Работа 2. Энергетика химических превращений
Цель работы: определить теплоту нейтрализации сильного основания сильной кислотой, сравнить опытное и теоретическое значение, определить относительную ошибку опыта, определить теплоту растворения гидроксида натрия (щавелевой ки-слоты).
Краткая теория
Область химии, которая занимается исследованиями изменений энтальпий при протекании химических реакций и фазовых превращений, называется термохимией. Экспериментальная методика, используемая для определения энтальпии, называется калориметрией.
Тепловые эффекты реакций определяют как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов. Невозможно определить абсолют¬ные значения внутренней энергии и энтальпии. Но для термохимических рас¬четов это несущественно, т.к. интересует энергетический эффект процесса, т.е. изменение состояния системы – изменение энтальпии ΔН и изменение внутренней энергии ΔU.
При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия или внутренняя энергия системы, для них ΔН < 0 и ΔU < 0.
При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е. ΔН > 0 и ΔU > 0. Вели-чину ΔН иногда называют теплотой реакции.
Для того чтобы можно было сравнивать энергетические эффекты различных про-цессов, термохимические расчеты обычно относят к 1 моль ве¬щества и стандартным условиям.
За стандартные условия принимают давление 101325 Па (1 атм) и температуру 25°С (298,15К). Стандартные тепловые эффекты обозначают ΔН°298 (ΔU°298).
Уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта называют тер-мохимическими уравнениями. В термохимических уравнениях указывается также фа-зовое состояние и полиморфная модификация реа¬гирующих и образующихся веществ:
г - газовое, ж - жидкое, к - кристал¬лическое, т - твердое, р - растворенное и т.д.
Стандартной молярной энтальпией образования называется тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ (ΔН°f,298) Стандартные эн-тальпии образования простых веществ, устой¬чивых в стандартных условиях прини-мают равными нулю.
Стандартной молярной энтальпией реакции назыавается изменение энталь¬пии при стандартных условиях в расчете на 1 моль реакции, т.е. в соответствии с тем, как она описывается стехиометрическим химическим уравнением.
Стандартной молярной энтальпией нейтрализации называется из¬менение эн-тальпии при образовании 1 моль воды в результате нейтрализации каких-либо кислоты и щелочи при температуре 298 К и давлении 101325 Па.
Стандартной молярной энтальпией гидратации называется ко¬личество теплоты, которое выделяется при переходе 1 моль ионов из вакуума в водный раствор.
Калориметрия
Калориметр - это теплоизолированный сосуд, используемый для измерения ко-личества энергии, высвобождаемой или поглощаемой в результате химической реакции или физического превращения.
Типичный калориметрический эксперимент состоит в том, что энергия, выде-ляющаяся в результате химического превращения, передается воде или самой реак-ционной смеси, после чего измеряется повышение их температуры. Энергия, выде-ляемая в ходе реакции, определяется следующим соотношением:
Q = (Cсосуд + m • C содерж) • ΔT,
где Q - энергия, переданная в форме тепла сосуду и его содержимому; Ссосуд - тепло-емкость сосуда; m - масса содержимого сосуда (вода или реакционная смесь); Cсодерж - удельная теплоемкость содержимого и ΔТ - изменение температуры.
Приближенные измерения измене¬ний энтальпий для реакций в растворах можно проводить с помощью простейшего калори¬метра, в качестве которого достаточно исполь¬зовать калориметрическую установку, показан¬ную на рисунке. Она состоит из калориме¬трического стакана 2, вставленного в другой стакан 1. Во избежание потерь теплоты через стенки, калориметрический сосуд и внешний стакан не должны соприкасаться. Калориметрический стакан имеет крышку 3, в которую через отверстия вставлены термометр 4, мешалка 6 и воронка 5 для внесения веществ в ста-кан.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации.
Приготовьте по 100 мл 1,0 М растворов гидроксида натрия NaOH и соляной кислоты HCl. Взвесьте калориметрический стакан. Внесите в него приготовленный раствор щелочи и отметьте температуру с точностью до 0,1°С. Измерьте температуру раствора кислоты с той же точностью. Затем раствор кислоты влейте в калориметрический стакан при непрерывном помешивании. Отметьте максималь¬ную температуру, кото-рую покажет термометр после сливания растворов.
Вычислите количество теплоты, выделившейся при реакции.
Обработка экспериментальных данных
Молярное изменение энтальпии в рассмотренной реакции нейтра¬лизации равно:
ΔНн = [Qp/ n(H2O)], (1)
где Qр - тепловая энергия, выделившаяся в ходе эксперимента; n – число молей воды, образовавшейся в результате эксперимента. Знак " - " указывает на то, что в данном процессе происходит выделение энергии (система теряет энергию).
1. Определить величину Qр.
Поскольку реакция проводится при Р - const, то Q = Qр, теплоемкость калори-метрического стакана пренебрежимо мала, это позволяет воспользоваться для вычис-ления Qр уравнением:
Q = mж • Сж • ΔT (кДж), ΔT = Ткон-Тнач (2)
где mж – масса содержимого сосуда, Сж – удельная теплоемкость р-ра.
Принять, что начальная температура - это среднеарифметическая температура кислоты и щелочи, а конечная – это наивысшая температура после сливания растворов. Плотность и удельная теплоемкость реакционной смеси совпадают с аналогичными свойствами воды (плотность раствора равна единице, удельная теплоемкость раствора 4,18•103 Дж/(К• кг).
2. Определить количество молей воды n (H2O).
Реакция протекает по уравнению:
HCl (p) + NaOH (p) → NaCl (p) + H 2O (p)
n (HCl) = n (H 2O), n (H 2O) = V • c, (3)
где V- объем HCl , взятый для реакции, дм3; с – концентрация HCl(1моль/дм3 ).
3. Определить теплоту нейтрализации ΔНн по формуле (1).
4. Сравнить полученный результат с теоретическим значением, вычисленным для реакции
Н+ (р) + ОН (р) → H 2O (ж) , ΔН°298,н = 55,6 кДж/моль H 2O
0 230,19 285,83
(под формулами веществ приведены стандартные энтальпии (теплоты) образования Δ Н°f,298).
5. Определить относительную ошибку опыта (%).
(%) = [(Хi-Хдейств)/ Хдейств] •100, (4)
где Хi - ΔНн, Хдейств = 55,6 кДж/моль H 2O.
Опыт 2. Определение теплоты растворения гидроксида натрия (щавелевой кислоты).
Подготовьте калориметрический стакан, налейте в него 200 мл дистиллированной воды, определите ее температуру с точностью до 0,1 К.
Отвесьте около 5 г гидроксида натрия (щавелевой кислоты). Быстро и аккуратно вы-сыпьте щелочь в калориметрический сосуд. Осторожно перемешивая раствор, следите за изменением температуры. Отметьте наивысшую температуру.
Обработка экспериментальных данных
1. Вычислить количество теплоты, выделившейся при растворении гидроксида натрия (щавелевой кислоты).
За начальную примите температуру воды, а за конечную - наивысшую температуру раствора. Пусть плотность раствора равна единице (ρ(р) = 1 г/см3), его удельная теплоемкость - удельной теплоемкости воды [4,18•103 Дж/(К• кг)]:
Qp = m (p) • С (p) • ΔТ, ΔТ = Ткон - Тнач , (5)
где m(p) - масса раствора, С(p) - удельная теплоемкость раствора.
2. Определить количество молей гидроксида натрия (щавелевой кислоты) по фор-муле:
n [(NaOH)] = m/ M (NaOH), n [(COOH)2] = m/ M [(COOH)2] (6)
М [(NaOH)] = 40,0 г/моль, М [(COOH)2] = 90,04 г/моль.
Процесс растворения щавелевой кислоты можно представить следующими уравне-ниями:
НООССООН (К) + 2Н2О (ж) = НООССООН • 2Н2О (к), ΔН°гидр
НООССООН • 2Н2О (к) + nН2О (ж) = НООССООН (р) + (n + 2)Н2О (р), ΔН°1
НООССООН (К) + (n + 2)Н2О (ж) = НООССООН (р) + (n + 2)Н2О (р),
ΔН°гидр + ΔН°1 = ΔН°2
Процесс растворения гидроксида натрия можно представить следующими уравне-ниями:
NaOH (к) + Н2О (ж) = NaOH • Н2О (к), ΔН°гидр
NaOH • nН2О (к) + nН2О (ж) = NaOH (р) + nН2О (р), ΔН°1
NaOH (к) + (n+1)Н2О (ж) = NaOH (р) + (n+1)Н2О (р),
ΔН°гидр + ΔН°1 = ΔН°2
3. Определить теплоту растворения ΔН°2 в кДж/моль.
ΔН°2 = Qp/n[(COOH)2] или ΔН°2 = Qp/n[(NaOH)] (7)
Цель работы: определить теплоту нейтрализации сильного основания сильной кислотой, сравнить опытное и теоретическое значение, определить относительную ошибку опыта, определить теплоту растворения гидроксида натрия (щавелевой ки-слоты).
Краткая теория
Область химии, которая занимается исследованиями изменений энтальпий при протекании химических реакций и фазовых превращений, называется термохимией. Экспериментальная методика, используемая для определения энтальпии, называется калориметрией.
Тепловые эффекты реакций определяют как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов. Невозможно определить абсолют¬ные значения внутренней энергии и энтальпии. Но для термохимических рас¬четов это несущественно, т.к. интересует энергетический эффект процесса, т.е. изменение состояния системы – изменение энтальпии ΔН и изменение внутренней энергии ΔU.
При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия или внутренняя энергия системы, для них ΔН < 0 и ΔU < 0.
При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е. ΔН > 0 и ΔU > 0. Вели-чину ΔН иногда называют теплотой реакции.
Для того чтобы можно было сравнивать энергетические эффекты различных про-цессов, термохимические расчеты обычно относят к 1 моль ве¬щества и стандартным условиям.
За стандартные условия принимают давление 101325 Па (1 атм) и температуру 25°С (298,15К). Стандартные тепловые эффекты обозначают ΔН°298 (ΔU°298).
Уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта называют тер-мохимическими уравнениями. В термохимических уравнениях указывается также фа-зовое состояние и полиморфная модификация реа¬гирующих и образующихся веществ:
г - газовое, ж - жидкое, к - кристал¬лическое, т - твердое, р - растворенное и т.д.
Стандартной молярной энтальпией образования называется тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ (ΔН°f,298) Стандартные эн-тальпии образования простых веществ, устой¬чивых в стандартных условиях прини-мают равными нулю.
Стандартной молярной энтальпией реакции назыавается изменение энталь¬пии при стандартных условиях в расчете на 1 моль реакции, т.е. в соответствии с тем, как она описывается стехиометрическим химическим уравнением.
Стандартной молярной энтальпией нейтрализации называется из¬менение эн-тальпии при образовании 1 моль воды в результате нейтрализации каких-либо кислоты и щелочи при температуре 298 К и давлении 101325 Па.
Стандартной молярной энтальпией гидратации называется ко¬личество теплоты, которое выделяется при переходе 1 моль ионов из вакуума в водный раствор.
Калориметрия
Калориметр - это теплоизолированный сосуд, используемый для измерения ко-личества энергии, высвобождаемой или поглощаемой в результате химической реакции или физического превращения.
Типичный калориметрический эксперимент состоит в том, что энергия, выде-ляющаяся в результате химического превращения, передается воде или самой реак-ционной смеси, после чего измеряется повышение их температуры. Энергия, выде-ляемая в ходе реакции, определяется следующим соотношением:
Q = (Cсосуд + m • C содерж) • ΔT,
где Q - энергия, переданная в форме тепла сосуду и его содержимому; Ссосуд - тепло-емкость сосуда; m - масса содержимого сосуда (вода или реакционная смесь); Cсодерж - удельная теплоемкость содержимого и ΔТ - изменение температуры.
Приближенные измерения измене¬ний энтальпий для реакций в растворах можно проводить с помощью простейшего калори¬метра, в качестве которого достаточно исполь¬зовать калориметрическую установку, показан¬ную на рисунке. Она состоит из калориме¬трического стакана 2, вставленного в другой стакан 1. Во избежание потерь теплоты через стенки, калориметрический сосуд и внешний стакан не должны соприкасаться. Калориметрический стакан имеет крышку 3, в которую через отверстия вставлены термометр 4, мешалка 6 и воронка 5 для внесения веществ в ста-кан.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации.
Приготовьте по 100 мл 1,0 М растворов гидроксида натрия NaOH и соляной кислоты HCl. Взвесьте калориметрический стакан. Внесите в него приготовленный раствор щелочи и отметьте температуру с точностью до 0,1°С. Измерьте температуру раствора кислоты с той же точностью. Затем раствор кислоты влейте в калориметрический стакан при непрерывном помешивании. Отметьте максималь¬ную температуру, кото-рую покажет термометр после сливания растворов.
Вычислите количество теплоты, выделившейся при реакции.
Обработка экспериментальных данных
Молярное изменение энтальпии в рассмотренной реакции нейтра¬лизации равно:
ΔНн = [Qp/ n(H2O)], (1)
где Qр - тепловая энергия, выделившаяся в ходе эксперимента; n – число молей воды, образовавшейся в результате эксперимента. Знак " - " указывает на то, что в данном процессе происходит выделение энергии (система теряет энергию).
1. Определить величину Qр.
Поскольку реакция проводится при Р - const, то Q = Qр, теплоемкость калори-метрического стакана пренебрежимо мала, это позволяет воспользоваться для вычис-ления Qр уравнением:
Q = mж • Сж • ΔT (кДж), ΔT = Ткон-Тнач (2)
где mж – масса содержимого сосуда, Сж – удельная теплоемкость р-ра.
Принять, что начальная температура - это среднеарифметическая температура кислоты и щелочи, а конечная – это наивысшая температура после сливания растворов. Плотность и удельная теплоемкость реакционной смеси совпадают с аналогичными свойствами воды (плотность раствора равна единице, удельная теплоемкость раствора 4,18•103 Дж/(К• кг).
2. Определить количество молей воды n (H2O).
Реакция протекает по уравнению:
HCl (p) + NaOH (p) → NaCl (p) + H 2O (p)
n (HCl) = n (H 2O), n (H 2O) = V • c, (3)
где V- объем HCl , взятый для реакции, дм3; с – концентрация HCl(1моль/дм3 ).
3. Определить теплоту нейтрализации ΔНн по формуле (1).
4. Сравнить полученный результат с теоретическим значением, вычисленным для реакции
Н+ (р) + ОН (р) → H 2O (ж) , ΔН°298,н = 55,6 кДж/моль H 2O
0 230,19 285,83
(под формулами веществ приведены стандартные энтальпии (теплоты) образования Δ Н°f,298).
5. Определить относительную ошибку опыта (%).
(%) = [(Хi-Хдейств)/ Хдейств] •100, (4)
где Хi - ΔНн, Хдейств = 55,6 кДж/моль H 2O.
Опыт 2. Определение теплоты растворения гидроксида натрия (щавелевой кислоты).
Подготовьте калориметрический стакан, налейте в него 200 мл дистиллированной воды, определите ее температуру с точностью до 0,1 К.
Отвесьте около 5 г гидроксида натрия (щавелевой кислоты). Быстро и аккуратно вы-сыпьте щелочь в калориметрический сосуд. Осторожно перемешивая раствор, следите за изменением температуры. Отметьте наивысшую температуру.
Обработка экспериментальных данных
1. Вычислить количество теплоты, выделившейся при растворении гидроксида натрия (щавелевой кислоты).
За начальную примите температуру воды, а за конечную - наивысшую температуру раствора. Пусть плотность раствора равна единице (ρ(р) = 1 г/см3), его удельная теплоемкость - удельной теплоемкости воды [4,18•103 Дж/(К• кг)]:
Qp = m (p) • С (p) • ΔТ, ΔТ = Ткон - Тнач , (5)
где m(p) - масса раствора, С(p) - удельная теплоемкость раствора.
2. Определить количество молей гидроксида натрия (щавелевой кислоты) по фор-муле:
n [(NaOH)] = m/ M (NaOH), n [(COOH)2] = m/ M [(COOH)2] (6)
М [(NaOH)] = 40,0 г/моль, М [(COOH)2] = 90,04 г/моль.
Процесс растворения щавелевой кислоты можно представить следующими уравне-ниями:
НООССООН (К) + 2Н2О (ж) = НООССООН • 2Н2О (к), ΔН°гидр
НООССООН • 2Н2О (к) + nН2О (ж) = НООССООН (р) + (n + 2)Н2О (р), ΔН°1
НООССООН (К) + (n + 2)Н2О (ж) = НООССООН (р) + (n + 2)Н2О (р),
ΔН°гидр + ΔН°1 = ΔН°2
Процесс растворения гидроксида натрия можно представить следующими уравне-ниями:
NaOH (к) + Н2О (ж) = NaOH • Н2О (к), ΔН°гидр
NaOH • nН2О (к) + nН2О (ж) = NaOH (р) + nН2О (р), ΔН°1
NaOH (к) + (n+1)Н2О (ж) = NaOH (р) + (n+1)Н2О (р),
ΔН°гидр + ΔН°1 = ΔН°2
3. Определить теплоту растворения ΔН°2 в кДж/моль.
ΔН°2 = Qp/n[(COOH)2] или ΔН°2 = Qp/n[(NaOH)] (7)
Последнее изменение: Воскресенье 11 Сентябрь 2011, 18:45