Определение теплового эффекта химической реакции

Федеральное агентство по образованию
Томский государственный архитектурно-строительный
университет
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Определение теплового эффекта химических реакций: методические
указания к лабораторной работе / Сост. Е.А. Вайтулевич, Г.В. Лямина. –
Томск: Изд-во Том. гос. архит.-строит. ун-та, 2007. – 15 с.
Рецензент к.б.н. Т.М. Южакова
Редактор Е.Ю. Глотова
Методические указания к лабораторной работе «Кинетика
химических реакций» по дисциплине «Общая химия». В работе
приводятся теоретические сведения о тепловых эффектах химических
реакций, термохимических уравнениях, основных терминах и
понятиях термохимии. В экспериментальной части представлены
опыты по количественному определению теплот нейтрализации,
растворения солей и их кристаллогидратов.
Предназначены для студентов всех специальностей всех форм
обучения.
Печатаются по решению методического семинара кафедры химии
№ 1 от 10.03.2006 г.
Методические указания к лабораторной работе
Составители Е.А. ВАЙТУЛЕВИЧ, Г.В. ЛЯМИНА
Утверждены и введены в действие проректором по учебной работе
В. С. Плевковым
с 01.01.2007
по 01.01.2012
Подписано в печать
Формат 60х90/16. Бумага офсет. Гарнитура Таймс, печать офсет.
Уч.-изд. л. 0,8. Тираж 100 экз. Заказ №
Изд-во ТГАСУ, 634003, г. Томск, пл. Соляная, 2.
Отпечатано с оригинал - макета в ООП ТГАСУ.
634003, г. Томск, ул. Партизанская, 15.
Томск 2007
2
Лабораторная работа
Определение теплового эффекта химической реакции
Цель работы: расчетно-экспериментальным методом определить тепловой эффект реакции нейтрализации и химической
реакции гидратации соли (сульфата меди).
Задачи работы:
1. Определить изменение температуры в калориметре, рассчитать количество молей полученной воды и рассчитать теплоту нейтрализации основания сильной кислотой.
2. Определить теплоту растворения безводной соли и кристаллогидрата и по разности на основании закона Гесса вычислить теплоту гидратации безводной соли.
Оборудование и реактивы:
1. Калориметр (схема калориметра приведена в экспериментальной части работы).
2. Весы и разновесы.
3. Дистиллированная вода.
4. Безводный сульфат меди CuSO4.
5. Кристаллогидрат сульфата меди CuSO4·5H2O.
6. 0,1 н раствор HCl.
7. 0,1 н раствор NaOH.
Теоретическая часть
В результате протекания химической реакции происходит
выделение или поглощение энергии. Обычно эта энергия выделяется или поглощается в виде теплоты. Раздел химической
термодинамики, посвященный изучению тепловых эффектов
химических реакций, называется термохимией.
Количество энергии, выделяемое или поглощаемое системой
в ходе реакции (при T = const и р = const), отнесенное к количеству молей вещества, указанное в уравнении реакции, называется тепловым эффектом реакции (Q, кДж).
Уравнение химической реакции, в котором приведено значение теплового эффекта этой реакции (Q) и указаны агрегатные
3
состояния реагентов и продуктов, называется термохимическим.
Химические реакции, протекающие с выделением теплоты в
окружающую среду, называются экзотермическими (Q>0). Химические реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды, называются эндотермическими (Q<0).
В термодинамике изменение энергетического состояния системы описывается величиной энтальпии Н, изменение которой
равно ∆Н = Нкон – Нисх, где Нкон – конечное, а Нисх – исходное
энергетическое состояние системы. Положительное значение
∆Н получается в том случае, когда Нкон > Нисх, т.е. когда система
поглощает энергию в ходе процесса (эндотермический процесс).
В случае, когда система выделяет энергию (экзотермический
процесс), т.е. когда Нкон < Нисх., ∆Н имеет отрицательное значение. Соответственно:
(1)
∆Н = – Q
Стандартной теплотой (энтальпией) образования сложного вещества ( ∆ f H 0298 , кДж/моль) называется количество энергии (теплоты), выделяемое или поглощаемое при образовании
одного моля сложного вещества из простых при стандартных
условиях (р = 10 5 Па и Т = 298 К). Значения стандартных энтальпий образования веществ приведены в справочниках. Стандартные энтальпии образования простых веществ (О2, С, Na, Cl2
и др.), устойчивых при стандартных условиях, условно приняты
равными нулю.
Теплота растворения ∆Нраств. – количество теплоты, выделяемое или поглощаемое при растворении 1 моля вещества в
определенном большом объеме растворителя.
Теплота гидратации ∆aqН 0 – количество теплоты, которое
выделяет система, присоединяя к 1 моль безводной соли соответствующее количество воды.
Существует два важнейших закона термохимии.
1. Закон Лавуазье–Лапласа: тепловые эффекты прямой и
обратной реакции (изменение энтальпий) численно равны, но
4
противоположены по знаку. Например, горение водорода в кислороде с образованием воды протекает по уравнению (прямая
реакция):
2H2 (г) + O2 (г) = 2H2О (ж),
Q = + 572 кДж.
Разложение воды (обратная реакция):
2H2О (ж) = 2 H2 (г) + O2 (г),
Q = – 572 кДж.
Из вышеприведенного примера видно, что при образовании
воды выделяется столько же теплоты, сколько поглощается при
ее распаде на исходные вещества.
2. Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от того, протекает ли реакция в одну или несколько
стадий, а определяется только начальным и конечным состоянием реагирующих веществ. Закон Гесса лежит в основе термохимических расчетов химических реакций.
Следствие 1 из закона Гесса: сумма энтальпий двух или более промежуточных стадий при переходе от исходного состояния к конечному состоянию равна энтальпии реакции, которая
непосредственно ведет от исходного к конечному состоянию
системы.
CuSO4 (к)
∆раств.Н0СuSO4
+ 5Н2О
∆aq.Н
выделением теплоты (реакция экзотермическая, ∆H раст. CuSO4 < 0).
Реакция растворения гидратированного сульфата меди является
эндотермической ( ∆H раст. CuSO4 ⋅5H2O > 0). Процесс растворения
безводного сульфата меди может протекать по двум маршрутам
согласно схеме:
Схема закона Гесса на примере растворения безводного
сульфата меди
I маршрут – одна суммарная стадия: растворение сульфата
меди
CuSO4(к) + nH2O =CuSO4(ж),
∆H раст. CuSO4 = – 66,11 кДж.
II маршрут – две последовательно протекающие стадии:
– гидратация сульфата меди
CuSO4(к) + 5H2O = CuSO4 ·5H2O,
∆Нгидр.= ?
– растворение гидратированного сульфата меди
CuSO4 ·5H2O + (n – 5)H2O = CuSO4(ж),
CuSO4 (ж)
∆H раст. CuSO4 ⋅5H2O = 11,5 кДж.
Энтальпию (теплоту) гидратации безводной соли (∆Нгидр)
можно определить из данных по энтальпиям (теплотам) растворения безводной соли ∆H раст. CuSO4 и ее кристаллогидрата
+ (n - 5)Н2О
0
∆раств.Н0СuSO4·5H2O
∆H раст. CuSO4 ⋅5H2O , пользуясь первым следствием из закона Гесса.
CuSO4 · 5H2O
В качестве примера рассмотрим процесс растворения в воде
безводного сульфата меди (CuSO4) и гидратированного сульфата меди (CuSO4 ·5H2O). Безводный сульфат меди растворяется с
5
Так как начальное и конечное состояния в обоих случаях одинаковы, можно записать:
∆H раст. CuSO4 = ∆H гидр. + ∆H раст. CuSO4 ⋅5H2O .
Отсюда энтальпия гидратации сульфата меди равна:
6
∆Нгидр= ∆H раст. CuSO4 − ∆H раст. CuSO4 ⋅5H2O ,
∆Нгидр.= – 66,11 – 11,51 = – 77,69 кДж.
Следствие 2 из закона Гесса: тепловой эффект реакции (изменение энтальпии) равен разности между суммой энтальпий
образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических количеств
всех веществ и их агрегатных состояний.
0
0
∆r H 0 =
nпрод ⋅ ∆H прод
−
nисх ⋅ ∆H исх
.
∑(
) ∑(
)
Таким образом, тепловой эффект любой реакции может быть
рассчитан по энтальпиям образования исходных веществ и продуктов реакции на основе закона Гесса. Экспериментально тепловые эффекты реакций измеряют методами калориметрии при
постоянном объеме или давлении.
Энтропия S, также как и энтальпия Н, является свойством
вещества, пропорциональным его количеству. Энтропия отражает движение частиц и является мерой неупорядоченности
системы. Единица измерения энтропии – Дж/моль·К. Ее значение увеличивается с ростом температуры и уменьшается с ее
понижением. Энтропия возрастает при переходе вещества из
твердого состояния в жидкое и из жидкого в газообразное.
Ее изменение в процессе химической реакции можно посчитать, используя следствие из закона Гесса:
0
0
∆r S 0 =
nпрод ⋅ ∆Sпрод
−
nисх ⋅ ∆Sисх
.
∑(
) ∑(
рядку (ТS). При постоянных давлении и температуре общую
движущую силу процесса ∆G, можно найти из соотношения:
∆G= ∆Н – Т∆S.
Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Изменение энергии Гиббса в процессе
химической реакции можно посчитать, используя следствие из
закона Гесса:
0
0
∆rG0 =
nпрод ⋅ ∆Gпрод
−
nисх ⋅ ∆Gисх
.
∑(
7
)
Энергия Гиббса является критерием направления и равновесия химического процесса. При необратимом самопроизвольном протекании процесса она уменьшается, т.е. ∆G < 0; при обратимом протекании процесса или в момент равновесного состояния ∆G = 0. Если ∆G>0, процесс самопроизвольно проходить не может.
Экспериментальная часть
7
6
-
3
)
Стандартное изменение энтропии в химической реакции при
0
Т=298 К ( ∆ r S 298
) легко вычислить, используя таблицы термодинамических величин, в которых приводятся стандартные энтропии образования веществ.
Поскольку энтропия увеличивается с увеличением температуры, то можно считать, что мера беспорядка приблизительно
равна Т∆S. Тогда движущая сила процесса складывается из двух
сил: стремления к упорядочиванию (Н) и стремления к беспо-
) ∑(
1
5
4
2
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Наружный стакан.
Внутренний стакан.
Прокладка.
Крышка.
Термометр.
Мешалка.
Воронка.
Рис. 1. Принципиальная схема калориметра
Экспериментальное определение тепловых эффектов процессов проводят в специальных приборах – калориметрах. В этих
8
приборах изучаемый процесс осуществляется в калориметрическом сосуде, который защищен от потерь тепла и снабжен чувствительным термометром для измерения температуры.
Для определения теплот реакций, протекающих в растворах,
можно использовать упрощенный калориметр. Принципиальная
схема калориметра с обозначение его деталей изображена на
рис. 1.
Опыт 1. Определение энтальпии (теплового эффекта)
нейтрализации сильного основания сильной кислотой
Во внутренний стакан калориметра наливаем 25 мл 0,1 н
раствора NaOH, измеряем температуру раствора с точностью до
0,1 оС при помощи термометра. Отмеряем 25 мл 0,1 н раствора
HCl.
Быстро и аккуратно вносим раствор кислоты в калориметрический сосуд с раствором щелочи через сухую воронку при
непрерывном перемешивании. Перемешивая раствор мешалкой,
измеряем температуру через каждые 10 секунд до плавного изменения температуры и ее постоянства. Если в течение нескольких минут температура не меняется, то опыт заканчиваем
и вносим показания термометра в таблицу 1.
Таблица 1
τ, c
τ0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
t, оС
Строим график «Температура – время», отметив по оси ординат температуру, а на оси абсцисс – время. На рис. 2 приведен
примерный вид этого графика.
В ходе опыта наблюдаем три периода: 1) температура повышается, так как идет экзотермическая реакция нейтрализации; 2) температура стабилизируется и некоторое время остается постоянной; 3) температура понижается из-за рассеивания
тепла.
В результате проведения данного опыта необходимо опре9
делить ∆t (∆t = tк – tн) – изменение температуры реакционной
смеси. За tк принимаем то время, при котором наблюдали самую
высокую температуру реакционной среды, чтобы его определить, проводим экстраполяцию плавного линейного хода температуры конечного периода к моменту начала реакции (рис. 2 ).
Пересечение этой прямой и оси температур дает tк. Начальная
температура tн – это среднеарифметическая температура кислоты и щелочи.
Т, °С
tк
tн
τ, мин
Рис. 2. Изменение температуры при растворении соли
Определяем тепловой эффект реакции нейтрализации.
Плотность раствора равна 1 г/см3, его удельная теплоемкость –
теплоемкость воды, т.е. 4,184 Дж/г·град, а удельная теплоемкость стекла 0,753 Дж/г·град.
Q = ( mHCl + mNaOH ) ⋅ ∆t ⋅ 4,184 ,
где mNaOH – масса NaOH,
mHCl – масса HCl,
∆t = tк– tн,
tк – конечная температура,
tн – начальная температура.
Составляем уравнение реакции нейтрализации. Рассчитыва10
ем тепловой эффект нейтрализации 1 моля эквивалентов кислоты (в кДж), учитывая, что 25 мл 1 н раствора содержат 0,025
моль эквивалента кислоты.
Q
Q2 =
.
0, 025 ⋅1000
Записываем термохимическое уравнение реакции нейтрализации.
Рассчитываем количество молей нейтрализованной кислоты
или количество молей полученной воды, учитывая заданную
молярную концентрацию и объем раствора.
Определяем ∆Н0Т нейтрализации
∆Н0Т = – Q (кДж · моль-1),
и, пользуясь стандартными энтропиями образования веществ,
рассчитываем изменение энтропии ∆S0Т , после чего рассчитываем экспериментальное значение изменения энергии Гиббса
реакции нейтрализации по уравнению
∆G0Т = ∆Н0Т – Т·∆S0Т (кДж · моль-1),
где Т – температура в лаборатории, К;
∆S0Т – (Дж·моль –1·К–1).
Сравните экспериментальную и теоретическую величину
∆G0Т. Сделайте вывод о соответствии найденной Вами величины ∆G0Т самопроизвольному течению реакции нейтрализации.
Опыт 2. Определение энтальпии (теплового эффекта)
растворения соли CuSO4
Во внутренний стакан калориметра наливаем 25 мл дистиллированной воды, измеряем температуру воды с точностью до
0,1 оС. Взвешиваем 1 г безводной соли. Быстро и аккуратно вносим навеску соли в калориметрический сосуд с водой через
сухую воронку. Непрерывно перемешивая раствор мешалкой,
измеряем температуру через каждые 10 секунд до плавного изменения температуры и ее постоянства. Показания термометра
вносят в таблицу 2.
11
Таблица 2
τ, c
τ0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
t, оС
Строим график «Температура – время», В результате проведения данного опыта необходимо определить ∆t1 – изменение
температуры реакционной смеси при растворении соли. За конечный момент смешивания считают то время, при котором наблюдали самую высокую температуру реакционной среды.
tк и tн определяем, как в опыте 1, путем экстраполирования
прямых линий графика на прямую, соответствующую моменту
смешивания.
∆t1 определяем:
∆t1 = tк – tн.
Определяем тепловой эффект растворения безводного сульфата меди в пересчете на 1 моль соли по формуле:
Q=
(mH2O + mсоли ) ⋅ ∆t ⋅ M ⋅ 4,184
mсоли ⋅1000
где mH2O – масса воды,
mсоли – масса CuSO4,
М – молярная масса CuSO4,
∆t1 = tк – tн,
tк – конечная температура,
tн – начальная температура.
∆Нраств (CuSO4) = – Q
12
,
Опыт 3. Определение энтальпии (теплового эффекта)
растворения кристаллогидрата CuSO4·5Н2О
Опыт 3 проводим аналогично опыту 2, предварительно освободив калориметр от предыдущего опыта.
Показания термометра вносим в таблицу 3.
Таблица 3
τ, c
τ0
10
20
30
40
50
60
70
80
По найденным теплотам растворения безводной соли и кристаллогидрата вычисляем теплоту гидратации сульфата меди
(экспериментальные значения):
∆Нгидр (эксп.) = ∆Нраств (CuSO4) – ∆Нраств (CuSO4·5H2O).
Сравниваем полученную опытную величину теплоты гидратации с табличной ∆Hгидр (теор.) и вычисляем относительную
ошибку опыта:
90
П=
t, оС
∆H теор. − ∆H экспер.
∆H теор.
⋅100% .
Запишите общий вывод к работе.
Строим график «Температура – время», отметив по оси ординат температуру, а на оси абсцисс – время.
В результате проведения данного опыта необходимо определить ∆t2 – изменение температуры реакционной смеси при
растворении кристаллогидрата соли.
∆t2 определяем так же, как в первом опыте, путем экстраполирования прямых линий графика на прямую, соответствующую моменту смешивания:
∆t2 = tк – tн.
Определяем тепловой эффект растворения кристаллогидрата
CuSO4·5H2O в пересчете на 1 моль соли по уравнению
(mH2O + mсоли ) ⋅ ∆t ⋅ M ⋅ 4,184
Q=
,
mсоли ⋅1000
где mH2O – масса воды,
Контрольные вопросы
1. Что называется стандартной теплотой (энтальпией) образования вещества?
2. Сформулируйте закон Гесса.
3. Как рассчитать тепловой эффект химической реакции, если известны теплоты образования исходных веществ и
продуктов реакции?
4. Что такое теплота гидратации, теплота растворения?
5. Теплота растворения какой соли больше: безводного
сульфата меди или его кристаллогидрата? Ответ мотивируйте.
mсоли – масса CuSO4·5H2O,
М – молярная масса CuSO4·5H2O,
∆t1 = tк – tн,
tк – конечная температура,
tн – начальная температура.
∆Нраств (CuSO4·5H2O) = – Q.
13
14
Список рекомендуемой литературы
1. Ахметов, Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по
неорганической химии : учеб. пособие для хим.-техн.
спец. вузов / Н.С. Ахметов, М.И. Азизова, Л.И. Бадыгина.
– М. : Высшая школа, 1979. – 254 с.
2. Васильева, З. Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии : учеб. пособие для студентов нехимич.
вузов / З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Таперова. –
2-е изд. испр. – Л. : Химия, Ленинградское отделение,
1986. – 286 с.
3. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л.Глинка. – М. : ИНТЕГРАЛ-ПРЕСС, 2003. – 727 с.
4. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии : учеб. пособие для технич. направл. и спец. вузов / Н.В. Коровин, Э.И.
Мингулина, Н.Г.Рыжова ; под. ред. Н.В. Коровина. – 2-е
изд., перераб. и доп. – М. : Высшая школа, 1998. – 256 с.
5. Практикум по общей и неорганической химии : учеб. пособие для студентов вузов / В.И. Фролов, Т.М. Курохтина,
З.Н. Дымова [и др.]; под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова.
– 2-е изд., перераб. и доп. – М. : Дрофа, 2002. – 301 с.
15