Контрольные вопросы

1. Назовите способы выражения концентрации растворов.

2. Что называется молярной концентрацией раствора?

3. Определите молярную концентрацию раствора, если известна массовая концентрация вещества в растворе.

4. Какой объем 20%-ной соляной кислоты необходимо взять для приготовления одного литра 6%-ной соляной кислоты?

5. Сколько грамм NaCl необходимо взять для приготовления 0,5 л 12%-ного раствора?

Лабораторная работа №3 Тепловой эффект химических реакций

Цель работы: выполнение калориметрических измерений и термодинамических расчетов, связанных с энергетикой химических реакций. Определить, являются ли исследуемые реакции экзотермическими или эндотермическими.

Приборы, оборудование и реактивы: калориметр, термометр, мерный цилиндр, кристаллический NaCl, 1М растворы HCl, HNO₃, KOH и NaOH.

Теоретическая часть

1-й закон термодинамики

При процессах, происходящих в закрытых системах, алгебраическая сумма тепла Q, поглощенного системой из окружающей среды, и работы W, произведенной над системой, равна возрастанию внутренней энергии U системы:

(3.1)

Энергия является величиной неопределенной, так как включает произвольную аддитивную константу. Но это не приводит к практическим неудобствам, так как любое соотношение между энергией и другими величинами, измеримыми в опыте, всегда содержит только величину изменения энергии, независимую от аддитивной константы.

Внутренняя энергия системы, – сумма энергии взаимодействия нуклонов в ядрах, ядер с окружающими их электронами, энергии связей атомов с другими атомами в молекулах системы, энергии межмолекулярного взаимодействия и кинетической энергии движения всех частиц системы.

Теплота, , является микроскопической формой передачи энергии от одной системы к другой за счет столкновения хаотически движущихся молекул и атомов.

Теплопередача осуществляется за счет теплопроводности, излучения и конвекции. Направление передачи энергии определяется температурой: от более нагретых участков к менее нагретым.

Работа, , макроскопическая форма передачи энергии от упорядоченного поступательно движущегося потока большого числа частиц системы к частицам окружающей среды с созданием в ней аналогичного потока.

Система совершает работу расширения (), окружающая среда совершает над системой работу сжатия ().

Из механики известно, что работа по изменению объёма равна

(3.2)

где – давление.

Первый закон термодинамики даёт возможность вычислить изменения внутренней энергии системы ∆U с помощью измеряемых на опыте величин, работы и теплоты.

Рассмотрим типовые процессы:

1. Изотермический процесс.

В идеальном газе отсутствует притяжение между молекулами и его внутренняя энергия является функцией только температуры. Тогда и уравнение первого закона примет вид: .

Теплота, сообщенная системе, полностью расходуется на совершение работы расширения.

2. Изохорный процесс.

При переходе от исходных веществ к продуктам при (), следовательно, работа расширения системы равна нулю (). При отсутствии других видов работ и сохранении в системе температуры Т из уравнения 1-го закона следует ∆U_v = Q_v, где индекс «v» означает постоянство объёма. При указанных условиях теплота Q_v является мерой изменения внутренней энергии системы и поэтому не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.

3. Изобарный процесс.

При переходе от исходных веществ к продуктам при Р = const, отсутствии других видов работ, кроме работы расширения, и сохранении в системе температуры

(3.3)

где ∆H - энтальпия.

В этом процессе теплота расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы против сил внешнего давления.

Термохимия

При протекании химических реакций происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах, изменяется энергия межмолекулярного взаимодействия и кинетическая энергия движения молекул. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота, Q. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций. Реакции, протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими (Q>0). Реакции, протекающие с поглощением теплоты – эндотермическими (Q<0).

Тепловым эффектом химической реакции называется количество теплоты выделяемой или поглощаемой в результате осуществления химического процесса при постоянных давлении или объеме и равенстве температур исходных веществ и продуктов, а также при отсутствии всех видов работы кроме работы расширения.

Определением тепловых эффектов химических реакций занимается термохимия, раздел химической термодинамики. Термохимические измерения дают исходные величины для расчетов и позволяют определить энергию химических связей в молекулах.

В качестве основной единицы измерения теплоты в системе СИ установлен джоуль (Дж). В качестве единицы измерения теплоты встречается также калория, равная 4,184 Дж. В настоящее время она сохраняется как внесистемная единица.

Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянных температуре и давлении, называется теплотой реакции Q_р, а противоположная ему по знаку величина, описывающая изменение состояния системы в результате протекания реакции энтальпией реакции ∆H_р:

(3.4)

Стехиометрическое уравнение реакции, записанное с указанием агрегатных состояний веществ (в скобках после веществ) и теплового эффекта, Q_р (или энтальпии реакции, ∆H_р) называется термохимическим.

Значение ∆H_р приводят обычно в правой части уравнения, отделяя их запятой или точкой с запятой. При увеличении количества реагирующих веществ тепловой эффект реакции пропорционально возрастает.

Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.

Для измерения тепловых эффектов реакций используют калориметры (рис. 3.1) или калориметрические установки. В наружный сосуд (стакан на 0,8 л) вставляется калориметрический стакан меньшей вместимости (0,5 л). Во избежание потерь теплоты через стенки калориметрического стакана между сосудами помещают пенопластовые прокладки. Калориметрический стакан закрывают крышкой с отверстиями для термометра (цена деления 0,1 К), мешалки и воронки. Мешалку присоединяют к электромотору или приводят в движение вручную.

Р ис. 3.1. Схема калориметра

1 - внешний сосуд; 2 - термометр; 3 - калориметрический стакан; 4 - мешалка; 5 - вода; 6 - пробирка с веществом, закрытая пробкой

Термохимические расчеты

Для теплоты химической реакции при постоянном давлении можно записать:

(3.5)

(3.6)

где – стехиометрический коэффициент, принимающий положительные значения, если он относится к продукту химической реакции, отрицательные значения, если он относится к исходному веществу химической реакции;

∆Н⁰_j – изменение энтальпии для реакций образования отдельных реагентов из простых веществ в стандартных условиях. Они даются в справочниках и могут быть положительными и отрицательными. Стандартные теплоты образования простых веществ (и иона водорода Н⁺) принимаются равными нулю. Размерность величины ∆Н⁰_j кДж/моль. Любое сложное вещество гипотетически или реально можно получить из простых веществ.

Энергии и энтальпии реагентов можно отсчитывать от любого уровня, но он должен быть одинаков для исходных веществ и продуктов. Так как количество атомов в исходных веществах и продуктах одинаково, то все произвольные постоянные, связанные с выбором нуля отсчёта, выпадают из конечного результата. Существует договорённость выбирать для каждого элемента в качестве исходного состояния, энергия которого условно принимается за ноль, состояние простого вещества, наиболее распространённого и устойчивого при Т = 298 К и р = 1 атм. Например, Н_2(Г), О_2(Г), Al_(к) , Аr_(Г) и т. д..

Стандартной энтальпией образования вещества ∆Н⁰_j называется изменение энтальпии реакции образования ∆Н_р одного моля данного вещества из простых веществ.

Закон Гесса

Тепловые эффекты определяют обычно на основе экспериментальных данных. В специальном приборе, который носит название калориметра или калориметрической бомбы проводят химическую реакцию с точно известными массами реагентов. Зная теплоемкость прибора, по изменению температуры в нем можно определить тепловой эффект реакции и занести полученное значение в справочник.

Не все вещества можно получить при непосредственном взаимодействии простых веществ непосредственно в реакторе. Например, глюкозу С₆Н₁₂О₆ нельзя получить непосредственным взаимодействием углерода, кислорода и водорода. Это вещество получается в результате биохимических процессов в живой клетке. В этом случае и приходит на помощь закон Гесса, который гласит, что тепловой эффект химической реакции определяется разностью энергетических состояний продуктов и реагентов и не зависит от пути реакции.

Наиболее доступно закон Гесса объясняется на следующем примере. Углекислый газ из углерода можно получить либо в одну стадию – прямым сжиганием в избытке кислорода, либо в две стадии – получением сначала монооксида углерода и его последующим сжиганием:

Согласно закону Гесса: .

Важное практическое значение имеют следствия из закона Гесса:

1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье – Лапласа).

2. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

3. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

4. C термохимическими уравнениями реакций можно проводить все манипуляции, допустимые для обычных уравнений. Термохимические уравнения реакции можно складывать и вычитать, умножать и делить на любое число кроме нуля, записывать справа налево, несмотря на подчас практическую неосуществимость обратной реакции.