Л а б о р а т о р н а я р а б о т А.

Количество теплоты измеряют по ее переносу от одного тела к другому. Повышение температуры тела определяется теплоемкостью:

С = Q/∆T,

Где С – теплоемкость, Q – количество теплоты, полученной телом, ∆Т – изменение температуры тела.

Соответственно, зная теплоемкость и изменение температуры, можно рассчитать количество теплоты, полученное или выделенное телом.

Тепловые эффекты реакций измеряют с помощью специальных приборов – калориметров. Этот термин предложили в 1780 г. французские ученые Антуан Лоран Лавуазье и Пьер Симон Лаплас. Основоположником калориметрии считается английский химик Джозеф Блэк, известный своими работами о природе теплоты.

Простейший калориметр – теплоизолированный сосуд с водой, снабженный мешалкой и термометром. Контейнер, в котором протекает исследуемый процесс (например, химическая реакция), помещают в калориметр и регистрируют изменение температуры воды. Зная теплоемкость калориметра, рассчитывают количество выделившейся теплоты. На рисунке представлена схема строения пламенного калориметра:

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ.

Определение тепловых эффектов химических процессов является задачей термохимии. Термохимические методы имеют большое значение не только в химических, но и в медико-биологических науках. Энергия, необходимая живым организмам для совершения работы, поддержания постоянной температуры тела и т.д., получается организмом за счет экзотермических реакций окисления, протекающих в клетках.

В химических лабораториях применяется простейший калориметр, который состоит из сосуда для проведения химической реакции, помещенного во внешнюю оболочку. Калориметр снабжен термометром, мешалкой для быстрого достижения однородности раствора, и воронкой для введения в сосуд растворов реагирующих веществ. Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в калориметре, определяют по общей теплоемкости всех частей калориметра и изменению температуры.

РАБОТА № 1. Определение теплоты реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Цель работы: научиться определять теплоту реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Теплотой нейтрализации называется количество теплоты, которое выделяется при взаимодействии грамм-эквивалента кислоты с грамм-эквивалентом основания. Нейтрализация 1 г-экв. сильной кислоты сильным основанием, в достаточно разбавленном растворе, сопровождается почти одинаковым экзотермическим тепловым эффектом, отвечающим одному и тому же процессу – образованием 1 моля жидкой воды из гидратированных ионов по уравнению:

H⁺_aq + OH^-_aq H₂O(ж), Q_нейт.=55.9 кДж/г-экв.

Постоянство теплоты нейтрализации не соблюдается при нейтрализации слабого основания сильной кислотой или наоборот, так как в этих реакциях на тепловой эффект реакции влияет теплота диссоциации слабого электролита.

Выполнение работы. Во взвешенный калориметрический стакан помещают 50 мл 1.0 N раствора щелочи и записывают показание термометра. В отдельный стакан отмеряют 60 мл 1.0 N раствора соляной кислоты и измеряют его температуру. Поместив мешалку и термометр в калориметрический стакан, его закрывают крышкой. Затем, при перемешивании, вливают через воронку раствор кислоты в калориметр и следят за показаниями термометра, отмечая самую высокую температуру.

Результаты опыта записывают в таблицу:

Таблица1. Результаты вычислений.

Масса калориметрического стакана, m1, г.
Концентрация растворов, моль/л
Объем раствора щелочи, V1, мл
Объем раствора кислоты, V2, мл
Температура щелочи, tºщ.
Температура кислоты, tºк.
Начальная температура, tº1=0.5(tºщ.+ tºк.)
Температура поле нейтрализации tº2
Общая масса растворов m2=ρ(V1+V2)

Вычисления:

1. Вычисление теплоты, выделившейся в результате реакции, производят по формуле:

q=(m₁∙c₁+m₂∙c₂) ∙(t₂ – t₁)

Удельную теплоемкость стекла (с₁) принять равной 0,753 Дж/г∙град., раствора (с₂) – 4,184 Дж/г∙град., плотность раствора (ρ) – 1 г/мл.

2. Чтобы определить теплоту нейтрализации, необходимо пересчитать выделившуюся теплоту на 1 грамм-эквивалент щелочи, так как кислота взята в избытке.

Расчет производят по формуле:

Q_нейтр. = q∙1000/N_щ.∙V_щ., Дж/г-экв.

3. Сравнивают опытное и теоретическое значения теплоты нейтрализации и определяют (в%) относительную ошибку опыта:

% ошибки =((Q_теор. – Q_опыт.)/ Q_теор)∙100%

В отчете о работе следует кратко описать ход определения, внести результаты опыта и расчеты.

РАБОТА №2. Определение теплоты растворения соли.

Цель работы: Определить интегральную теплоту растворения хлорида калия. Определить теплоту растворения и гидратации безводного хлорида кальция.

Интегральной теплотой растворения называют количество теплоты, выделяемой или поглощаемой при растворении 1 моля вещества в определенном объеме растворителя.

Интегральная теплота растворения электролитов определяется исходя из двух стадий данного процесса: во-первых, поглощения теплоты, которая расходуется на разрушение кристаллической решетки (Q₁), и, во-вторых, выделения теплоты вследствие гидратации или сольватации каждого иона молекулами растворителя (Q₂).

Q_раств.=-Q₁ + Q₂

Выполнение работы: Во взвешенный калориметрический стакан наливают 100 мл дистиллированной воды. Отвешивают около 2 г хорошо измельченного хлорида калия KCl с точностью до 0,01г. Записывают температуру воды в калориметре и затем, при перемешивании, через воронку прибавляют навеску соли. При растворении соли температура раствора понижается, в результаты опыта записывают ее минимальное значение.

Данные эксперимента записывают в таблицу2:

Таблица 2. Результаты вычислений.

Масса калориметрического стакана, m1, г.
Масса воды, m2, г.
Навеска соли, m3, г.
Температура воды, t1°
Температура раствора соли,t2°

Теплоту растворения рассчитывают, используя формулу:

Q_раств.=((t₂ – t₁)∙c∙M)/m₃

где с=c₁∙m₁ +c₂∙m₂, М – молярная масса соли.

Удельная теплоемкость стекла (с₁) и раствора (с₂) указана в работе №1. Интегральная теплота растворения хлорида калия

Q_раств.=-17.577 кДж/моль

Таким же образом проводят опыт с безводным хлоридом кальция CaCl₂. В калориметрический стакан наливают 50 мл дистиллированной воды, отвешивают около 2 г. хорошо измельченной соли с точностью до 0,01 г.

Определив теплоту растворения безводного хлорида кальция CaCl₂, вычисляют теплоту гидратации этой соли, зная теплоту растворения кристаллогидрата CaCl₂∙6H₂O (Q₂=19.08 кДж/моль).

Q_гидр.=Q_{1 р.безв.} – Q_{2 р. гидр.}

В отчете о работе кратко опишите ход определения, внесите результаты и расчеты работы.

Примеры решения задач.

Задача №1. Вычислить теплоту гидратации безводной соли Na₂SO₄.

Решение. Гидратация солей протекает медленно и обычно приводит к образованию смеси кристаллогидратов. Теплоту гидратации можно вычислить, если известны теплоты растворения безводной соли и кристаллогидрата:

Na₂SO₄ + n Н₂О→ 2Na⁺ + SO₄ ^2- _{(раствор)}+3.02 кДж

Na₂SO₄∙10 Н₂О +m Н₂О→ раствор Na₂SO₄ – 78.6 кДж,

Процесс растворения соли можно представить следующей схемой:

∆Н_р.

Na₂SO₄ + n Н₂О 2Na⁺ ₊ SO₄ ^2- _{(раствор)}

∆Н _(гидр.) ∆Н _{(раств. крист.)}

Na₂SO₄∙10 Н₂О

По закону Гесса: ∆Н_р =∆Н _(гидр.) +∆Н _{(раств. крист.)}.

Тогда ∆Н _(гидр.)= ∆Н_р - ∆Н _{(раств. крист.)} = 3.02 – (-78.6) = 81.62 кД/моль.

 

Задача № 2. Вычислить константу равновесия реакции:

NH₃ + HCl ↔ NH₄Cl _(тв.)

 

Решение. Прежде всего, определим ∆G_р. реакции, используя следствие из закона Гесса. Находим по справочнику термодинамических величин значение ∆G веществ, входящих в уравнение реакции:

∆G_f° (NH₃) = -16.7 кДж/моль, ∆G_f° (HCl) = -95.4 кДж/моль,

∆G_f °(NH₄Cl) =-203.7 кДж/моль.

По следствию из закона Гесса: ∆G°_p.f=∑ν_j∆G°_j - ∑ν_i∆G°_I

∆G°_p.f = ∆G_f °(NH₄Cl) –(∆G_f° (NH₃) +∆G_f° (HCl)

∆G°_p.f =-203.7 –(-16.7 + (-95.4)) = -91.6 кДж,

Теперь воспользуемся уравнением, связывающим ∆G и К_с реакции:

∆G_р. = - 2,303∙R∙T∙lg K_c

∆G_р.^° = -2.303 ∙8.314∙298∙ lg K_c =-569∙lg K_c

-91.6 = -5.69∙ lg K_c

lg K_c ≈ 16, т.е. K_c = 1/[ NH₃] ∙[HCl] =10¹⁶

Большое значение константы равновесия показывает, что при стандартной температуре равновесие реакции сильно смещено в сторону прямой реакции.

Задача № 3. Рассчитать будет ли протекать при 25°С реакция?

2NO₂→ N₂O₄ + 57.9 кДж/моль

Решение: Согласно термохимическому уравнению реакции:

∆Н_р.^° = - 57.9 кДж/моль

Найдем по таблице термодинамических величин значения энтропии для веществ, входящих в реакцию, и рассчитаем значение энтропии реакции:

S°(NO₂) =240.2 Дж/моль∙К, S°(N₂O₄) =304.0 Дж/моль∙К,

∆S°_p.f=∑ν_jS°_j - ∑ν_iS°_i

∆S°_p = S°(N₂O₄) – 2∙ S°(NO₂) = 304.0 –2∙ 240.2 =-176.4 Дж/моль∙К

Найдем значение ∆G_р.^° используя уравнение Гиббса:

∆G =∆Н - Т∆S

 

∆G^°= -57900 – 298∙(-176.4) =-5323.8 Дж =-5.33 кДж

∆G< 0, однако, малость ее величины указывает, что реакция димеризации при 25°С практически не осуществима.