Тепловые эффекты химических процессов

 

Практически все химические процессы протекают с изменением количества тепла в системе. Одним из экспериментальных методов изучения тепловых эффектов реакций является калориметрия.

Рассмотрим калориметрические измерения тепловых эффектов процесса растворения соли и реакции нейтрализации.

Растворение является сложным физико-химическим процессом. При растворении твердого вещества происходит разрушение его кристаллической решетки, для чего требуется подвод энергии, следовательно, происходит поглощение тепла, процесс эндотермический (Δ H º _r > 0). Молекулы соли распадаются на ионы, которые взаимодействуют с растворителем, происходит процесс сольватации, если растворителем является вода – гидратации. Сольватация и гидратация сопровождаются выделением тепла, т. е. являются экзотермическими процессами (Δ H º _r < 0). В связи с этим процесс растворения твердого вещества характеризуется тепловым эффектом, который рассчитывается как сумма:

Δ H_М = Δ H_реш + Δ H_гидр,

где Δ H_М – энтальпия растворения 1 моль вещества, Дж/моль;

Δ H_реш – энтальпия разрушения кристаллической решетки, Дж/моль;

Δ H_гидр – энтальпия гидратации, Дж/моль.

В зависимости от соотношения значений теплоты процесс растворения может быть экзотермическим (Δ H º < 0) или эндотермическим (Δ H º > 0). Для процесса растворения большое значение имеет количество взятого растворителя. Увеличение объема растворителя приводит к такому состоянию, когда дальнейшее прибавление не влияет на величину теплового эффекта, т. е. теплота растворения будет постоянной величиной.

Молярной энтальпией растворения твердого вещества называют тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения 1 моль вещества в таком количестве растворителя, дальнейшее добавление которого не влияет на величину теплового эффекта.

Нейтрализацией называют реакцию взаимодействия кислоты и основания. Реакция нейтрализации разбавленного водного раствора 1 моль любой сильной кислоты любым сильным основанием всегда сопровождается одинаковым экзотермическим эффектом:

Δ H º _r = –57, 3 кДж/моль.

Эта величина является тепловым эффектом реакции образования 1 моль Н₂О из ионов: Н⁺ + ОН^– = Н₂О.

Тепловой эффект реакции нейтрализации 1 моль разбавленного раствора слабой кислоты сильным основанием или слабого основания сильной кислотой не будет постоянной величиной, так как на его величину оказывает влияние процесс диссоциации слабой кислоты или слабого основания.

Калориметрические исследования связаны с определением теплоемкости калориметрической системы. Теплоемкость системы (символ С, единица измерения − Дж/град.) – количество теплоты, которое необходимо подвести к системе, чтобы повысить температуру на один градус. Теплоемкость тела рассчитывается по формуле С = Q/ Δ t. Удельная теплоемкость (символ с, единица измерения − Дж/кг·град.) рассчитывается по формуле с = С/m, где m – масса тела.

Все калориметрические измерения можно проводить в упрощенной калориметрической установке (рис.1).

Рис. 1. Установка для калориметрических исследований: 1 – термометр; 2 – калориметрический стакан; 3 – раствор соли; 4 – магнитная мешалка

 

Вопросы для самоконтроля

1. Дайте определения понятиям: термодинамическая система, среда, параметры состояния системы.

2. Классификация систем по характеру взаимодействия с окружающей средой.

3. Дайте определение изобарному, изохорному, изотермическому, изобарно-изотермическому процессам.

4. Назовите функции состояния системы.

5. Энтальпия системы и ее изменение.

6. Тепловой эффект реакции для изохорного и изобарного процессов.

7. Значения энтальпии для экзотермического и эндотермического процессов.

8. Термохимические уравнения.

9. Дайте определения понятиям: энтальпия образования, стандартная энтальпия образования.

10. При длительном хранении некоторых веществ в пылевидном состоянии происходит их самовозгорание. Каким является этот процесс: экзотермическим или эндотермическим?

11. Закон Гесса, расчет Δ H химической реакции.

12. Самопроизвольные процессы; условия протекания самопроизвольных процессов.

13. Энтропия химической реакции. Второй закон термодинамики для изолированных систем.

14. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся понижением энтальпии системы (экзотермические процессы).

15. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся переходом системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние.

16. Энтальпийный и энтропийный факторы изобарно-изотермических процессов. Энергия Гиббса.

17. Расчет энергии Гиббса химических реакций.

18. Различие между энергией Гиббса и стандартной энергией Гиббса.

19. Тепловые эффекты процессов образования, сгорания, растворения, нейтрализации, диссоциации.

20. Калориметрические измерения, их сущность.

21. Методика определения теплоты растворения соли.

22. Методика определения теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

 

Задачи

1. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если получено 336, 1 г железа.

2. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СO₂(г) + 13, 18 кДж;

СО(г) + 1/2О₂(г) = СО₂(г) + 283, 0 кДж;

Н₂(г) + СО₂(г) = Н₂О(г) + 241, 83 кДж.

3. При взаимодействии газообразных сероводорода и оксида углерода (IV) образуются пары воды и сероуглерода CS₂(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект в стандартных условиях.

4. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 4, 48 л этилена в стандартных условиях.

5. При сгорании 23 г этилового спирта выделилось 622, 6 кДж теплоты. Вычислите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН.

6. Тепловой эффект реакции 3N₂O(г) + 2NH₃(г) = 4N₂(г) + 3Н₂O(г) равен 878, 64 кДж. Вычислите Δ Hº _f(N₂O).

7. Определите количество теплоты, которое выделится при взаимодействии 1 моля калия с водой в стандартных условиях.

8. Определите стандартную энтальпию образования сероуглерода CS₂, если известно, что CS₂(ж) + 3О₂(г) = СО₂(г) + 2SO₂(г) – 1075 кДж.

9. Вычислите тепловые эффекты реакций сгорания 10 г следующих веществ: С (графит), Н₂(г), Р(к), Мg(к), Н₂S(г), С₂Н₅ОН(ж), С₆Н₁₂О₆(к).

10. При растворении 16 г СаС₂ в воде выделяется 31, 5 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования Са(ОН)₂.

11. Определите стандартную энтальпию образования Fe₂O₃, если в реакции 2Fe + Аl₂O₃ = Fe₂O₃ + 2Al на каждые 86 г Fe₂O₃ поглощается 426, 5 кДж теплоты.

12. Тепловой эффект реакции SО₂(г) + 2Н₂S(г) = 2S(к) + 2Н₂О(ж) равен 234, 5 кДж. Определите стандартную энтальпию образования Н₂S.

13. Вычислите стандартную энтальпию образования сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁, если тепловой эффект реакции

С₁₂Н₂₂О₁₁ + 12О₂(г) = 12 СО₂(г) + 11Н₂О(ж)

равен –5694 кДж.

14. Рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сгорании: а) 1 л метана; б) 1 л пропана.

15. Определите количество теплоты, которое выделится при образовании 112 л НСl (г) из простых веществ.

16. На разложение 1 моль МnО₂ по реакции 3МnО₂(к) = Мn₃О₄(к) + О₂ требуется 67 кДж теплоты. Вычислите Δ H º _f (Мn₃О₄).

17. Окисление аммиака протекает по уравнению

4NН₃(г) + 3О₂(г) = 2N₂(г) + 6Н₂О(ж) – 1528 кДж.

Определите энтальпию образования NН₃(г) и NН₄ОН, если теплота растворения NН₃(г) в воде равна –34, 66 кДж.

18. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен –3135 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования бензола Δ H º _f.

19. При взаимодействии 3 моль оксида азота (I) N₂O с аммиаком образуются азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен –877, 76 кДж. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования N₂O(г).

20. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота (II) NO(г). Вычислите тепловой эффект реакции в расчете на 1 моль NН₃(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

21. Определите, сколько тепла выделится при получении 269 г хрома алюмотермией: Сr₂O₃(к) + 2Al(к) = Al₂O₃(к) + 2Сr(к).

22. Вычислите тепловой эффект реакции СаО(к) + 3С(к) = СаС₂(к) + СО(г), если образовалось 0, 5 кг карбида кальция.

23. Вычислите энтальпию образования жидкого бензола, если тепловой эффект реакции С₆Н₆(ж) + 7, 5О₂(г) = 6СО₂(г) + 3Н₂О(г) равен –3136, 3 кДж.

24. Напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этилового спирта, в результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV). Вычислите теплоту образования С₂Н₅ОН(ж), если известно, что при сгорании 11, 5 г его выделилось 308, 71 кДж теплоты.

25. Реакция разложения МnО₂ выражается уравнением:

3МnО₂(к) = Мn₃О₄(к) + О₂

Рассчитайте тепловой эффект реакции, зная, что энтальпия образования МnО₂ равна –403, 42 кДж/моль.

26. Напишите термохимическое уравнение реакции взаимодействия между СО(г) и Н₂О(г). Рассчитайте, сколько теплоты выделится при протекании этой реакции, если получено 67, 2 л метана.

27. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л ацетилена (С₂Н₂), если продуктами сгорания являются оксид углерода (IV) и пары воды.

28. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С₂Н₆(г), в результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV). Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана.

29. При взаимодействии 6, 3 г железа с серой выделилось 11, 31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа (FeS).

30. При получении 1 моль Са(ОН)₂ из СаО(к) и Н₂О(ж) выделилось 32, 53 кДж тепла. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования СаО (Δ H º _f).

31. Вычислите Δ Gº для следующих реакций:

а) 2NaF(к) + Cl₂(г) = 2NaCl(к) + F₂(г);

б) PbO₂(к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnО(к).

32. Рассчитайте изменение энтропии при плавлении 3 моль уксусной кислоты СН₃СООН, если температура ее плавления 16, 6°С, а теплота плавления 194 Дж/г.

33. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению Fe₃O₄(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂(г).

Вычислите Δ Gº и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции в стандартных условиях.

34. Сделайте вывод о возможности восстановления PbO₂(к) цинком по реакции PbO₂(к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnО(к) в стандартных условиях.

35. Подтвердите расчетом, что реакция горения ацетилена идет по уравнению С₂Н₂(г) + 5/2О₂(г)= Н₂О(ж) + СО₂(г) в стандартных условиях.

36. Рассчитайте, при какой температуре наступит равновесие в системе 4НСl(г) + О₂(г) = 2Н₂О(г) + 2Сl₂(г),
Δ H º _r = –114, 2 кДж.

37. Сделайте вывод о возможности использования нижеприведённой реакции для получения аммиака в стандартных условиях:

NН₄Сl(к) + NаОН(к) = NaCl(к) + Н₂О(г) + NН₃(г)

38. Укажите, какие из приведенных реакций протекают самопроизвольно и являются экзотермическими в стандартных условиях:

а) 2Н₂О₂(ж) = 2Н₂О(ж) + О₂(г);

б) 3Н₂(г) + N₂(г) = 2NН₃(г);

в) N₂О₄(г) = 2NО₂(г).

39. Рассчитайте Δ Gº реакции 2Нg₂Сl₂ = 2НgСl₂ + 2Нg и сделайте вывод о возможности самопроизвольного процесса.

40. Исходя из величин Δ G_f º соединений, участвующих в реакции, определите возможность самопроизвольного протекания реакции:

Al₂O₃(к) + 3SO₃(г) = Al₂(SO₄)₃(к).

41. Зная тепловой эффект реакции и стандартные энтропии образования веществ, определите Δ Gº реакции Н₂(г) + СО₂(г) = СО(г) + Н₂О(ж), Δ Hº _r = –2, 85 кДж. Сделайте вывод о возможности самопроизвольного процесса.

42. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции NН₃(г) + НСl(г) = NН₄Сl(г) при 30°С.

43. Вычислите изменение энтропии при испарении
250 г воды при 25°С, если молярная теплота испарения воды при этой температуре равна 44, 08 кДж/моль.

44. Изменение энтропии при плавлении 100 г меди равно 1, 28 кДж/К. Рассчитайте удельную теплоту плавления меди, если температура ее плавления 1083°С.

45. Рассчитайте, при какой температуре, 1000 К или 3000 К, возможна реакция ТiO₂(к) + 2С(к) = Тi(к) + 2СО(г).

46. Определите возможность получения метана по реакции:

СО(г) + 3Н₂(г) = СН₄(г) + Н₂О(г) в стандартных условиях.

47. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₃O₄: Fe₃O₄(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂(г); Δ H º _r = 34, 55 кДж.

48. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по реакции: РСl₅(г) = РСl₃(г) + Сl₂(г); Δ H º _r = 92, 59 кДж.

49. Вычислите изменение энтропии для реакций, которые могут быть описаны уравнениями:

2СН₄(г) = С₂Н₂(г) + 3Н₂(г);

С(графит) + О₂(г) = СО₂(г);

N₂(г) + 3Н₂(г) = 2NН₃(г).

Объясните величину и знак Δ S º.

50. Рассчитайте, при какой температуре наступит равновесие системы: СО(г) + 2Н₂(г) = СН₃ОН(ж); Δ H º _r = − 128, 05 кДж.

51. Эндотермическая реакция протекает по уравнению:

СН₄(г) + СО₂(г) = 2СО(г) + 2Н₂(г); Δ H º _r = 247, 37 кДж.

Рассчитайте, при какой температуре начнется эта реакция.

52. Определите Δ G º реакции, протекающей по уравнению:

4NН₃(г) + 5О₂(г) = 4NО(г) + 6Н₂О(г).

Сделайте вывод о возможности протекания ее в стандартных условиях.

53. Сделайте вывод о возможности протекания реакции в стандартных условиях: СН₄(г) + СО₂(г) = 2СО(г) + 2Н₂(г).

54. Определите, при какой температуре наступит равновесие в системе: Н₂(г) + СО₂(г) = СО(г) + Н₂О(пар);
Δ H º _r = -2, 85 кДж.

55. Определите, при какой температуре, 500 К или 2000 К, будет самопроизвольно протекать реакция:

Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О(г).

56. Определите, какой из карбонатов, СаСО₃ или
ВаСО₃, можно получить по реакции взаимодействия соответствующего оксида с углекислым газом в стандартных условиях.

57. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₂O₃ оксидом углерода:

Fe₂O₃(к) + СО(г) = 2FeO(к) + СО₂(г); Δ Hº _r = 64, 75 кДж.

58. Определите возможность получения метана по реакции СО(г) + 3Н₂(г) = СН₄(г) + Н₂О(г) при 40°С.

59. Укажите, какая из двух реакций:

а) 2Fe(к) + Аl₂O₃(к) = Fe₂O₃(к) + 2Al(к);

б) Fe₃O₄(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂(г)

будет протекать самопроизвольно в стандартных условиях.

60. Вычислите Δ Sº и Δ Gº следующих реакций и определите возможность их осуществления в стандартных условиях:

а) 2КСlО₃(к) = 2КСlО(к) + 2О₂(г);

б) Са(ОН)₂(к) + СО₂(г) = СаСО₃(к) + Н₂О(ж).