ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Работу выполнил__________________ Работу принял_________________

Дата выполнения__________________ Отметка о зачете_______________

Основные понятия.

Наука об условиях протекания процессов, сопровождающихся изменением энергии, называется термодинамикой.

Термодинамическая система - совокупность изучаемых объектов ( веществ, тел ), отделенных от окружающей среды физической или мысленной границей.

Система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, называется изолированной.

Состояние системы характеризуется совокупностью физических величин - термодинамических параметров: температурой ( Т ), давлением ( p ), объемом ( V ), концентрациями веществ ( С ) и др., а также функциями состояния - величинами, зависящими от параметров системы. К функциям состояния относятся: внутренняя энергия ( U ), энтальпия ( H ), энтропия ( S ), энергия Гиббса ( G ).

Параметры и функции состояния системы характеризуют свойства системы и не зависят от способа достижения данного состояния, т.е. их значения определяются только начальным и конечным состояниями системы и не зависят от пути перехода из начального состояния в конечное.

Любое изменение состояния системы ( т.е. изменение хотя бы одного параметра ) называется термодинамическим процессом.

В зависимости от поддерживаемых постоянных параметров различают процессы: изотермические ( T = const ), изобарные ( p = const ), изохорные ( V = const ), адиабатические ( Q = 0). В зависимости от направления передачи теплоты процессы квалифицируют как экзотермические ( выделение теплоты ) и эндотермические ( поглощение теплоты ).

Первое начало термодинамики.

Любая система обладает запасом внутренней энергии ( U ), которая складывается из потенциальных и кинетических энергий всех частиц, составляющих данную систему.

Первое начало термодинамики:

изменение внутренней энергии системы ( U = U_кон  U_исх ) происходит за счет теплоты, полученной системой ( Q ), и работы ( W ), совершенной над ней :

U = Q + W ( 1 )

Внутренняя энергия зависит только от параметров системы и является функцией ее состояния, теплота и работа в общем случае зависят от пути протекания процесса и не являются функциями состояния системы.

Положительному значению теплоты соответствует теплота, полученная системой, т.е. для эндотермического процесса Q  0, для экзотермического процесса Q  0.

Химические реакции в большинстве случаев сопровождаются только механической работой расширения системы W_мех = p  V. Положительному значению механической работы ( W_мех  0 ) отвечает работа системы над окружающей средой ( работа расширения, V  0 ). Если работа производится над системой ( работа сжатия, V  0 ), то W_мех  0.

Учитывая это, для систем, в которых возможна только работа расширения, выражение первого начала термодинамики принимает вид:

U = Q  p  V ( 2 )

Для изолированной системы: Q = 0, W = 0, следовательно U = 0, таким образом внутренняя энергия изолированной системы постоянна.

Тепловые эффекты химических реакций.

Тепловые эффекты химических реакций изучает раздел термодинамики, называемый термохимией.

Количество выделенного ( или поглощенного ) тепла в химическом процессе называется теплотой реакции.

Из уравнения ( 2 ) следует, что теплота изохорного процесса ( V = const, V = 0 ) равна изменению внутренней энергии системы:

Q_v = U ( 3 ),

теплота изобарного процесса равна изменению энтальпии системы :

Qp = U + pV = ( U + pV ) = H, ( 4 )

где H = U + pV - энтальпия системы.

Таким образом теплота изохорного или изобарного процессов являются функциями состояния системы.

Уравнения ( 3 ) и ( 4 ) обосновывают экспериментально установленный закон Гесса:

теплота химической реакции ( в изохорном и изобарном процессе ) не зависит от пути протекания реакции, а определяется только исходным и конечным состояниями системы ( т.е. видом и состоянием исходных и конечных веществ ).

Это означает, что теплота реакции равна сумме теплоты всех ее промежуточных стадий. Пользуясь этим, можно вычислить тепловые эффекты процессов, экспериментальное изучение которых по тем или иным причинам невозможно.

ПРИМЕР 1. В реакции нейтрализации слабой уксусной кислоты:

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O

( a ) CH₃COOH + OH^ = CH₃COO^ + H₂O, H_a

можно выделить две стадии:

( б ) диссоциация CH₃COOH = CH₃COO^ + H⁺, H_б

( в ) нейтрализация H⁺ + OH^ = H₂O, H_в

Реакция ( а ) представляет собой сумму реакций ( б ) и ( в ), и из закона Гесса следует, что H_а = H_б + H_в.

Диссоциация слабой кислоты ( реакция ( б )) не протекает до конца, поэтому измерить теплоту этой реакции невозможно, однако, определив экспериментально теплоту нейтрализации слабой кислоты ( H_а ) и сильной кислоты ( H_в ), можно рассчитать теплоту реакции диссоциации слабой кислоты: H_б = H_а  H_в.

Величины внутренней энергии, энтальпии и, следовательно, тепловых эффектов реакций зависят от состояния веществ и параметров системы, поэтому для возможности их сравнения вводятся понятия стандартного состояния вещества и стандартных условий.

Стандартным состоянием называется состояние индивидуального вещества в наиболее устойчивой его форме при давлении р = 101325 Па ( 1 атм ), для растворенного вещества - при его концентрации в растворе, равной 1 моль/л.

Стандартными условиями считаются нормальное атмосферное давление р=101325 Па и температура Т = 298,15 К ( 25 С ).

Стандартной теплотой ( энтальпией ) образования химического соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Обозначается Н_f^_,298( ), единицы измерения  кДж/моль .

Из этого определения следует, что стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю. Стандартные энтальпии образования соединений приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

Из закона Гесса следует, что

теплота реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции минус сумма энтальпий образования исходных веществ.

Для химической реакции в общем виде:

a₁A₁ + a₂A₂ +  = b₁B₁ + b₂B₂ + 

стандартная теплота рассчитывается по уравнению:

Н^_х.р. =  b_i  Н_f^_,298( B_i )   a_j  Н_f^_,298( A_j ), ( 5 )

прод исх

где а_j и b_i - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

и продуктов реакции соответственно;

Н_f^_,298( A_j ) и Н_f^_,298( B_i ) - стандартные энтальпии образования

исходных веществ и продуктов реакции.

ПРИМЕР 2. Рассчитайте стандартную теплоту реакции:

2 ZnS(т) + 3 O₂(г) = 2 ZnO(т) + 2 SO₂(г)

Для расчета воспользуемся уравнением ( 5 ):

Н^_х.р. = 2 Н_f^_,298( ZnO ) + 2 Н_f^_,298( SO₂ ) - 2 Н_f^_,298( ZnS ) - 3 Н_f^_,298( O₂ )

Значения энтальпий образования веществ выписываем из термодинамической таблицы

( см. приложение ).

Тогда Н^_х.р. = 2 ( -349.0 ) + 2 ( -296.9 ) - 2 ( -201.0 ) - 3( 0 ) = -889.8 кДж

Н^_х.р  0 - реакция экзотермическая.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Определение теплоты реакции нейтрализации.

Определяются тепловые эффекты следующих реакций:

HCl (р) + NaOH(р) = NaCl(р) + H₂O(ж)

CH₃COOH(р) + NaOH(р) = CH₃COONa(р) + H₂O(ж)

Проводимые реакции различаются силой участвующих в них кислот - соляная кислота является сильной и в растворе полностью диссоциирована на ионы, уксусная кислота слабая и диссоциирует лишь частично. Поэтому химическая сущность изучаемых процессов выражается следующими ионно-молекулярными уравнениями:

H⁺(р) + OH^-(р) = H₂O(р)

CH₃COOH(р) + OH^(р) = CH₃COO^(р) + H₂O(ж)

При нейтрализации уксусной кислоты связыванию ионов водорода и гидроксила предшествует процесс диссоциации: CH₃COOH = CH₃COO^ + H⁺. Теплота диссоциации рассчитывается по закону Гесса ( см. пример 1 ).

Получите у преподавателя задание к опыту и запишите исходные данные:

объемы растворов (мл) V_HCl = V_{CH COOH} = V_NaOH =

концентрации (моль/л) C_HCl = C_{CH COOH} = C_NaOH =

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 ( 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 ( Тк ).

В аналогичной последовательности проведите опыт с уксусной кислотой и занесите результаты опыта в таблицу.

Теплота реакции рассчитывается по формуле:

Т

Нэк = - [( m_к + m_щ ) C + K ]  [Дж] ( 6 )

Vк Cк

Где m_к и m_щ - массы растворов кислоты и щелочи соответственно - принимаются равными объемам V_HCl и V_NaOH в миллилитрах,

С = 4.18 Дж/г К - удельная теплоемкость реакционной смеси,

К = - постоянная (теплоемкость) калориметра,

Т = Тк - Тн - изменение температуры в результате реакции,

V_к и C_к - объем кислоты ( в литрах ) и ее концентрация (моль/л) соответственно.

1) По полученным экспериментальным данным рассчитайте теплоту нейтрализации каждой кислоты. Результаты отметьте в таблице.

2) Рассчитайте теоретическое значение стандартной теплоты нейтрализации каждой кислоты, используя следствие из закона Гесса ( ур. 5 ). Результаты отметьте в таблице.

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

4) Рассчитайте относительную ошибку каждого опыта по уравнению:

О.о. = (Нэк - Нтеор) / Нтеор 100 [ % ]

5) Напишите уравнение реакции диссоциации уксусной кислоты: