Определение энтальпии реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

Экспериментально энтальпии химических реакций определяют по изменению в ходе реакции температуры реакционной смеси при соблюдении определённых условий, ограничивающих энергетический обмен с окружающей средой. Обычно для этой цели используют специальные приборы – калориметры.

Вариант 1.

Калориметр представляет собой сосуд, снабженный теплоизолирующей оболочкой для уменьшения теплообмена с окружающей средой.

В экзотермической реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием энтальпия (выделившееся тепло) равна

ΔН = n∙ΔН⁰,кДж, (1)

где n – количество вещества (протонов), участвующих в реакции, кДж/моль

Это тепло расходуется на нагревание реакционной смеси и сосуда:

Q = К∙Dt. (2)

∆t = t_кон.– t_нач. – повышение температуры системы, ^оС.

Коэффициент пропорциональности Кв (2) равен суммарной теплоемкости сосуда и раствора и носит название тепловой постоянной калориметра. Ее можно определить, например, по химической реакции с известным значением DHили, измеряя повышение температуры раствора, вызванное пропусканием тока (J) в течение определенного времени Dt через нагреватель с известным сопротивлением R, который опущен в калориметр с раствором.

J²·R·Dt = K·Dt.

Объединив формулы (1) и (2) nDH⁰ = – K Dt, можно рассчитать стандартную энтальпию реакции DH⁰

Чтобы устранить искажение истинной величины Dtв результате частичных потерь тепла в окружающую среду, используют графический метод ее определения. С этой целью записывают изменение температуры в зависимости от времени до начала химического процесса (предварительный период), во время его течения (главный период) и после его окончания (заключительный период). Характерная кривая приведена на рис. 3.3.

Момент окончания химического процесса t_с определяют по установлению плавного монотонного хода кривой t(t). Находят середину главного периода t_Е, восстанавливают из точки t_Е перпендикуляр и экстраполируют кривые АВ и СD до пересечения с этим перпендикуляром в точках М и N. Истинное изменение температуры равно отрезку МN.

Рис. 3.3. Изменение температуры в зависимости от времени для экзотермического процесса.

Опыты следует проводить вдвоем: один ведет отсчет времени и запись температуры, второй следит за температурой и заливает кислоту.

а) Отмерьте в один цилиндр 110 мл 1н раствора КОН, во второй – 100 мл 1 н раствора сильной кислоты (НCl или Н₂SO₄).

Опустите в калориметр магнит, залейте в него 110 мл щелочи, закройте крышку и поставьте его на магнитную мешалку. Внимательно следите за процессом перемешивания!

Включив мешалку, (внимательно следите за процессом перемешивания!), в течение 2 – 3 мин. через каждые 10 секунд (время записывать не нужно) записывайте температуру раствора в предварительном периоде) с точностью 0,05^oC.

Через 2 – 3 мин. в момент очередного отсчета начните аккуратно и медленно по стеклянной палочке вливать в калориметр через воронку кислоту. С начала и до конца вливания (главный период), показания термометра записывайте уже через 5 сек. Для построения графика таких замеров д. б. ≈ 10.

В заключительном периоде продолжайте вести запись температурного хода через каждые 20 сек., в течение 3 – 5 мин.

б) На миллиметровой бумаге постройте график t (t ), определите Dtграфически и рассчитайте теплоту нейтрализа ции по формуле:

гдеC_H–нормальность кислоты, моль·л^–1 (определяется числом молей протонов Н⁺ в 1 л раствора);

V – ее объем в л;

K–постоянная калориметра.

Значение постоянной калориметра для объема раствора 210 мл приведено на нем.

в) По указанию преподавателя проведите опыт с другой кислотой – сильной или слабой. Перед проведением второго опыта промойте калориметр, залейте в него воду комнатной температуры и дайте постоять, включив мешалку не менее чем на 10 минут для уравнивания температуры калориметра и воды.

Убедитесь, что теплота нейтрализации разбавленных растворов сильной кислоты сильным основанием мало зависит от вида кислоты, так как при этом всегда осуществляется реакция:

Н⁺ + ОН^– = Н₂О, ΔΗ⁰ = – 55,9 кДж·моль^–1

тогда как тепловой эффект нейтрализации слабой кислоты сильным основанием будет меньше, поскольку часть выделившейся энергии образования воды из ионов тратится на диссоциацию кислоты:

СН₃СООН + ОН^– = СН₃СОО^– + Н₂О.

г) Рассчитайте ΔΗ⁰ и ΔG⁰ реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, пользуясь значениями термодинамических функций.

Н⁺_(р) + ОН^–_(р) = Н₂О _(ж)

S⁰, Дж·моль^–1·К^–1 0 –10,8 70

ΔΗ⁰, кДж·моль^–1 0 –230,2 –286,0

Значение ΔΗ⁰ сравните с экспериментальным.

д) Из уравнения ΔG⁰ = –RT ln K_P , принимая [Н₂О] = 1, рассчитайте [Н⁺]·[ОН^–] = К_в (ионное произведение воды).

Вариант 2.

Выделившееся в результате реакции тепло

ΔН = n ΔН⁰,кДж (1)

расходуется на нагревание реакционной смеси и сосуда и может быть вычислено по формуле:

Q = (c_{p(р-ра )}· m_р-ра + c_p(ст) m_ст..) ∆t, Дж, (2)

где n – количество вещества (протонов), участвующих в реакции нейтрализации, кДж/моль

c_p – удельные теплоёмкости раствора и сосуда, Дж/г·град.,

m –массы раствора и сосуда, г,

∆t = t_кон.– t_нач. – повышение температуры системы, ^оС

Объединив формулы (1) и (2), можно рассчитать стандартную энтальпию реакции:

ΔН⁰ = – , Дж/моль (3)

При определении стандартной энтальпии реакции нейтрализации в качестве калориметра используется полипропиленовый стакан с относительно малой массой.

Низкая теплопроводность материала стакана препятствует прогреванию всего стакана за весьма короткое время эксперимента, задерживая тепло во внутреннем очень тонком слое. Поэтому в формулах (1) и (2) слагаемым(c_p(ст.)∙m_cт.) можно пренебречь. Ошибка не превысит 1%.

ΔН⁰ = - , Дж/моль

Процессу нейтрализации в общем случае могут сопутствовать процессы диссоциации (эндотермический, слабые кислоты) и гидратации (экзотермический, сильные кислоты), искажающие результат эксперимента. Их необходимо учитывать, внося поправки в эксперимент.

Для получения удовлетворительных результатов большое значение имеет также достоверность вставляемой в формулу величины удельной теплоёмкости раствора. Она зависит от природы и концентрации веществ, составляющих раствор. Обычно рекомендуется принимать удельную теплоёмкость раствора приближенно равной теплоёмкости воды, т.е. 4.183 Дж/г·град.

Для серной кислоты и гидроксида калия, например, это допущение приводит к завышению результатов примерно на 15−20 %. В этом случае следует пользоваться табличными данными зависимости с_р(W), (табл.3.3 и 3.3) или определять удельную теплоёмкость раствора экспериментально.

Таблица 3.2

Теплоёмкость c_p, [Дж/г∙град.] водных растворов
NaCl и КCl при 20 ^оС

W р-ра, %	Ср	W р-ра, %	Ср
	4,18		3,90
	4,14		3,87
	4,10		3,84
	4,07		3,79
	4,03		3,75
	3,99		3,70
	3,96		3,52
	3,93

Таблица 3.3

Теплоёмкость с_p, [Дж/г∙град.] водных растворов
Na₂SO₄ и К₂SO₄ при 20 ^оС

W р-ра, %	Ср	W р-ра, %	Ср
	4,18		3,63
1,5	3,81	7,0	3,60
	3,71	7,5	3,58
3,5	3,69	8,0	3,56
4,0	3,67	8,5	3,55
4,5	3,66	9.0	3,54
5,0	3,65	10,0	3,52
5,5	3,64	10,5	3,50

Оборудование: штатив химический, мерный цилиндр на 100 мл, мерный полипропиленовый стакан на 100 мл, бюретка на 25 мл, магнитная мешалка, термометр (0 − 100 ^оС).

Реактивы:

Вода дистиллированная; 4 н кислота (серная или соляная)[3]; 1 н щёлочь (КОН, NaOH)

Ход работы

1. Бюретку заполните раствором 4 н сильной кислоты. Установите мениск на нулевом делении.

2. В мерный стакан опустите магнитик и налейте цилиндром 80 мл щёлочи.

3. Стакан поставьте на магнитную мешалку. Носик бюретки подведите к стакану.

4. Термометр опустите в стакан. Включите перемешивание. Запишите начальную температуру раствора.

5. Прилейте из бюретки 15 мл кислоты. После перемешивания запишите температуру раствора.

6. Определите повышение температуры раствора, ∆t.

7. Проведите холостой опыт. Для этого повторите эксперимент (пункты 1, 3−6), налив в мерный стакан 80 мл дистиллированной воды(вместо щёлочи, п. 2).

8. Определите повышение температуры раствора за счёт процесса гидратации при разбавлении кислоты, ∆t_гидр.

9. Определите повышение температуры раствора за счёт процесса нейтрализации, ∆t_нейтр. = ∆t - ∆t_гидр.

10. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции.

Исходные данные и формулы:

Объем КОН 80 мл

Объём кислоты, V_к-ты 15 мл

Концентрация кислоты, С_Н⁺ (точно) 4,…моль/л

Плотность исследуемого раствора, ρ 1,03 г/мл

Удельная теплоёмкость, с_р, Дж/г∙град

(находится по таблицам (2₎ и (3) в зависимости от природы и концентрации реагентов.[4])

ΔН⁰ = - ; ∆t_нейтр. = ∆t - ∆t_гидр; V_p-pa = 80 + V_к-ты; m_p-pa= ρ·V_p-pa; n_H⁺ = С_Н⁺∙V_к-ты

11. Сравните полученный экспериментальный результат стандартной энтальпии реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием с табличным

Контрольные вопросы

1. Почему в данной работе необходимо проведение холостого опыта?

2. Какую термодинамическую функцию можно рассчитать, исходя из ∆t_гидр.?

3. Чем обусловлены отклонения полученного значения энтальпии реакции нейтрализации от истинного?

4. Какие изменения нужно внести в методику проведения эксперимента, чтобы повысить точность полученных результатов?

5. Рассчитайте ΔΗ⁰ реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, пользуясь значениями термо-динамических функций.