Рабочая тетрадь по химии. Рабочая тетрадь по химии для студентов, обучающихся по всем образовательным программам бакалавриата и специалитета

• Название: Рабочая тетрадь по химии для студентов, обучающихся по всем образовательным программам бакалавриата и специалитета
• Дата: 08.12.2021
• Размер: 1.37 Mb.
• Имя файла: Рабочая тетрадь по химии.docx
• Тип: Учебное пособие; #297189
• страница: 5 из 15

Работа 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель работы

• 
  Усвоить основные положения химической термодинамики;
  
• 
  Ознакомиться со способами определения и расчета тепловых эффектов химических реакций.
  
• 
  Научиться решать вопрос о возможности протекания и направленности химических реакций.
  

Теоретические сведения

Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой описывают законы, которые изучает термодинамика. Согласно первому началу термодинамики теплота Q, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии ΔU и на работу системы против действия внешних сил A:

. (4.1)

Положительными считаются работа, совершаемая системой, и теплота, подводимая к системе.

Если на систему не действую никакие другие силы, кроме постоянного давления, то есть единственным видом работы является работа расширения, то

(4.2)

где p – давление;

ΔV – изменение объема системы.

Следовательно, в изобарных процессах (при p = const)

(4.3)

Вводя величину H = U = pV (ΔH = ΔU + pΔV), называемую энтальпия, получим

. (4.4)

Таким образом, в изобарном процессе теплота, подведенная к системе равна изменению энтальпии системы ΔH.

Согласно закону Гесса, изменение энтальпии химической реакции (тепловой эффект реакции при постоянном давлении) определяется лишь конечным и начальным состоянием системы и не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Согласно следствию закона Гесса изменение энтальпии реакции Δ_rH равно разности между суммой энтальпий образования Δ_fH исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов ν:

. (4.5)

Энтальпия образования соединения Δ_fH определяется как изменение энтальпии реакции образования 1 моль этого соединения из соответствующих простых веществ.

Обычно определяют изменение стандартной энтальпии реакции Δ_rH˚ по стандартным энтальпиям образования веществ при 298 К, приведенным в справочниках и обозначаемым как Δ_fH (тепловой эффект) и агрегатные состояния веществ, называется термохимическим уравнением. Коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть как целыми, так и дробными.

Изменение энтальпии в ходе химической реакции не служит критерием самопроизвольного (без затраты работы) протекания. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические (Δ_rH < 0), так и эндотермические (Δ_rH > 0) процесса, служит изменение энтропии Δ_rS можно рассматривать как меру неупорядоченности ее состояния.

Согласно второму началу термодинамики в изолированных системах самопроизвольно протекают такие процессы, которые сопровождвются увеличением энтропии (Δ_rS > 0).

Для химической реакции в стандартных условиях:

, (4.6)

где S˚ – стандартные энтропии веществ.

Движущей силой химических процессов, протекающих в неизолированных системах при постоянных давлении и температуре, является стремление к минимуму энергии (энтальпийный фактор) и максимуму энтропии (энтропийный фактор)

Оба этих фактора учитывает энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал G).

При стандартных условиях для неизолированных систем

, (4.7)

где T = 298 К

Условие принципиальной возможности протекания процесса при T = const и при p = const в неизолированных системах:

(4.8)

Если , протекание реакции принципиально возможно. Процесс принципиально невозможен в данных условиях, если . В системе наступает термодинамическое равновесие, если .

Чем более отрицательно значение , тем дальше способна система находиться от состояния равновесия, тем более она реакционноспособна.

Рабочее задание

Задание 1. Расчет изменения стандартной энтальпии реакции нейтрализации и оценка возможности самопроизвольного протекания процесса

Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализация сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает следующему уравнению:

.

Рассчитайте изменение энтропии в ходе реакции нейтрализации при ст.у. , а затем вычислите изменение энергии Гиббса в ст.у. изобарно-изотермических условиях и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания данной реакции в неизолированных системах.

Таблица 7

Значения термодинамических функций

Термодинамическая функция	H+(раствор)	OH-(раствор)	H2O(жидкая)
, кДж/моль	0	-230	-286,0
S˚298, Дж/(моль∙К)	0	-10,5	70,0

Задание 2. Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

Приступая к работе, выберите вариант задания в соответствии с последней цифрой номера в зачетной книжке.

Таблица 7

Варианты задания

Вариант задания	1	2	3	4	5
Объем NaOH, мл	80	100	120	140	150
Объем H2SO4, мл	80	100	120	140	150

Рис.3. Схема калориметрической установки

Взвесьте сухой внутренний калориметрический стакан на технических весах, запишите его массу – m_{стакана:__________}

Отмерьте цилиндром заданный объем раствора NaOH с молярной концентрацией 1 моль/л, вылейте его в калориметрический стакан и, перемешивая, отметьте температуру раствора – T_{начальная}: ________

Затем добавьте такой же объем серной кислоты H₂SO₄ с молярной концентрацией 0,5 моль/л, закройте стакан крышкой, энергично перемешайте мешалкой и запишите максимальную конечную температуру опыта – T_{конечная: __________}

По полученным результатам рассчитайте:

1. 
   Разницу температур ∆T = T_{конечная} – T_{начальная :}
   

2. 
   Суммарную массу раствора m_{раствора} (г), находящегося в калориметрическом стакане, приняв его плотность ρ равной 1 г/мл:
   

;

3. 
   Теплоемкость системы c_m (Дж/К) как сумму теплоемкостей раствора и стакана (теплоемкостью называется количество теплоты, необходимое для повышения температуры вещества на 1 K):
   

; (4.9)

где ­– удельная теплоемкость стекла (0, 753 кДж/(г∙К));

– масса стакана, г;

– удельная теплоемкость раствора (4, 184 Дж/(г∙К));

– суммарная масса раствора, г.

4. 
   Количество теплоты q (Дж), выделившейся в калориметре:
   

(4.10)

5. 
   Число моль полученной воды (моль), равное числу моль нейтрализованной щелочи:
   

,

где – молярная концентрация раствора щелочи NaOH, моль/л;

– объем раствора щелочи NaOH, взятый для опыта, л;

6. 
   Тепловой эффект реакции нейтрализации (изменение энтальпии реакции) (кДж/моль):
   

. (4.11)



Сравните теоретическое значение теплоты нейтрализации , полученное термодинамическим расчетом с использованием стандартных энтальпий образования веществ (задание 1) и значение теплоты нейтрализации, полученное экспериментально в задании 2.













Выводы

1. 
   Опишите способы определения и расчета тепловых эффектов химических реакций.
   
2. 
   Укажите, какие термодинамические функции служат критерием самопроизвольного протекания процессов в изолированных и неизолированных системах.
   

Домашнее задание

Задание 1. При разложении 200 г карбоната кальция

теплоты …

○ 1) затрачивается 177 кДж ○ 2) выделяется 177 кДж

○ 3) затрачивается 354 кДж ○ 3) выделяется 354 кДж

Ответ подтвердите расчетом и укажите, от каких факторов зависит величина теплового эффекта.


СаО

- 635

СО2;
- 394.
Вещество: СаСО₃

Δ_f Н⁰, кДж / - 1206

моль:









Задание 2. При образовании 1 моль воды в соответствии с химической реакцией

теплоты …

Ответ подтвердите расчетом:



Вещество: NH₃ O₂ NO H₂O

, кДж/моль -46 0 -94 -242










Задание 3. Изменение энергии Гиббса при гидролизе карбамида

равно:

○ 1) -168 кДж ○ 2) 168 кДж

○ 3) -295 кДж ○ 4) 295 кДж

Ответ подтвердите расчетом и укажите, в каком направлении (прямом или обратном) возможно его самопроизвольное протекание в стандартных условиях.



Вещество: Co(NH₂)₂ H₂O CO₂ NH₃

, кДж/ моль -33 -285 -394 -46

, Дж/(моль∙К) 105 70 214 193