Общая и неорганическая химия (стр. 5 )

Δ H = Δ U + PΔ V (8.6)

В термохимии тепловой эффект экзотермической реакции принято считать положительным, а эндотермической – отрицательным. Значит, термохимические тепловые эффекты QP (QV) равны по величине и противоположны по знаку термодинамическим эффектам химических реакций Δ H (Δ U):

Пример. 2 Mg (К) + CO2 (Г) = 2 Mg (К) + C (ГР.) + QP (Δ H);

QP = 810,1 кДж Δ H = -810,1 кДж.

В основе практических расчетов лежит закон Гесса.

Тепловой эффект химической реакции, т. е. изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции, зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Удобно в расчетах использовать одно из следствий из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (Δ Н) равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.

Δ Н0 = Σ n Δ Нобркон –Σ n Δ Нобрисх , (8.7)

Где Δ Н0 – тепловой эффект реакции;

Δ Нобркон – теплота образования конечных веществ;

Δ Нобрисх – теплота образования исходных веществ;

n – коэффициент в уравнении реакции.

Под теплотой образования сложного вещества в термодинамике понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ, наиболее устойчивых в стандартных условиях. Пример:

Са + С графит + 3/2 О2 = СаСО3 – 1207 кДж

Δ = - 1207 кДж/моль

Значения теплот образования сложных веществ приводятся в термодинамических справочниках (при стандартных условиях: Р = 101,325 кПа, Т = 2980 К).

Пример. Пользуясь справочником, вычислите тепловой эффект реакции:

2 Mg (К) + СО2 (Г) = 2 MgО(К) + С ГРАФИТ,

где к – кристаллическое состояние;

ж – жидкое состояние;

г – газообразное состояние.

Решение. По данным таблицы стандартные энтальпии образования СО2 и MgO равны соответственно –393,5 и –601,8 кДж/моль, стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю. Отсюда тепловой эффект реакции равен:

Различают тепловые эффекты реакции: образования, разложения, сгорания, нейтрализации и т. д.

Тепловой эффект реакции нейтрализации - это количество теплоты которое выделяется при нейтрализации одного грамм-эквивалента кислоты основанием.

Изменение энтальпии при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием одинаково для различных кислот и оснований, т. к. в этом случае реакция нейтрализации практически сводится к реакции образования моля воды из ионов:

Н+ + Сl - + Na+ + OH - = Na + + Cl - + H2O – 57,3;

Н+ + NO3 - + K+ + OH - = K + + NO3 - + H2O – 57,3;

Н+ + OH - = H2O + 57,3 кДж.

8.3 Экспериментальная часть

8.3.1 Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Во внутренний стакан калориметра налейте из бюретки 25 мл 1 н раствора кислоты, в отдельный стакан налейте из бюретки 25 мл 1 н раствора щелочи. Измерьте температуру раствора кислоты с точностью до 0,1 0С. Температуру раствора щелочи можно не измерять, т. к. оба раствора хранятся при одинаковых условиях.

Не вынимая из раствора кислоты термометр, быстро влейте раствор щелочи в кислоту. Осторожно помешайте раствор термометром, наблюдая за изменением температуры. Отметьте максимальную температуру раствора.

Все экспериментальные данные занесите в таблицу.

Объем раствора кислоты	Объем раствора щелочи	Концентрация кислоты, моль/л	Концентрация кислоты, моль/л
25 мл	25 мл	1	1

Плотность раствора НСl	Плотность раствора NaOH	Начальная температура	Конечная температура
1,015 г/мл	1,04 г/мл	t1 0C	t2 0C

Вычисления.

Теплота, выделенная при реакции нейтрализации, расходуется:

а) на нагревание раствора

, (8.8)

где с1 – удельная теплоемкость воды, 4,18 Дж/г;

m1 – масса раствора, г;

t1 – начальная температура, 0С;

t2 – максимальная температура, 0С.

б) на нагревание калориметра

, (8.9)

где с2 – удельная теплоемкость стекла, 0,75 Дж/г;

m2 – масса стакана калориметра, г (взвесьте стакан или узнайте его массу у лаборанта).

(8.10)

Подсчитанное по результатам опыта количество выделенной теплоты в Дж получено при нейтрализации 25 мл 1 н раствора, т. е. 0,025 моля кислоты. Теплота нейтрализации кислоты в расчете на молярную массу эквивалентов определяется:

, кДж/моль (8.11)

Определите в % относительную ошибку опыта «К», учитывая, что теоретическое значение этого эффекта:

кДж/моль

8.4 Контрольные вопросы и задачи

1 Почему химические и фазовые превращения сопровождаются выделением или поглощением энергии?

2 При каких условиях изменение энтальпии равно изменению внутренней энергии, связанных с протеканием химической реакции?

3 Почему для экзотермических реакций изменение энтальпии меньше нуля?

4 Напишите реакцию, тепловой эффект которой отвечает теплоте образования серной кислоты.

5 Для каких из указанных веществ теплота (энтальпия) образования равна нулю? Н2О, Mg, СО2, О2, О3, Н2, СО3.

6 Объясните закон постоянства теплот нейтрализации сильных кислот и оснований.

7 Какое соотношение между величинами теплоты нейтрализации сильных кислот сильными основаниями и теплоты диссоциации воды?

8 Вычислите тепловой эффект реакции образования Н2О2 (Ж), если теплота разложения Н2О2 (Ж) = Н2О (Ж) + ½ О2 (Г) равна –98,1 кДж/моль.

.

9 КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Лабораторная работа №6

9.1 Цель лабораторной работы

Изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов.

9.2 Теоретическая часть

Скоростью химической реакции называется изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, наличие катализатора, а для гетерогенных процессов – еще от величины поверхности раздела между фазами).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например для реакции

3H2(г) + N2 ® 2NH3(г) (9.1)

(9.2)

где v – скорость химической реакции;

k - константа скорости; (зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора)

CH2 и CN2 - концентрации реагирующих веществ.

Реакции в гетерогенной системе идут на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела.

Применяя закон действующих масс к гетерогенным реакциям, следует учесть, что концентрация веществ, находящихся в твердой фазе, постоянная и включается в величину k, а в выражении скорости гетерогенной реакции войдут только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазах. Так, например, для реакции

CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) (9.3)

(9.4)

9.2.1 Зависимость скорости реакции от температуры

Опытным путем установлено, что скорость большинства химических реакций при повышении температуры на 100С возрастает в 2-4 раза. Эта зависимость, установленная Вант-Гоффом математически может быть записана так:

(9.5)

где и - скорости при t2 и t1;

-температурный коэффициент.

Столь сильную зависимость скорости от температуры нельзя объяснить лишь просто увеличением числа столкновений между молекулами – если учесть, что 1 моль вещества содержит 6,02*1023 молекул, то оно и так велико. Однако, большинство соударений мягкое (неэффективное), энергия их недостаточна для разрыва прежних связей в молекулах. При повышении температуры увеличивается количество «активных» молекул, т. е. более реакционно способных. К активным молекулам относятся молекулы с повышенным запасом кинетической энергии («быстрые»); молекулы в «возбужденном» состоянии, т. е. такие, в которых есть возбужденные электроны.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации.

Энергия активации выражается в кДж/моль. Она расходуется на разрыв или ослабление химических связей в исходных веществах.

9.2.2 Влияние катализатора на скорость реакции.

Катализаторами называют вещества, которые влияют на скорость реакции.

Обычно катализаторами называют вещества ускоряющие реакции. Вещества, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами (отрицательный катализ).