Теплота реакции и термохимические расчёты.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

«ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

Работу выполнил_______________ Работу принял__________________

Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________

 

Основные понятия.

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты реакций, их направление и пределы самопроизвольного протекания. Объект изучения в химической термодинамике - тер­модинамическая система (в дальнейшем просто система) - это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или реально обособленная от окружающей среды.

По характеру энерго- и массообмена с окружающей средой системы подразделяются на изолированные, закрытые и открытые: изолированные системы не обмениваются с окружающей средой ни массой (Δm = 0), ни энергией (ΔU = 0); в закрытых системах имеет место только энергообмен ((Δm = 0, ΔU≠0); открытые системы обмениваются с окружающей средой и массой (Δm≠0) и энергией (ΔU≠ 0).

Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы определяется чис­ленными значениями термодинамических параметров: температуры, давления, концентраций ве­ществ и пр. При изменении значения хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры происходит изменение состояния системы. Изменение состояния системы называется термодинамическим процессом (или просто процессом).

В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в химической термо­динамике различают несколько типов процессов, простейшими из которых являются: изотермический, протекающий при постоянной температуре (T=const), изобарный, протекающий при постоянном давле­нии (p=const) и изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=const). Изотермический процесс называется изобарно-изотермическим, если он протекает при постоянном давлении (p=const, T=const), и изохорно-изотермическим, если в ходе процесса неизменным остаётся объём (V=const, T=const).

Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, протекающие в стандарт­ных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ. В качестве стандартной принята температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состоя­ние при давлении 101,3 кПа. Если вещество находится в растворе, за стандартное принимается его состояние при концентрации 1 моль/л.

Химическая термодинамика изучает не свойства термодинамических систем, а термодина­мические процессы. Для характеристики процессов химическая термодинамика оперирует осо­быми величинами, называемыми функциями состояния: U - внутренняя энергия, Н - энтальпия, S - энтропия, G - энергия Гиббса и F - энергия Гельмгольца. В любом процессе происходит изменение всех функций состояния. Поэтому задачей химической термодинамики является не определение значений функций состояния для каждого конкретного состояния системы, а определение их из­менения в термодинамическом процессе: ΔU, ΔН, ΔS, ΔG, ΔF.

Теплота реакции и термохимические расчёты.

Теплотой реакции (тепловым эффектом реакции) называется количество выделенной или поглощённой теплоты Q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется эк­зотермической, если теплота поглощается, реакция называется эндотермической.

Теплота реакции определяется, исходя из первого закона (начала) термодинамики, матема­тическим выражением которого в его наиболее простой форме для химических реакций является урав­нение:

Q = ΔU + рΔV (2.1)

где Q - теплота реакции, ΔU - изменение внутренней энергии, р -давление, ΔV - изменение объёма.

Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции. В соот­ветствии с уравнением (2.1) численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=const, теплота реакции Q_V= Δ U, в изобарном процессе при p=const тепловой эффект Q_P = Δ H. Таким образом, термохимический расчёт заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или энтальпии в ходе реакции. Поскольку подавляющее большинство реакций протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых сосу­дах. протекающие при атмосферном давлении), при приведении термохимических расчётов практическивсегда производится расчёт ΔН. Если Δ Н<0, то реакция экзотермическая, если же Δ Н>0, то ре­акция эндотермическая.

Термохимические расчёты производятся, используя или закон Гесса, согласно которому тепло­вой эффект процесса не зависит от его пути, а определяется лишь природой и состоянием исход­ных веществ и продуктов процесса, или, чаще всего, следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов за вычетом суммы теплот (эн­тальпий) образования реагентов.

В расчётах по закону Гесса используются уравнения вспомогательных реакций, тепловые эффек­ты которых известны. Суть операций при расчётах по закону Гесса заключается в том, что над уравне­ниями вспомогательных реакций производят такие алгебраические действия, которые приводят к урав­нению реакции с неизвестным тепловым эффектом.

Пример 2.1. Определение теплоты реакции: 2СО + O₂ = 2СO₂ ΔН -?

В качестве вспомогательных используем реакции: 1)С + О₂ = С0₂; Δ Н₁= -393,51 кДж и 2)2С + О₂ = 2СО; Δ Н₂ = -220,1 кДж, где Δ Н_/ и Δ Н₂ - тепловые эффекты вспомогательных реакций. Используя уравнения этих реакций, можно получить уравнение заданной реакции, если вспомогатель­ное уравнение 1) умножить на два и из полученного результата вычесть уравнение 2). Поэтому неиз­вестная теплота заданной реакции равна:

Δ Н = 2 Δ H₁ - Δ Н₂ = 2(-393,51) - (-220,1) = -566,92 кДж.

Если в термохимическом расчёте используется следствие из закона Гесса, то для реакции, выра­женной уравнением aA+bB=cC+dD, пользуются соотношением:

ΔН =(сΔНобр,с + dΔHoбp_D) - (аΔНобр_A + bΔН_обр,в) (2.2)

где ΔН - теплота реакции; ΔН_oбр - теплоты (энтальпии) образования, соответственно, продуктов реак­ции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b - стехиометрические коэффициенты.

Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодина­мически устойчивых фазах и модификациях¹*. Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н₂(г) + О₂(г) = 2Н₂О(г). Раз­мерность теплоты образования - кДж/моль.

В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных ус­ловий, для которых формула (2.2) приобретает вид:

ΔН°298 = (сΔН°_{298,обр,С} ⁺ dΔH°_298,o6p,D) - (аΔН°_298,обрA + bΔН°_{298,обр,в}) (2.3)

где ΔН°₂₉₈ - стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индек­сом "0") при температуре 298К, а ΔН°_298,обР - стандартные теплоты (энтальпии) образования также при температуре 298К. Значения ΔН°_298.обР. определены для всех соединений и являются табличны­ми данными.²* - см. таблицу приложения.

Пример 2.2. Расчёт стандартной теплоты р е акции, выраженной уравнением:

4NH₃(r) + 5O₂(г) = 4NO(г) + 6Н₂О(г).

Согласно следствию из закона Гесса записываем ^3*:

Δ Н⁰₂₉₈ ⁼(4 Δ Н⁰_298.oбp.No + 6 ΔH⁰ _{298. одр.Н20} ) - 4 ΔH⁰ _{298 обр.NHз}. Подставив табличные значения стандартных теплот образования соединений, представленных в уравнении, получим: Δ Н °298 = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-46,19) = - 904,8 кДж.

Отрицательный знак теплоты реакции указывает на экзотермичность процесса.

В термохимии тепловые эффекты принято указывать в уравнениях реакций. Такие уравнения с обозначенным тепловым эффектом называются термохимическими. Например, термохимическое уравнение рассмотренной в примере 2.2 реакции записывается:

4NH₃(г) + 50₂(г) = 4NО(г) + 6Н₂0(г); Δ Н°₂₉8 = - 904,8 кДж.

Если условия отличаются от стандартных, в практических термохимических расчётах допускает­ ся использование приближения:Δ Н ≈ Δ Н°₂₉₈ (2.4) Выражение(2.4) отражает слабую зависимость величины теплоты реакции от условий её протекания.

Энтропия реакции.

Энтропией реакции называется изменение энтропии ΔS, сопутствующее превращению реа­гентов в продукты реакции. Энтропию реакции аА + ЬВ = сС + dD рассчитывают по формуле:

ΔS = (cS_С + dS_D) - (aS_A + bS_B) (3.1)

где ΔS - энтропия реакции; S - абсолютные значения энтропий продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b - стехиометрические коэффициенты.

Энтропия S - единственная функция состояния, абсолютное значение которой можно оп­ределить для любого состояния системы. Для 1 моля вещества абсолютное значение энтропии опре­деляется по формуле: S = RlnW (3.2) где R = 8,314 Дж/(мольК) - универсальная газовая постоянная; W - термодинамическая вероятность рас­сматриваемого состояния - безразмерная величина.

В термодинамических расчётах обычно определяют стандартные энтропии реакций Δ S⁰₂₉₈. Для реакции аА + bВ = сС + dD значение стандартной энтропии рассчитывают по формуле:

ΔS°₂₉₈ = (cS°_298.C ⁺ dS°_298,D) - (aS⁰_298.А + bS°_298,B) (3.3)

где S°₂₉₈— табличные значения абсолютных стандартных энтропий соединений в Дж/(моль К) - см. таб­лицу приложения, a ΔS°₂₉₈ - стандартная энтропия реакции в Дж/К.

Если условия отличаются от стандартных, в практических термодинамических расчётах допуска­ется использование приближения: ΔS ≈ ΔS °₂₉₈ (3.4) Выражение (3.4) отражает слабую зависимость величины энтропии реакции от условий её проведения.

Пример 3.1.. Расчёт энтропии реакции, выраженной уравнением

4NH ₃(г) + 5O₂ (г) = 4NO(г) + + 6Н₂O(г), при давлении 202.6 кПа и температуре 500°С (773К).

Согласно условию, реакция протекает при практически реальных значениях давления и темпе­ратуры, при которых допустимо приближение (3.4), т.е Δ S₇₇₃ ≈Δ S⁰₂₉₈. Значение стандартной энтро­пии реакции, рассчитанной по формуле (3.3), равно:

ΔS₇₇₃ ≈ ΔS⁰ ₂₉₈ = (4S⁰_298.no + 6S°_298.H2O) - (4S⁰₂₉₈._nh3 + 5S⁰_298.02) = (4*210,62 + 6*188.74) - (4*192,5 + 5*205,03) = 179,77Дж/К

 

Поскольку энтропия характеризует степень неупорядоченности системы (её хаотичность) знак изменения энтропии (знак Δ S) можно оценить по уравнению реакции. В рассмотренном примере 3.1 увеличение энтропии (Δ S>0) происходит в связи с увеличением числа молей газа: согласно уравне­нию реакции из 9 молей реагирующих газов образуется 10 молей газообразных продуктов.

 

Энергия Гиббса реакции.

Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса ΔG при протекании хими­ческой реакции. Так как энергия Гиббса системы G = Н - TS, её изменение в процессе определяется по формуле: ΔG = ΔH-TΔS (4.1)

где Т - абсолютная температура в Кельвинах.

Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её самопроизвольного проте­канияпри постоянных давлении и температуре. Если ΔG<0, то реакция может протекать самопроиз­вольно, при ΔG>0 самопроизвольное протекание реакции невозможно, если же ΔG=0, система на­ходится в состоянии равновесия.

Для расчёта энергии Гиббса реакции по формуле (4.1) отдельно определяются Δ Н и Δ S. При этом в практических расчётах пользуются приближениями (2.4) и (3.4).

Пример 4.1. Расчёт энергии Гиббса реакции, выраженной уравнением 4NH ₃(г) + 5O₂ (г) = 4NO(г) + + 6Н₂O(г), при давлении 202.6 кПа и температуре 500°С (773К).

Согласно условию, реакция протекает при практически реальных значениях давления и темпе­ратуры. при которых допустимы приближения (2.4) и (3.4), т.е.

Δ Н₇₇₃ ≈Δ Н⁰₂₉₈ = - 904.8 кДж = - 904800 Дж. (см. пример 2.2),

а Δ S₇₇₃ ≈ Δ S⁰₂₉₈ = 179,77 Дж/К. (см. пример 3.1).

После подстановки значений Δ H⁰₂₉₈ и Δ S°₂₉₈ в формулу (4.1) получаем:

Δ G₇₇₃ = Δ H₇₇₃ -773 Δ S₇₇₃ ≈Δ Н⁰₂₉₈ -773 Δ S⁰₂₉₈ = - 904800 – 773*179, ≈ 1043762 Дж= - 1043,762 кДж.

__________________________________

1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёр­дое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое.

2* По определению, Δ Н⁰_298обр простых веществ равны нулю.

3* ΔH⁰_298обрО2. в формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.

Полученное отрицательное значение энергии Гиббса реакции Δ G₇₇₃ указывает на то, что дан ная реакция в рассматриваемых условиях может протекать самопроизвольно.

Если реакция протекает в стандартных условиях при температуре 298К, расчёт её энергии Гиббса (стандартной энергии Гиббса реакции) можно производить аналогично расчёту стандартной теплоты реакции по фрмуле, котораядля реакции, выраженной уравнением аА + ЬВ = сС + dD, имеет вид:

ΔG^°298 = (cΔG^°298,o6p,C + dΔG^°298,o6p,D) - (aΔG 298,обрА + bΔG° 298,обр,в) (4.2)

где Δ G ^°298,o6p. - стандартная энергия Гиббса образования соединения в кДж/моль (табличные значе­ния) - энергия Гиббса реакции, в которой при температуре 298К образуется 1 моль данного соеди­нения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стан­дартных состояниях⁴*, a Δ G°₂₉₈ - стандартная энергия Гиббса реакции в кДж.

Пример 4.2. Расчёт стандартной энергии Гиббса реакции, протекающей по уравнению: 4NH ₃(г) + 5O₂ (г) = 4NO(г) + + 6Н₂O(г).

В соответствии с формулой (4.2) записываем⁵*:

Δ G⁰₂₉₈ = (4 Δ G⁰₂₉₈._no ⁺ 6 Δ G⁰_298.H2O) - 4 Δ G⁰_298.NHз После подстановки табличных значений Δ G⁰ _{298 .обР} получаем: Δ G⁰₂₉₈ = (4(86,69) + 6(-228, 76)) - 4(-16,64) = - 959.24 кДж. По полученному результату видно, что так же, как и в примере 4.1, в стандартных условиях рассматриваемая реакция может протекать самопроизвольно

. По формуле (4.1) можно определить температурный диапазон самопроизвольного протека­ния реакции. Так как условием самопроизвольного протекания реакции является отрицательность ΔG (ΔG<0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сво­дится к решению неравенства (ΔH-TΔS)<0 относительно температуры.

 

Пример 4.3. Определение температурной области самопроизвольного протекания реакции, вы­раженной уравнением: СаСО₃(т) = СаО(т) + СO₂(г).

Находим ΔH u ΔS. ΔH ≈ ΔH°₂₉₈ = (ΔН⁰₂₉₈,_СаО + ΔН°_298,CO2) - ΔН°₂₉₈,_CaCO3 = (-635,1 + (-393,51)) - (-1206) = 177,39кДж = 177390 Дж; ΔS ≈ ΔS⁰298 = (S⁰₂₉₈,_СаО + S⁰298.С02) - S⁰298_,СаСОз = (39,7 + 213,6)- 92,9 = 160,4 Дж/К. Подставляем значения ΔН и ΔS в неравенство и решаем его относительно Т: 177390 – Т*160,4<0, или 177390<Т*160,4, или Т>1106. Т.е. при всех температурах, больших 1106К, бу­дет обеспечиваться отрицательность ΔG и, следовательно, в данном температурном диапазоне бу­дет возможным самопроизвольное протекание рассматриваемой реакции.

Химическое равновесие.

Химическое равновесие устанавливается в обратимых реакциях - в реакциях, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Если реакция аА+ЬВ<=>сС+dD обратима, это оз­начает, что реагенты А и В способны превращаться в продукты С и D (прямая реакция), а продукты С и D в свою очередь могут, реагируя между собой, вновь образовывать исходные вещества А и В (обрат­ная реакция). Термодинамическим условием химического равновесия является неизменность энергии Гиббса реакции, т.е. ΔG=0, а кинетическим условием равновесия - равенство скоростей прямой (V₁) и обратной (V₂) реакции, т.е. V₁=V₂.

Так как в состоянии химического равновесия и прямая, и обратная реакции протекают с одина­ковыми скоростями, концентрации реагентов и продуктов во времени не изменяются. Эти не изме­ няющиеся во времени концентрации называются равновесными. Равновесные концентрации, в от­личие от неравновесных, изменяющихся в ходе реакции, принято обозначать особым образом, а имен­но. формулой вещества, заключённой в квадратные скобки. Например, записи[Н2], {NH3] означают, что речь идёт о равновесных концентрациях водорода и аммиака.

При заданной температуре соотношение равновесных концентраций реагентов и продук­тов есть величина постоянная и характерная для каждой реакции. Это соотношение количест­венно характеризуется величиной константы химического равновесия Кс, равной отношению произведения

__________________________________________________________

4* Согласно определению, стандартная энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю

5* Δ G⁰_{298 O2} в выражении не фигурирует ввиду ее равенства нулю

равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций реагентов, возведённых в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам. Для обратимой реакции aA+bB<=>cC+dD выражение Кс имеет вид:

Kc = ([C]^c[D]^d) / ([A]^a[B]^b) (5.1)

Пример 5.1. Выражение константы химического равновесия гетерогенной обратимой реакции: Fe₃O_{4 (T)} + 4CO_(Г) <=> 3Fe_(T) + 4СO_{2 (Г).}

Константа химического равновесия данной реакции с учётом того, что концентрации твердых веществ постоянны, записывается: Кс = [С О₂]⁴ /[СО]⁴.

Для реакций с участием газов константа химического равновесия может быть выражена не только через равновесные концентрации, но и через равновесные парциальные давления газов.^6*. В этом случае символ констаны равновесия "К" индексируется не символом концентрации "с", а симво­лом давления "р".

_______________________________________________________

^6* Парциальное (от лат. partial) давление газа в газовой смеси представляет собой часть от общего давления смеси, приходя­щуюся на долю данного газа.

Пример 5.2. Выражение константы химического равновесия Кр гетерогенной обратимой реак­ции Fe₃O_{4 (T)} + 4CO_(Г) <=> 3Fe_(T) + 4СO_{2 (Г).}

В результате замены равновесных концентраций равновесными парциальными давлениями га­зов, получаем следующее выражение константы химического равновесия:

Кр = Pco₂⁴/Pco⁴, где Pco₂ и Рсо - соответственно, парциальные давления диоксида углерода СО₂ и монооксида углерода СО.

Численные значения констант равновесия Кс и Кр легко определяются термодинамически по формулам: ΔG°_T = - 2,3RT Ig Кс (5.2)

ΔG°_T = - 2,3RT Ig Кр (5.3)

Пример 5.3. Расчёт константы равновесия реакции СаСОз(т) <=> СаО(т) + ССЫг) при температуре 500°С (773К).

Поскольку температура не является стандартной, Δ G⁰₇₇₃ определяем по формуле (4.I): Δ G⁰₇₇₃ = Δ H⁰₇₇₃ - 773 Δ S⁰₇₇₃. Необходимые для определения Δ G⁰₇₇₃ значения Δ H⁰₇₇₃ и Δ S⁰₇₇₃. возьмём из ранее рассмотренного примера 4.3, а именно: Δ H⁰₇₇₃ ≈ Δ H⁰₂₉₈ = 177390 Дж и Δ S⁰₇₇₃.≈ Δ S⁰₂₉₈ = 160,4 Дж/К. Соответственно этим значениям Δ G⁰₇₇₃ = 177390 - 773∙160,4 = 53401Дж. Так как один из участников обратимой реакции СО₂ - газ, рассчитываем Кр, используя уравнение (5.3):

lg Кр = - Δ G⁰₇₇₃/(2,3RT) = -53401/(2,3 ∙8,314 ∙773) = -3,6. Записываем выражение константы равновесия ^7* и ее численное значе­ние: Кр = Р_CO2 = 10 ^-16. Столь малое значение Кр свидетельствует о том, что в рассматриваемых ус­ловиях прямая реакция практически не протекает.

Из примеров 5.1, 5.2 и 5.3 вытекает, что численное значение константы химического равновесия характеризует степень превращения реагентов в продукты: если Кс(Кр)»1, в равновесной системе преобладают продукты, т.е. обратимая реакция преимущественно протекает в прямом направ­лении и, наоборот, если Кс(Кр)«1, более выраженной является обратная реакция и степень пре­вращения реагентов в продукты невелика. Аналогичный вывод вытекает из выражений (5.2) и (5.3): при Кс(Кр)»1, ΔG°_T <0 - самопроизвольно протекает прямая реакция, если Кс(Кр)«1, ΔG°_T >0 - прямая реакция не может протекать самопроизвольно, протекает обратная реакция.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации кислот и теплоты диссоциации слабой кислоты. Определяются тепловые эффекты следующих реакций нейтрализации:

1) НС1 (р) + NaOH(p) = NaCl(p) + Н₂0(ж)

2) СН₃СООН(р) + NaOH(p) = CH₃COONa(p) + Н₂0(ж) Поскольку реакции нейтрализации являются реакциями ионного обмена, химическая сущность изучаемых в опыте процессов выражается следующими ионно-молекулярными уравнениями:

1) Н⁺(р) + ОН"(р) = Н₂0(ж) - при нейтрализации соляной кислоты

2) СНзСООН(р) + ОН^-(р) = СНзСОО'(р) + Н₂0(ж)- при нейтрализации уксусной кислоты

Уксусная кислота, являясь слабым электролитом, диссоциирует согласно уравнению: СН₃СООН <=> СН₃СОО^- + Н⁺. Её теплота диссоциации рассчитывается по закону Гесса с использова­нием ионно-молекулярных уравнений реакций 1) и 2) в качестве вспомогательных.

1) Получите у преподавателя задание к опыту и запишите исходные данные:

объемы растворов (мл) Vhci = V сн₃ соон = VNаон =

концентрации (моль/л) Chci = С сн₃ соон= С Nаон=

Мерным цилиндром отмерьте заданное количество соляной кислоты и перелейте ее в калориметрический сосуд. Соберите калориметр. Наблюдайте за показаниями термометра. При достижении по­стоянства температуры отметьте ее значение и запишите в таблицу - это начальная температура Тн.

Мерным цилиндром отмерьте необходимое количество раствора щелочи и осторожно, но быстро, прилейте щелочь к раствору кислоты в калориметре. Приведите калориметр в рабочее состояние и наблюдайте за показаниями термометра. Зафиксируйте и отметьте в таблице максимальное значение тем­пературы - это температура конца опыта Тк. В аналогичной последовательности проведите опыт с ук­сусной кислотой и результаты опыта занесите в таблицу.

Уравнение реакции	Тн	Тк	ДТ=Тк-Тн	ДНэксп,кДж	ДНтеор,кДж
Н+(р) + ОЬГ(р) = Н20(р)
СНзСООН(р) +ОН"(р)=СНзСОО'(р)+ Н20(ж)

Экспериментальные значения теплот нейтрализации рассчитываются по формуле:

Δ H⁰_эксп = -[(т_к + m_щ) С + К ] Δ Т / (V_к• С _к) [Дж]

где т_к и т_щ - массы растворов, соответственно, кислоты и щелочи в граммах - принимаются рав­ными объемам кислоты V_к и щёлочи V_щ в миллилитрах, С = 4.18 Дж/(г-К) - удельная теплоемкостьреакционной смеси, К = - постоянная (теплоемкость) калориметра, Δ T = Тк - Тн - изменение температуры в результате реакции, V_к и С_к - объем кислоты в литрах и её концентрация в моль/л, соответственно.

2) По полученным экспериментальным данным рассчитайте теплоту нейтрализации ΔН_эксп каждой кислоты.

3) Результаты отметьте в таблице. ΔН_эксп1 = …. ΔН_эксп2 = ….

4) Рассчитайте теоретическое значение стандартной теплоты нейтрализации каждой кислоты, ис­пользуя следствие из закона Гесса (см. выражение 2.3, пример 2.2).

5) Результаты отметьте в таблице. ΔН_теор1 = ΔН°₂₉₈ = …. ΔН_теор2 = ΔН°₂₉₈ = ….

6) К какому типу (экзо- или эндотермическому) относятся данные реакции?

7) Запишите термохими­ческие уравнения реакций.

8) Для одной из реакций (по указанию преподавателя) рассчитайте относительную ошибку опыта, пользуясь выражением: О.о. = | (ΔНэксп - ΔНтеор) / ΔНтеор | 100%

9) Рассчитайте теоретическое значение теплоты диссоциации СН3СООН, пользуясь законом Гесса и используя термохимические уравнения нейтрализации кислот, как вспомогательные (см. пример 2.1): ΔНдис =

Опыт 2. Определение направления процесса в обратимой реакции пои различных температурах. Исследуется обратимая реакция разложения:

NH₄C1(k) <=> NH3(г) + HCl(г)

Поместите в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и нагревайте дно пробирки до

полного исчезновения кристаллов. Что при этом наблюдается на стенках пробирки вне пламени горел­ки?

1) Пользуясь формулами (4.1) и (4.2) рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции при

Т = 298К и Т =_________(см. примеры 4.1 и 4.2). Задание получите у преподавателя: Т = 298К:

Т = _____К:

2) Запишите выражение константы равновесия реакции Кр (см. пример 5.2):

3) Пользуясь уравнением (5.3), рассчитайте значения константы равновесия при Т = 298К и

Т =_______К (см. пример 5.3):Т = 298К: Т= К:

4) Как влияет температура на величину константы равновесия? Пользуясь уравнением (5.3) сделай­те вывод о направлении процесса при каждой из двух температур:

5) Определите область температур, в которой возможен самопроизвольный процесс разложения хлорида аммония (см. пример 4.3):

6) На основании полученных результатов объясните наблюдаемые в опыте явления.

 

Вариант контрольного теста.

I. Термодинамическими параметрами являются: 1. объём V; 2.энтропия S; 3. давление Р;

4. теплота Q

II. Изменение энтальпии определяет: 1. теплоту реакции при V= const; 2. скорость реакции; 3. теплоту реакции при Р= const; 4. направление процесса в обратимой реакции.

III. Определите знак ДН для процесса перехода жидкости в пар: 1. ΔН < 0; 2. ΔН > 0: 3. ΔН = 0.

IV. Для каких веществ стандартная теплота образования равна нулю: I.C₂H₄; 2. Fe: 3. HF; 4. F?.

V. Стандартная теплота реакции ЗН₂(г) + N₂(г) = 2NH₃(г) равна - 92,4 кДж. Стандартная теплота обра­зования NH₃ равна (в кДж/моль): 1.-92,4; 2.-46.2; 3. + 92,4;

4.-184,8.

VI. Стандартная теплота реакции 4НС1(г) + 0₂(г) = 2Н₂0(г) + 2С1₂(г) рассчитывается по формуле:, 1. ΔН ˚ ₂₉₈ = 2 ΔН ˚ ₂₉₈ (H₂O) - 4 ΔН ˚ ₂₉₈ (HCl)

2. ΔН ˚ ₂₉₈ =ΔН ˚ ₂₉₈ (H₂O) - ΔН ˚ ₂₉₈ (HCl)

3. ΔН°₂₉₈ = 4ΔН°₂₉₈(НС1) - 2ΔН° ₂₉₈(Н₂0);

4. ΔН°₂₉₈ = ΔН°₂₉₈(Н₂0) + ΔН°₂₉₈(С1₂) - ΔН°₂₉₈(НС1) - ΔН₂₉₈ (0₂)

VII. Термодинамическим условием равновесия является: 1. ΔН = 0; 2. ΔS< 0; 3. ΔG = 0;

4. ΔG < 0

VIII. В уравнении X = ΔН – ТΔSвеличина X означает: 1. константу равновесия;

2. энергию Гиббса реакции; 3. теплоту реакции; 4. Изменение внутренней энергии.

IX. Константа равновесия Кр для реакции 2 СО(г) + 0₂(г) ó2 С0₂(г) имеет вид:

I. Кр = Рсо₂/(Рсо∙ Ро₂);2. Кр = Р²со₂/Ро₂; 3. Кр = Р²со₂ /(Pcо²∙Ро₂);4. Кр =[С0₂] ²/ [СО]²[0₂].

X. Для реакции (п.IX) оцените знак изменения энтропии: 1. ΔS > 0; 2. Δ S < 0; 3. ΔS = 0.

Ответы и комментарии.

I. - 1,3 - см. раздел 1;

II. - 3 - см. раздел 2;

III. - 2 - при переходе жидкости в пар происходит поглощение теплоты;

IV. - 2,4 - теплота образования простых веществ равна нулю (см. раздел 2);

V. - 2 - теплота образования относится к количеству вещества, равному 1 молю (см. раздел 2);

VI. - 1 - согласно следствию из закона Гесса (см. пример 2.2);

VII. - 3 - см. раздел 5;

VIII. - 2 - см. уравнение 4.1;

IX. - 3 - см. раздел 5 и пример 5.2;

X.- 2 - прямая реакция протекает с уменьшением числа молей газа (см. разделЗ).

Контрольные вопросы.

I. Напишите уравнение реакции, тепловой эффект которой равен теплоте образования соединения:

I. Н₂0(ж); 2.N0₂(г) 3. СиО(к); 4. NH₃(г) 5. АlO₃(к)

II. При диссоциации ортокремниевой кислоты можно рассматривать пять процессов:

a) H₄Si0₄ = 4 Н⁺ + Si0₄^4-, ΔНа;

б) H₄Si0₄ = Н⁺ + H₃Si0₄^-, ΔНб;

b)H₃Si0₄-H⁺ +H₂Si0₄² ΔНв;

г) H₂Si0₄²" = Н⁺ + HSi0₄³', ΔНг;

д) HSi0₄³" = Н⁺ + Si0₄^4- ΔНд.

Как, пользуясь законом Гесса, определить тепловой эффект: 1. ΔНа; 2. ΔНб;

3. ΔНв; 4. ΔНг; 5. ΔНд, если тепловые эффекты всех остальных процессов известны. Ответ мотивируйте.

III. Для гетерогенной обратимой реакции 2ZnS(k) + 30₂(г) =.2ZnO(k) + 2S0₂(г) запишите выражение константы равновесия Кр, рассчитайте её значение и определите направление процесса при температу­ре: 1. 500К; 2. 600К; 3. 700К; 4. 800К; 5. 1000К.

 

Приложение