ИЗМЕРЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И РАСЧЕТ

ЭНЕРГИИ ГИББСА ПРОЦЕССОВ

Цель работы: выполнение калориметрических измерений и термодинамических расчетов, связанных с энергетикой химических реакций.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии: теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии U и на совершение системой работы А над внешней средой (первый закон термодинамики):

q=DU + A

Если химическая реакция протекает в открытом сосуде при постоянной температуре (р, T=const) и единственным видом совершаемой работы является работа расширения (А=р DV), то тепловой эффект этой реакции равен изменению энтальпии системы:

q_P_,_T = DU +рDV = DH,

где: H=U+pV

При Н > 0 (когда теплота подводится к системе из окружающей среды и q < 0) реакцию называют эндотермической. При Н < 0 (когда теплота выделяется в окружающую среду и q > 0) реакцию называют экзотермической.

Если в уравнении химической реакции указан ее тепловой эффект, уравнение называют термохимическим. Например,

N_2(г) + ЗН_2(г) = 2NH_3(г), DН°₂₉₈ = - 92, 4 кДж

При записи.термохимческих уравнений указывают:

а) агрегатные состояния или аллотропные модификации веществ;

б) условия протекания процесса (DН°₂₉₈ – стандартный тепловой эффект реакции при 298 К).

Тепловой эффект химической реакции зависит от количества реагирующих и получающихся веществ. Так, например, при нейтрализации в водном растворе 0, 1 моль NaOH избытком соляной кислоты выделяется 5, 7 кДж теплоты, а при нейтрализации 10 моль NaOH – 570 кДж.

Возможность и пределы самопроизвольного протекания реакции при p, T = const определяют с учетом энергии Гиббса G = H – TS, где Н – энтальпия, S – энтропия, Т – температура.

Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции DG называют энергией Гиббса химической реакции. В тех случаях, когда DG < 0 реакция протекает самопроизвольно. Пределом самопроизвольного течения реакции является условие DG = 0.

Величины DН, DS и DG вычисляют на основании следствий из закона Гесса. Изменение энтропии DS, энергии Гиббса химической реакции DG так же, как тепловой эффект реакции DН, зависят от количества веществ в системе.

Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным гидроксидом и расчет энергии Гиббса

Для измерения тепловых эффектов реакций калориметры или калориметрические установки (рис. 1). В наружный сосуд (стакан на 0, 8 л) вставляется калориметрический стакан меньшей вместимостью (0, 5 л). во избежании потерь теплоты через стенки стакана между сосудами располагают пробковые прокладки. Калориметрический стакан закрывают деревянной крышкой с отверстиями для термометра (цена деления 0, 1 К), мешалки и воронки. Мешалку присоединяют к электромотору или приводят в движение вручную. Теплоту, выделяющуюся или поглощающуюся в калориметре вычисляют по формуле q = S c(T₂ – Т₁), где Т₂ и t₁ - конечная и начальная температура жидкости в калориметрическом стакане; Sс - теплоемкость системы, равная c₁m₁ + с₂m₂ (m₁ и m₂ – массы калориметрического стакана и жидкости в стакане; с₁ и с₂ - удельные теплоемкости стекла и жидкости).

Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает уравнению Н ⁺ + ОН ^- = Н₂О. Стандартная теплота нейтрализации сильной кислоты сильным основанием равна при 298 К – 55, 9 кДж на один моль образующейся воды.

Энтропия системы рассматривается в термодинамике как мера неупорядоченности системы.

Данные опыта сведите в таблицу:

По полученным данным определите:

1.Разницу температур (Т₂ – Т₁);

2.Массу жидкости (m₂) в калориметрическом стакане (при расчете считать плотность жидкости равной единице);

3.Теплоемкость системы (при расчете считать удельную теплоемкость стекла с₁ = 0, 75´ 10³ Дж/(кг´ К), а удельную теплоемкость раствора с₂ = 4, 18´ 10³ Дж/(кг´ К);

4.Количество теплоты q, выделившейся при реакции;

5.Число молей нейтрализованной кислоты (щелочи) или число молей полученной воды (n ), учитывая заданную молярную концентрацию и объем раствора;

6.Теплоту нейтрализации DН (кДж/моль Н₂О);

7.Сравните полученную теплоту нейтрализации с теоретической и рассчитайте абсолютную и относительную ошибку опыта;

8.Запишите термохимическое уравнение проведенной реакции нейтрализации;

9.Объясните убыль энтальпии в процессе нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимость от различных факторов (природы реагирующих веществ, концентрации, температуры).

Скорость химической реакции называют изменения концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и др.).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции:

2NO + O₂ Þ 2NO₂

Закон действия масс может быть записан:

где: – скорость химической реакции; к – константа скорости; - концентрации реагирующих веществ.

Реакция в гетерогенной системе (например, ) осуществляется на поверхности раздела между фаз. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации реагирующих веществ, но и от площади поверхности раздела. Так, для реакции:

С_(к) + О_2(г) Þ СО_2(г)

закон действия масс имеет вид:

где: к – константа скорости; - концентрация кислорода; S – площадь поверхности раздела между фазами.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Ван-Гоффа:

где: - скорости реакции при Т₁ и Т₂;

j- температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10⁰ С.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расходующих в результате ее протекания.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. к уменьшению разности между средней энергией молекул (активного комплекса) и средней энергии молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается.

Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S

Признаком реакции является помутнение раствора вследствии выделения серы.

Налейте в три пробирки из бюретки по 5 мл серной кислоты. В следующие три пробирки налейте из бюреток раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃и воду следующим образом:

в пробирку № 1 – 5 мл раствора Na₂S₂O₃ + 10 мл воды;

в пробирку № 2 – 10 мл раствора Na₂S₂O₃+ 5 мл воды;

в пробирку № 3 – 15 мл раствора Na₂S₂O₃.

Заметив время, в пробирку № 1 прилейте 5 мл отмеренного раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время помутнения раствора. Проделайте то же самое с пробирками № 2 и № 3.

Результаты опыта внесите в таблицу:

№ п/п	Объем в мл	Общий объем в мл	Относительная концентрация	Температура опыта,	Время появления мути. с	Относительная скорость реакции

теоретическая	практическая


			-

Рассчитайте для второго и третьего случаев, учитывая, что скорость реакции и время протекания реакции до начала помутнения раствора обратно пропорциональны.

Следовательно, ,

где: - скорость реакции в первом случае ( ); - скорость реакции во втором, третьем случае; - время протекания реакции до начала помутнения раствора в первом случае, С; - время протекания реакции до начала помутнения раствора во втором (третьем) случае, С.

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости от концентрации Na₂S₂O₃ (в относительных единицах).

Масштаб: 2 см на единицу измерения концентрации и скорости.

На этом же графике отметьте точками значения, полученные при вычислениях.

Напишите уравнения реакции и сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации Na₂S₂O₃ при данных условиях.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S

По правилу Ван-Гоффа (при j = 1, 8)

Получаем, что при повышении температуры на 10⁰С выше реакции увеличивается в 1, 8 раза, на 20⁰С – в 3, 24 раза, на 30⁰С – в 5, 832 раза и т.д.

В две пробирки налейте из бюретки по 5 мл серной кислоты. В следующие две пробирки налейте по 5 мл раствора тиосульфата натрия + 10 мл воды.

По одной пробирке с серной кислотой и раствором тиосульфата Na₂S₂O₃ поместите в термостат с температурой на 10⁰С выше комнатной. Через 5-7 мин., когда растворы нагреются до нужной температуры, смешайте их и определите время помутнения раствора, как в опыте 1.

Другую пару пробирок поместите в термостат с температурой на 20 ⁰С выше комнатной. Через 5 – 7 минут смешайте растворы и определите время появления мути.

Результаты опыта занесите в таблицу (экспериментальные данные для комнатной температуры возьмите из опыта № 1 пробирка № 1).

№ п/п	Объем в мл	Общий объем в мл	Относительная концентрация	Температура опыта,	Время появления мути. с	Относительная скорость реакции

теоретическая	практическая

							1, 8
							01.03.24

Рассчитайте для второго и третьего случаев (методика расчета в опыте № 1).

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимость от температуры. На этом же графике отметьте заранее рассчитанные значения.

Рассчитайте значение температурного коэффициента, исходя из опытных данных.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы: изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.

Понятие химическое равновесие применимо только к обратимым реакциям. Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции . Равенство = является кинетическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы G_T Равенство DG_Т = 0 является термодинамическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия.

Для обратимой реакции: Н_2(г) + I_2(г) Û 2НI_(г)

константа равновесия имеет вид:

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе. Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции следующим соотношением: DG = - RTlnK_C,

где: R – универсальная газовая постоянная (8, 3 Дж/моль К); Т – абсолютная температура, К; К_с – константа равновесия.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока остаются постоянными параметры, при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в ту сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

⇐ Предыдущая 1 2 345 6 7 Следующая ⇒