Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
АЛИЗАЦИИ
Первичным источником энергии на Земле является Солнце. В процессе фотосинтеза в зеленых растениях энергия Солнца превращается в энергию химических связей органических веществ. Часть поглощенной солнечной энергии растения могут терять в виде тепла.
Процессы жизнедеятельности на Земле обусловлены в значительной мере накоплением солнечной энергии в биогенных веществах – белках, жирах, углеводах и последующими превращениями этих веществ в живых организмах с выделением энергии. Химические превращения и энергетические процессы в организме взаимосвязаны. Энергия, выделяемая в процессе жизнедеятельности, определяется окислением продуктов питания кислородом воздуха, вдыхаемым человеком.
Взаимопревращения теплоты и энергии изучает наука термодинамика. Открытые системы, к которым относится и живая клетка, обмениваются с окружающей средой как веществом, так и энергией. Закрытые системы не обмениваются со средой веществом, но могут обмениваться энергией. Примером закрытых систем могут служить закрытые стеклянные сосуды, наполненные газом. Через стенки сосуда осуществляется переход энергии. Изолированная система не обменивается со средой ни веществом, ни энергией. Приближением к изолированной системе является сосуд Дьюара, используемый в термосе и в данной лабораторной работе.
Раздел термодинамики, изучающий превращения энергии при химических реакциях, называется химической термодинамикой. Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (Н<0) и во внешнюю среду выделяется теплота Q, называются экзотермическими. Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (Н>0) и система поглощает теплоту Q, называются эндотермическими. Энтальпия – это функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе:
H = Qp
Уравнения реакции, в которых указана энтальпия или теплота процесса, называются термохимическими. В таких уравнениях возрастание энтальпии и поглощаемая теплота обозначаются со знаком «+»; а уменьшение энтальпии и, собственно, выделяемая теплота обозначаются со знаком «–». Например, окисление глюкозы кислородом в организме человека происходит с выделением большого количества теплоты (H = –2800 кДж/моль), т.е. является экзотермическим процессом. Соответствующее термохимическое уравнение запишется в виде:
С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О + 2800 кДж или
С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О, Н = -2800 кДж/моль.
Реакция образования лейцинглицина (ЛейГли) из аминокислот лейцина (Лей) и глицина (Гли) сопровождается поглощением теплоты (Н=+25 кДж/моль), т.е. этот процесс является эндотермическим. Его термохимическое уравнение имеет вид:
Лей + Гли = ЛейГли + Н2О – 25 кДж или
Лей + Гли = ЛейГли + Н2О, Н = +25 кДж/моль.
Следует отметить, что последняя реакция является одним из этапов синтеза белка в организме.
Русским ученым-химиком Германом Ивановичем Гессом на основании экспериментальных данных был сформулирован фундаментальный закон, носящий его имя. Г.И. Гесс проводил измерение теплот различных химических реакций в приборах – калориметрах, схема одного из них приведена ниже, при описании лабораторной работы. В настоящее время закон Гесса формулируется так:
Приращение энтальпии при образовании продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты, а зависит только от состояния конечных и исходных веществ.
Примером, поясняющим закон Гесса, может служить горение углерода, которое можно осуществить разными путями:
1 путь – в одну стадию: С + О2 СО2, Н1
2 путь – в две стадии: а) С + 1/2О2 СО, Н2
б) СО + 1/2О2 СО2, Н3
Согласно закону Гесса: Н1 = Н2 + Н3.
Реакции нейтрализации, как и большинство реакций горения и окисления, сопровождается выделением теплоты. Теплотой нейтрализации называют количество теплоты, выделяющееся при взаимодействии моль-эквивалента кислоты с моль-эквивалентом основания.
Известен закон постоянства теплот нейтрализации, который следует из закона Гесса. При нейтрализации водных растворов сильных кислот сильными основаниями при температуре, близкой к 20 ˚С, всегда выделяется одинаковое количество теплоты, равное 57,3 кДж на 1 моль-эквивалент кислоты или основания.
Постоянство теплоты (энтальпии) нейтрализации объясняется тем, что реакция нейтрализации сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами с образованием молекул воды. Так, реакция нейтрализации гидроксида натрия соляной кислотой описывается уравнениями:
NaOH + HCl = NaCl + H2O + 57,3 кДж
Na+ + OH– + H+ + Cl– = Na+ + Cl– + H2O + 57,3 кДж
H+ + OH– = H2O + 57,3 кДж
(ΔН = – 57,3 кДж/моль)
Сильные кислоты и основания диссоциируют практически нацело. Независимо от того, какие именно сильные кислоты и основания взяты, нейтрализация всегда сводится к образованию воды из ионов Н+ и ОН-. Экспериментально установлено, что реакция образования 1 моль воды из ионов при комнатной температуре сопровождается выделением 57,3 кДж.
При нейтрализации слабой кислоты сильным основанием или, наоборот, сильной кислоты слабым основанием тепловой эффект отличается от 57,3 кДж/моль в ту или иную сторону. Так например, тепловой эффект нейтрализации фтороводородной кислоты гидроксидом калия равен –66,9 кДж/моль, а цианистоводородистой кислоты (HCN) гидроксидом натрия равен –53,9 кДж/моль. Отклонение от величины 57,3 кДж/моль зависит от величины и знака теплового эффекта диссоциации слабого электролита, принимающего участие в реакции нейтрализации.
Теплотой электролитической диссоциации называется количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при диссоциации 1 моль электролита на ионы.
Нейтрализация, например, слабой кислоты НА гидроксидом натрия
HА + NaOH = NaA + H2O (ΔН нейтрализации)
может быть записана в виде двух стадий следующим образом:
HA = A– + H+ (ΔН диссоциации)
H+ + OH– = H2O (ΔН = – 57,3 кДж/моль)
В соответствии с законом Гесса
ΔН нейтрализации = ΔН диссоциации + ΔН,
или
ΔНнейтрализации = ΔН диссоциации – 57,3 кДж/моль.
Таким образом, определив опытным путем тепловой эффект реакции нейтрализации слабой кислоты сильным основанием, можно рассчитать теплоту (энтальпию) диссоциации слабой кислоты. Аналогично можно установить теплоту (энтальпию) диссоциации слабого основания.
Реакция нейтрализации имеет место, например, в организме человека, когда при повышенной кислотности желудочного сока принимают лекарства, имеющие щелочную реакцию среды (например, разбавленный раствор NaHCO3). При гидролизе водного раствора гидрокарбоната натрия создается щелочная реакция:
NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH
Na+ + HCO3– + HOH Na+ + OH– +Н2CO3
HCO3 –+ HOH OH– + CO2 + H2O.
Образующиеся гидроксид-ионы нейтрализуют ионы водорода желудочного сока: ОН– + Н+ Н2О.
Проведение калориметрических измерений
Экспериментальное определение теплового эффекта проводится в специальном приборе – калориметре, который представляет собой сосуд Дьюара с укрепленным в нем термометром Бекмана (см. инструкцию по работе с термометром Бекмана).
Для проведения реакции нейтрализации используют растворы кислоты и основания, концентрации которых отличаются в пять раз, при одинаковой температуре (комнатной). Объемы взятых для реакции растворов должны соответствовать закону эквивалентов. Объем сосуда Дьюара на 500 мл позволяет взять для опыта 250 мл менее концентрированного раствора электролита и 50 мл более концентрированного. В этом случае вещества взяты в эквивалентных количествах. Количество каждого электролита в растворе вычисляется по формуле:
,
где Сн – концентрация, моль-экв/л, V – объем раствора, л.
Реакция нейтрализации, проводимая в сосуде Дьюара, сопровождается выделением теплоты, что приводит к нагреванию или охлаждению всей системы. Изменение температуры Δt в результате химической реакции фиксируется с помощью разностного термометра Бекмана.
При калориметрических измерениях для учета теплообмена калориметра с окружающей средой и определения истинного изменения температуры во время опыта весь калориметрический процесс делится на три периода:
Настроенный на необходимую температуру термометр Бекмана помещают в калориметр, через равные промежутки времени (обычно 30 сек.) фиксируют значения температуры, которая изменяется вследствие теплообмена с окружающей средой. Когда ее ход станет равномерным, ее отсчет проводят еще в течение 2-5 минут. Это предварительный период. Затем, не прекращая наблюдения за температурой, осуществляют изучаемый процесс в калориметре. При этом с течением времени температура достаточно резко изменяется. Это главный период. Концом главного и началом заключительного периода принято считать установление вновь равномерного хода изменения температуры. В заключительном периоде температура отмечается так же, как и в предварительном, 2-5 минут. Для расчета точного изменения температуры при изучаемом процессе на миллиметровой бумаге чертят график, где на оси абцисс откладывают время, а по оси ординат – соответствующие значения температуры. Пропуски фиксировавшихся моментов времени и соответствующих значений температуры не допускаются
Рис. 2.1 Схема калориметра
1– сосуд Дьюара
2 – штатив
3 – пробка с отверстиями
4 – термометр Бекмана или термометр ртутный с ценой деления 0,1С
5 – стеклянная трубка, закрытая пробкой
6 – стеклянная палочка
Рис. 2.2. Ход температуры при калориметрических измерениях.
Примерный график хода температуры изображен на рис. 2.2. Предварительный и заключительный периоды на графике представляются двумя прямыми, наклон которых зависит то разности температур калориметра и окружающей среды. На рис.2.2 АВ – предварительный период, ВД – главный и ДЕ – заключительный. Для учета теплообмена с окружающей средой и нахождения истинного значения изменения температуры продолжают прямую линию, соответствующую предварительному периоду (ab), вправо, а прямую заключительного периода (de) – влево (см. рис. 2.2). На середине главного периода (в точке С на графике) проводят прямую параллельно оси ординат до пересечения с пунктирными линиями. Расстояние между точками пересечения равно исправленному значению изменения температуры, сопровождающего процесс в калориметре. По найденному значению t вычисляют тепловой эффект по уравнению:
(2.1)
где К – постоянная калориметра (теплоемкость калориметра), т.е. количество теплоты в Дж (кДж), которое требуется для нагревания всей системы на 1 градус; n – количество кислоты или щелочи (моль), взятое для опыта. Значение К обычно находят предварительно по известной теплоте растворения какой-либо соли. В данной работе ее указывает преподаватель.
Цель работы.
Реактивы.
Концентрации растворов кислоты и щелочи должны различаться в пять раз.
Оборудование и посуда.
Изменение температуры во время опыта
|
Время, мин |
Значения температуры |
||
|
предварительный период |
главный период |
заключительный период |
|
Таблица 2
Результаты работы
|
№ п/п |
Электролит |
К |
t (из графика) |
Qнейт. на 1 моль |
Qдисс. слабого электролита |
Контрольные вопросы и задачи.