Тема 9. Термодинамика протекания химических реакций

В ходе реакции: А₂ + В₂ = 2АВ разрываются химические связи в молекулах А₂ и В₂ и обра­зуются новые связи в молекулах АВ: (А - А) + (В - В) = 2(А - В), где

Е_А Ев 2Е_АВ

Е_А — энергия, которая поглощается при разрыве связи в молекуле А₂;

Ев — энергия, которая поглощается при разрыве связи в молекуле В₂;

ЕАВ — энергия, которая выделяется при образовании связи в молекуле АВ.

Если 2 ∙ Е_АВ > (Е_А + Ев), то в результате реакции энергия выделяется (рис. а).

Если 2 • Е_АВ < (Е_А + Ев), то в результате реакции энергия поглощается (рис. б).

Основные термодинамические характеристики

∆ Н^0, кДж/моль Стандартное изменение энтальпии или тепловой эффект (для экзотермической реакции: теплота выделяется Q>0, запас внутренней энергии уменьшается ΔΗ <0; для эндотермической реакции: теплота поглощается Q<0, запас внутренней энергии увеличивается Η>0)	S^0, Дж/(моль∙К) Стандартная энтропия (степень упорядочен-ности материи)	∆G^0, кДж/моль Стандартное изменение свободной энергии, или изобарно- изотермического потенциал
При образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ в стандартных условиях (с.у.): Р=101,325 кПа; То = 25^0С = 298 К

Закон Гесса: изменение энтальпии зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути перехода.

Следствие из закона Гесса: ∆H реакции равно сумме ∆H продуктов реакции за вычетом суммы ∆H исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов).

∆H реак = ∑∆Hпродуктов -∑∆Hисходных веществ

∆S реак = ∑∆Sпродуктов -∑∆Sисходных веществ

∆G реак = ∑∆Gпродуктов -∑∆Gисходных веществ

Изменение энергии Гиббса одновременно учитывает изменение энергетического запаса системы и степени ее беспорядка: ∆G =∆H - T∆S.

Знак энергии Гиббса определяет принципиальную возможность протекания химической реакции: ∆G<0 реакция принципиально возможна;

∆G>0 реакция принципиально невозможна;

∆G=0 в системе наступило химическое равновесие.

В табл. показана возможность (или невозмож­ность) самопроизвольного протекания реакции при разных сочетаниях знаков ∆Н и ∆S. Таблица

Направленность протекания реакций при разных знаках ∆Н и ∆S

Знак изменения Функции			Возможность (невоз­можность) самопроиз­вольного протекания реакции	Пример реакции
∆Н	∆S	∆ G
- + - +	+ - - +	- + ± ±	Возможно при любых температурах Невозможно при лю­бых температурах Возможно при доста­точно низких тем­пературах Возможно при доста­точно высоких тем­пературах	С6Н6(ж)+7,5О2(г.)=CO2(г.)+3H2O(г.) N2(г.) + 2O2(г.) = 2NO2 (г.) 3H2(г.) + N2(г.)= 2NH3 (г.) N2O4 (г.) = 2NO2 (г.)

Лабораторная работа №8

ИЗМЕРЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Опыт Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

Для измерения тепловых эффектов реакций используют калориметры или калориметрические установки (рис. 18). В наружный сосуд (стакан на 0,8 л) вставляется в калориметрический стакан меньшей вместимости (0,5 л). Во избежание потерь теплоты через стенки калориметрического стакана между сосудами помещают 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 = Σс(Т₂-Т₁),

где Т₂ и T₁ — конечная и начальная температуры жидкости в калориметрическом стакане; Σс — теплоемкость системы, равная с₁m₁ + c₂m₂ (m₁ и m₂ — массы калориметрического стакана и жидкости в стакане; с₁ и с₂ — удельные теплоемкости стекла и жидкости).

Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализация сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает уравнению Н⁺ + ОН^- = Н₂0. Стандартная теплота нейтрализации сильной кислоты сильным основанием равна при 298 К —55,9 кДж на один моль образующейся воды. Термохимическое уравнение реакции нейтрализации имеет вид: Н⁺(ж) + ОН^-(ж)=Н₂О(ж),

Н= - 55,9 кДж/моль

В опыте используют 1 М растворы КОН, NaOH, HC1 и HN0₃. Для нейтрализации берут равные объемы (120—180 мл) растворов кислоты и щелочи.

Получите у преподавателя задание и запишите его в лабораторный журнал. Взвесьте сухой калориметрический стакан (с точностью до 0,1 г) или узнайте его массу у лаборанта. Соберите калориметрическую установку (рис.18 ) и через воронку 2 налейте в сосуд заданный объем 1 М раствора щелочи; запишите температуру раствора щелочи Т_щ с точностью до 0,1 К.

Рис. 18. Калориметрическая установка:

1- мешалка; 2- воронка, 3- калориметрический стакан;

4- наружный сосуд; 5- крышка; 6- термометр

Налейте в мерный цилиндр такой же объем 1 М раствора кислоты и измерьте температуру раствора Т_к с той же точностью. Начальная температура смеси кислоты и щелочи T₁ — среднее арифметическое от T_щ и Т_к.

При работающей мешалке 1 через воронку 2 быстро влейте кислоту в калориметрический стакан и отметьте самую высокую температуру Т₂, которую покажет термометр 6 после сливания растворов.

Данные опыта сведите в таблицу:

Масса калориметрического стакана m1, кг	Суммарный объем, жидкости в стакане V, мл	Температура, К
		Tщ	Тк	T1	Т2

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 — 0,75·10³Дж/(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 (υ_НО), учитывая заданную молярную концентрацию и объем раствора.

концентрацию и объем раствора.

6. Теплоту нейтрализации ΔН⁰_Т (кДж/моль Н₂О).

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

Запишите термохимическое уравнение проведенной реакции нейтрализации.

Объясните убыль энтальпии в процессе нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.