку проводять не строго через експериментальні крапки, а у виді плавної кривої.

Рис. 4. Графік зміни температури в часі

Уточнюють за графіком tреакції.

Визначають загальну масу розчину: m_р-ра =m_к.+m_л.=V_к_к+V_л_л, деVк, V_л – обєми (мл); _к,_л– густина (г/мл)кислоти і луги відповідно;

_Н2SO4 = 1,070;  _HNO3 = 1,035;  _NaOH = 1,0460;

 _HCl = 1,023;  _KOH = 1,050

Визначають кількість тепла, що виділилося: q = 4,18(m_р-ну ((tк - tн).

Для визначення теплового ефекту (ентальпії Н_нейтр) реакції перераховують теплоту, що виділилася, Q на 1 еквівалентну масу.

х =0,025 екв.Q= Дж;Q= кДжН_нейтр = -Q.

Оцінюють погрішність отриманого значення теплоти нейтралізації відносно табличного значення:

П = .

Знаючи, що при утворенні 1 моль води з іонів при кімнатній температурі виділяється 55,9 кДж, за законом Гесса визначають теплоту дисоціації оцтової кислоти чи гідроксиду амонію:

Н⁰_дисс.= -55,9 -Н⁰_нейтр. Результати обчислень заносять у таблицю (зразок)

Електроліт	t,0C	q, кДж	Ннейтр, кДж/моль	Ндис., кДж/моль
NaOH+HCl
NaOH+Hac

У висновках укажіть:

• виходячи з експериментальних і розрахункових даних, оцініть силу вивчених кислот і основ;

• чому тепловий ефект цієї реакції для сильних кислот і лугів у розведених розчинах не залежить від їхньої природи?

• поясніть відхилення отриманої експериментально теплоти нейтралізації від теоретичної.

Дослід 2. Визначення теплоти гідратації солі (елементи НДРС)

Загальні вказівки:

При виконанні даного досліду необхідно пам'ятати, що теплотою гідратації є кількість тепла, що витрачається на утворення 1 моль твердого кристалогідрату з твердої безводної солі і відповідної кількості води. Цю величину знаходять розрахунковим шляхом, ґрунтуючись на калориметричних даних по теплотам розчинення безводної солі і кристалогідрата в достатньо великих кількостях води.

Процес утворення розчину 1 моль безводної солі МеХ_nуyмоль води можна здійснити двома шляхами відповідно до схеми: МеХ_{n (тв.)}+yН₂ОМеХ_{n(розчинн.)};Н⁰₁

Або через стадію утворення кристалгідрату МеХ_nmН₂O:

1. МеХ_{n (тв.)}+mН₂ОМеХ_nmН₂ O_(тв.);Н⁰_гідр.

2. МеХ_nmН₂O+ (y-m)H₂OМеХ_{n(розчин.)};Н⁰₂

Відповідно до закону Гесса, сумарні теплові ефекти в обох випадках рівні:

Н⁰₁=Н⁰_гідр.+Н⁰₂;Н⁰_гідр.=Н⁰₁-Н⁰_2.

Хід роботи:

1. Визначення постійної калориметра:

а) по відомій теплоті розчинення КNО₃

Тепловий ефект процесу, що протікає в калориметрі (Н), можна розрахувати, виміривши точно стрибок температуриtу результаті досліду:Н⁰= Кt, де К – стала калориметра. За фізичним змістом стала і є теплоємність калориметра, чисельно рівна кількості тепла, необхідного для нагрівання всіх частин калориметра на один градус. Сталу калориметра визначають по відомій теплоті розчинення якої-небудь солі, наприклад, КNО₃.

Для цього ретельно розтирають сіль у порцеляновій ступці і зважують з точністю до 0,01 г 2 г солі. Реакційну судину заповнюють точно 50 мл дистильованої води, закривають її пробкою і закріплюють у ній термометрі мішалку. Після встановлення постійного значення температури в калориметрі, швидко висипають наважку нітрату калію і, розмішуючи акуратно розчин, спостерігають за зміною температури. Розраховуютьtпісля того, як зміна температури припиниться.

Визначають значення постійної калориметра К по рівнянню:

К = , деН⁰_{розч.(КNО)}– відома теплота (ентальпия) розчинення, що дорівнює 34,93 кДж/моль при 298 К;n– кількість молів солі КNО₃.

б) по відомій кількості теплоти q_ел., наданої калориметру (у випадку, якщо калориметр являє собою металеву судину)

Калориметричній системі за проміжок часу надається відома кількість теплотиq_ел.і виміряється відповідна зміна температуриt. Кількість теплової енергіїq_ел., що надається калориметричній системі при електронагріві, визначається по формулі Джоуля:q_ел.= (U²)/r,

де U– напруга постійного струму, подавана на нагрівач, В;r– опір нагрівача, Ом;- час нагрівання калориметра, с. Тоді постійна калориметра: К =q_ел./t.

2. Визначення теплоти розчинення безводної солі і її кристалогідрату

Для проведення досліду використовують наважки солей, отриманих у викладача відповідно до варіантів завдань (табл. 2).

---------------------------

Більш точноtвизначають за допомогою метастатичного термометра Бекмана, правила роботи з яким варто з'ясувати у викладача.

Т а б л и ц я 2

Варіанти завданьізначення ∆Н^о розчинення солей

Варіант	Сіль	НрозчкДж/моль
1	СuSО4 СuSО45H2O	-66,5 11,70
2	BaCl2 BaCl22H2O	-8,6 20,59
3	MgSO4 MgSO47H2O	-84,96 16,1
4	Na2SO4 Na2SO47H2O	-2,11 78,51
5	Na2CO3 Na2CO310H2O	-24,60 66,58

Сіль беруть у кількості 0,01 моль і зважують з точністю до ( 0,01 г, попередньо розтерши в порошок . У калориметр наливають точно 50 мл дистильованої води, закріплюють термометр і мішалку.

Протягом декількох хвилин вимірюють температурний хід калориметра: при постійному плавному перемішуванні води, фіксують показання термометра з точністю до десятих часток градуса через кожні 0,5 хвилини.

Якщо в ході вимірів протягом 5 хвилин зміна температури рівномірна і невелика, починають експеримент, не припиняючи перемішувати воду.

Потім швидко висипають у калориметр наважки солі і, пермішуючи розчин, проводять виміри температур до повного розчинення солі (приблизно протягом 2-3 хвилин).

Фіксують максимальне значення (t_к). Після того, як зростання температури припиниться і температура стане рівномірно знижуватися, продовжують виміри ще не менш 5 хвилин при постійному перемішуванні розчину.

Обробка даних і обчислення:

За результатами досліду малюють на міліметровому папері графік у координатах температура (t,⁰C) – час (, хв.), аналогічний приведений на малюнку 3, по якому уточнюють значенняt.

Молярну інтегральну теплоту розчинення солі і її кристаллогидрата Н_розч.МеХ_nm Н₂Oвизначають за формулою:

Н⁰_розч.= (Кt)/n, деn= ,mі М – наважка і молекулярна маса безводної солі чи кристалогідрату.

Визначають теплоту гідратоутворення за формулою:

Н⁰_гідр=Н⁰_розч.МеХ_n -Н⁰_розч.МеХ_nmН₂ О_.

Розраховують теоретичне значення теплот гідратації солей, користуючись довідковими даними. Знаходять відносну помилку визначення. Отримані результати заносять у таблицю .

Сіль	m	t	K	n	Значенння Н0розч.		Значення Н0розч.		Відносна помилка, %
					Табл.	експ.	табл.	експ.

У висновках укажіть: як за допомогою наслідків із закону Гесса можно росередньо визначитиН⁰_гідр.?