- •Міністерство освіти і науки україни
- •Термохімія.
- •Напрям перебігу хімічних процесів.
- •Експериментальна частина.
- •Лабораторна робота "Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації" Хід роботи
- •Розрахунки
- •Лабораторна робота «Визначення молярної теплоти розчинення солі» Хід роботи
- •Обробка експериментальних даних
- •Питання для самоконтролю
- •Задачі і вправи для самостійної роботи
- •Рекомендована література
Термохімія.
Теплові ефекти хімічних процесів вивчає термохімія. При розрахунках використовуються стандартні теплові ефекти ,тобто визначені за стандартних умов (за температури 298,15 К і тиску 101,3 кПа). Рівняння реакцій, в яких зазначено тепловий ефект, а також агрегатний стан речовин, називаютьтермохімічними. З такими рівняннями можна виконувати ті ж дії, що і з алгебраїчними (складати, віднімати, помножувати на коефіцієнт тощо).
Усі термохімічні розрахунки базуються на двох законах термохімії.
Перший закон термохімії – закон Лавуазьє і Лапласа(1760) формулюється так:Тепловий ефект утворення хімічної сполуки дорівнює тепловому ефекту розкладання цієї сполуки тільки із зворотним знаком.
Наприклад, при утворенні 1 моль води із водню і кисню виділяться 241,8 кДж/моль.
кДж/моль
Таку саму енергію треба затратити, щоб розкласти 1 моль пароподібної води на водень і кисень, тобто
кДж/моль
Теплота утворення– це тепловий ефект реакції утворення 1 моль даної сполуки з простих речовин, найстійкіших за даних умов.
, ,0 кДж/моль
Теплота утворення, віднесена до 1 моль речовини за температури 298 К і тиску 101 кПа (760 мм рт. ст.), називається стандартною теплотою утворення і позначається .
Значення стандартних теплот утворення багатьох хімічних сполук визначені й зведені в таблиці термодинамічних величин і наводяться в довідниках.
Теплота утворення (ентальпія утворення) простих речовин у стійкому стані за стандартних умов має нульове значення. Наприклад, ,.
Другий закон термохімії – закон Гесса (основний закон термохімії)(1840) формулюється так:Тепловий ефект хімічної реакції не залежить від характеру й послідовності її стадій, а визначається лише початковими і кінцевими продуктами реакції та їх фізичним станом(приV=constабоP=const).
Наприклад, при згорянні 1 моль графіту з утворенням вуглекислого газу (СО2) виділяється 393,0 кДж теплоти. Якщо процес провести через проміжну стадію з утвореннямСОі подальшим його згорянням доСО2, то в першому випадку (утворенняСО) виділяється 110,5 кДж теплоти, а в другому (утворенняСО2зСО) виділяється 282,5 кДж.
Із цього прикладу видно, що сума теплових ефектів проміжних реакцій (110,5+282,5=393,0 кДж/моль) дорівнює тепловому ефекту прямої реакції.
Примітка: Закон Гесса застосовують до процесів, що відбуваються при постійному об’ємі або при постійному тиску.
Наслідки із закону Гесса:
1.Тепловий ефект хімічної реакції ΔНох.р. дорівнює сумі теплот утворення продуктів реакції мінус сума теплот утворення вихідних речовин.Тобто для реакції
аА+вВ=сС+dD(3)
(4)
Приклад.Визначити тепловий ефектреакціїAl2O3+3SO3=Al2(SO4)3,якщо відомо, що= -1675 кДж/моль;= -395 кДж/моль;= -3434 кДж/моль.
Розв’язання.Згідно з рівнянням (4) маємо
=-3434+1675+3·395,2=-553,4кДж
2.Тепловий ефект хімічної реакції ΔНх.р. дорівнює сумі теплот згорання вихідних речовин мінус сума теплот згорання продуктів реакції.Тобто для реакції(3)
(5)
Стандартною теплотою (ентальпією) згоряння називається тепловий ефект реакції окислення 1 моль даної сполуки в атмосфері кисню до утворення вищих оксидів елементів, які входять до її складу, за стандартних умов. Значення стандартної ентальпії згоряння також можна найти в термодинамічних таблицях.
Із закону Гесса витікає ще кілька наслідків:
якщо здійснюються дві реакції, які приводять із різних початкових станів до однакових кінцевих станів, то різниця теплових ефектів дорівнює тепловому ефекту переходу з одного початкового стану в другий;
якщо здійснюються дві реакції, які приводять із однакових початкових станів до різних кінцевих станів, то різниця між їхніми тепловими ефектами дорівнює тепловому ефекту переходу з одного кінцевого стану в другий.
Таким чином, застосовуючи закон Гесса, можна обчислити теплові ефекти окремих реакцій, особливо проміжних стадій, які експериментальним шляхом визначити неможливо.
У термохімії визначають й інші теплові ефекти: теплоту розчинення, теплоту нейтралізації, теплоту плавлення та ін.
Теплота розчинення.
Багато хімічних реакцій перебігає у розчинах, і їх тепловий ефект залежить не тільки від енергії хімічної взаємодії самих речовин, але і від теплоти їх розчинення в розчиннику.
Теплота розчинення твердої речовини в основному є сумою двох величин: теплоти руйнування кристалічної решітки (>0) та теплоти сольватації іонів молекулами розчинника (<0):
=+
Знак сумарного теплового ефекту залежатиме від того, який із цих доданків більший за абсолютною величиною.
У залежності від того, розчиняється речовина в чистому розчиннику чи в розчині певної концентрації, розрізнюють інтегральні і диференціальні теплоти розчинення.
Інтегральною теплотою розчинення називається тепловий ефект розчинення 1 моля речовини в такій кількості розчинника, щоб отримати розчин заданої концентрації. Якщо при розчиненні утворюється нескінченно розбавлений розчин, то тепловий ефект розчинення називають першою інтегральною теплотою розчинення . Практично її визначають екстраполяцією концентраційної залежності інтегральної теплоти розчинення на нульову концентрацію. У разі утворення насиченого розчину йдеться про повну (останню) інтегральну теплоту розчинення.
Диференціальною (парціальною мольною) теплотою розчинення називається тепловий ефект розчинення 1 моля речовини у нескінченно великій кількості розчину цієї речовини заданої концентрації.
Теплота нейтралізації.
Теплота нейтралізації - тепловий ефект, який спостерігається при нейтралізації одного моль еквівалента кислоти одним моль еквівалента гідроксиду в розведених водних розчинах.
При взаємодії 1моль еквівалента сильної кислоти з 1моль еквівалента сильного гідроксиду в розведених водних розчинах виділяється майже однакова кількість теплоти
= -55,9 кДж/моль (при 298 К).
Розглянемо для прикладу реакцію нейтралізації сильної кислоти сильною основою (лугом):
НС1 + NaOH = NaC I + Н2О,
або в іонній формі:
Н+ + Сl- + Na+ + ОН- = Na+ + Сl- + Н2О.
Після скорочення одержимо:
Н+ + ОН- = Н2О; = -55,9кДж/моль.
Сталість теплот нейтралізації пов'язана з тим, що при взаємодії будь-якої сильної кислоти з будь-якою сильною основою, повністю дисоційованими у водних розчинах, у всіх випадках протікає однакова реакція: з іонів Н+ кислоти і іонів ОН- гідроксиду утворюються молекули води. Зрозуміло, що однаковим реакціям відповідає й однаковий тепловий ефект.
Нейтралізація слабких кислот сильними основами або сильних кислот слабкими основами супроводжується одночасно дисоціацією слабкого електроліту. При цьому виділяється або поглинається теплота дисоціації , яка залежить від кількості теплоти, що поглинається при розпаді молекул слабкого електроліту на іони й теплоти сольватації іонів слабкого електроліту молекулами розчинника. Залежно від того, яка теплота з двох названих буде більшою, теплота дисоціації може бути додатною або від'ємною. Таким чином, теплота нейтралізації слабких кислот і гідроксидів складається із теплоти утворення води з іонів Н+ і ОН- (-55,9 кДж/моль) і теплоти дисоціації слабкого електроліту :
= -55,9 + .
Теплоємність.
Загальна теплоємність системи — це кількість теплоти, яка потрібна для підвищення температури системи на один градус. Оскільки вона є величиною екстенсивною, то більш зручно користуватися теплоємністю, віднесеною до одиниці кількості речовини. В залежності від цього розрізняють питому (на 1 г чи 1 кг маси речовини) та мольну (на 1 моль) теплоємності. Їх величини залежать також від умов нагрівання — СV (при V = const) та Ср (р = const). Теплоємність залежить від природи речовини, а також від температури, тому розрізняють середню теплоємність (чи ) у заданому інтервалі температур (від Т1 до Т2) та істинну теплоємність Ср (або СV) при заданій температурі Т. Середня теплоємність
; .
а істинна теплоємність
;
Середня теплоємність наближається до істинної (→Cр) при зменшенні температурного інтервалу, коли (Т2— Т1) —> 0. Для 1 моль ідеального газу Cр = CV +R (рівняння Майєра). Робота розширення 1 моль ідеального газу в різних процесах розраховується за формулами:
Ізобарний процес (p=const) |
Ізохорний процес (V=const) |
Ізотермічний процес (T=const) |
Адіабатичний процес (δQ=0) |
Ap=p(V2 - V1) pV=RT Wp=R(T2 - T1) |
dV=0 AV=0 |
AT= RT; AT= RT |
δA=-dU; CV=dU/dT; dU= CV∙dT; δAQ=- CV∙dT; AQ= CV∙(T1 - T2); |
Температурну залежність Cр звичайно представляють у вигляді емпіричних рівнянь типу
Cр = а +bТ + cT 2 ; Cр = а +bТ + c′ T -2
та інших. У довідкових таблицях наводяться значення коефіцієнтів a, b, c, c′… та інтервал температур, для якого виправдовуються ці залежності.
Залежність теплового ефекту хімічних реакцій від температури описується рівнянням К.Кірхгофа в диференціальній
(d∆Hp/dT)p = ∆Cp та інтегральній формах.