Определение энтальпии реакции нейтрализации

Реакцией нейтрализации называют взаимодействие кислоты и основания с образованием соли и воды.

Запишите молекулярные уравнения реакций:

а) соляной кислоты с гидроксидом натрия; б) соляной кислоты с гидроксидом алюминия; в) азотной кислоты с гидроксидом калия; г) уксусной кислоты с гидроксидом натрия.

Те же уравнения представьте в ионном виде. Слабые электролиты (уксусная кислота, гидроксид алюминия) разлагать на ионы не нужно.

Реакция нейтрализации идёт с выделением тепла (экзотермический процесс).

Как связаны изменения энтальпии, внутренней энергии и тепловой эффект реакции?

Что называют стандартной энтальпией образования вещества? Сформулируйте закон Гесса и следствия из него.

Стандартное значение энтальпии нейтрализации можно рассчитать из стандартных энтальпий образования, пользуясь следствием из закона Гесса.

Пользуясь энтальпиями образования ионов в водных растворах (при концентрации 1 моль/л), а также твёрдого гидроксида алюминия (эти данные – в Приложении А), определите стандартную энтальпию нейтрализации (на 1 моль получающейся воды) для процессов а) – в), объясните различие.

Для работы потребуются: калориметр; стеклянный стакан ёмкостью 100 мл, раствор кислоты (рекомендуется: соляной, азотной, уксусной – 1 моль/л, серной – 0,5 моль/л, так как она диссоциирует с выделением двух ионов H⁺); раствор щёлочи (рекомендуются гидроксиды натрия или калия: 1 моль/л); термометр на интервал 20–30 °C с точностью до 0,1 °C; мерные цилиндры на 20–30 мл с делением 1 мл.

Измерение теплового эффекта проводят в калориметрах (латинское слово calor – тепло). Простейший калориметр состоит из двух алюминиевых стаканов, разделённых пластиковым теплоизолятором. Его назначение – снижать рассеивание тепла.

Отмерьте заданное количество кислоты (например, 25 мл), вылейте в стеклянный стакан, измерьте её температуру t_{кислоты}. Установите стеклянный стакан внутрь калориметра. Отмерьте также заданное количество щёлочи (например, 20 мл). Вымыв термометр после кислоты, измерьте температуру щёлочи t_щёлочи (прямо в мерном цилиндре). Средняя начальная температура растворов:

Быстро вылейте щёлочь в кислоту. Помешивая раствор термометром, следите за температурой. Отметьте её наибольшее значение t_макс. Все замеры температуры делайте с точностью не менее 0,1 °C. Пытайтесь оценить и сотые доли градуса.

Изменение температуры в процессе: Dt₁= t_макс – t_нач.

Повторите эксперимент, найдите Dt₂ и среднее изменение температуры:

Dt_{среднее}=(Dt₁ + Dt₂)/2.

ПРИМЕР. Начальные температуры кислоты и щёлочи были равны 20,2 °C (совпадали). После сливания растворов достигнута максимальная температура 25,7 °C в первом опыте и 25,9 °C во втором опыте. Тогда:

Dt₁= 25,7 °C–20,2 °C = 5,5 °C, Dt₂= 25,9 °C–20,2 °C = 5,7 °C,

Dt_{среднее}= (5,5 °C+5,7 °C)/2 = 5,6 °C =5,6 K (изменение температуры в Кельвинах и градусах Цельсия одинаково).

Выделившееся в результате реакции тепло (Q_{реакции}) идёт на нагревание раствора (Q_{раствора}), стакана (Q_{стакана}) и термометра (Q_{термометра}).

Количество тепла находят по изменению температуры:

Q = m·C·Dt_{среднее};

где m – масса вещества (стекла или раствора) в граммах, C – удельная теплоёмкость (количество теплоты, необходимое для нагревания 1 грамма вещества на 1 градус).

1. Расчёт Q_{раствора}. С_{раствора} » С_H2O = 4,18 Дж/(г·К), r_{раствора} » 1г/мл (как у воды, так как растворы разбавленные), m_{раствора} = r_{раствора}·(V_{кислоты}+V_щёлочи).

ПРИМЕР. Q_{раствора}= (1 г/мл·45 мл)·4,18 Дж/(г·К)·5,6 К» 1053 Дж.

2. Расчёт Q_{стакана}. С_стекла = 0,59 Дж/(г·К). Необходимо взвесить стакан (m_{стакана}). Однако из-за низкой теплопроводности нагревается не весь стакан, а только та его часть, которая находится в контакте с раствором. Q_{стакана} невелика в сравнении с Q_{раствора}. Для простоты можно считать, что нагревается половина массы стакана.

Для более точного расчета понадобятся диаметр стакана D, высота стакана H и высота столба жидкости h. На развертке стакана (смотрите рисунок) нагреваемая площадь (S_{контакта}) заштрихована. Нагреваемая масса стакана:

m_нагр = S_{контакта}/S_общая·m_{стакана},

S_{контакта}= p·D²/4 + p·D·h, S_общая= p·D²/4 + p·D·H.

ПРИМЕР. Стакан весит 50 г, имеет диаметр 4,5 см, высоту 9,2 см и столб жидкости 5,0 см.

S_{контакта}= 3,14·(4,5 см) ²/4 + 3,14·4,5 см·5,0 см = 86,5 см²,

S_общая= 3,14·4,5²/4 + 3,14·4,5·9,0 = 143,1 см²,

m_нагр= 86,5 см² / 143,1 см²·50 г = 30,2 г.

Q_{стакана}= 30,2 г·0,59 Дж/(г·К)·5,6 К» 100 Дж.

3. Расчёт Q_{термометра}. Это малая величина. Положим C_{термометра} = C_стекла; поскольку нагревается только часть термометра, условно будем считать: m_{термометра} = 5 г.

ПРИМЕР. Q_{стакана} = 5 г·0,59 Дж/(г·К)·5,6 К» 17 Дж.

4. Расчет общей выделившейся теплоты:

Q_{реакции} = Q_{раствора} + Q_{стакана} + Q_{термометра}.

ПРИМЕР. Q_{реакции} = 1053 Дж + 100 Дж + 17,5 Дж = 1170 Дж.

5. Расчёт молярной энтальпии нейтрализации:

По объему кислоты и щёлочи V и молярной концентрации ионов H⁺ или OH^– (нормальности С_N) рассчитывают отдельно количество ионов H⁺ и OH^–:

n =С_N · V.

Кислота или щёлочь могут быть в избытке. Расчёт ведётся по тому виду ионов, который в недостатке (наименьшее n).

Экспериментальная энтальпия нейтрализации в расчете на 1 моль:

DH°_эксп = – Q_{реакции} / n.

ПРИМЕР. n( H⁺ ) = 1 моль/л·0,025 л = 0,025 моль, n( OH^– ) = 1 моль/л·0,020 л = 0,020 моль. В недостатке щелочь, расчет ведем по количеству ионов OH^–. Q_{реакции} = 1170 Дж. Поэтому DH°_эксп= –1170 Дж/0,020 моль» –58500 Дж/моль = –58,5 кДж/моль.

Сравните DH°_эксп и DH°_табл. Посчитайте абсолютную и относительную ошибку опыта.

Абсолютная ошибка: DH°_эксп – DH°_табл.

Относительная ошибка: (DH°_эксп – DH°_табл) / DH°_табл ·100%.