§ Х-13 Термохімія, закон Гесса та калориметричне визначення ентальпії реакції ΔH (9–11 клас · Термохімія)
Вимірювання теплового ефекту екзо- та ендотермічних реакцій у калориметрі Q = (m·c + C_кал)ΔT = −ν·ΔH та діаграма закону Гесса. Тепловий ефект хімічної реакції при сталому тиску дорівнює зміні ентальпії ΔH і залежить лише від початкового та кінцевого станів системи (закон Гесса).
Теоретичний конспект і фізико-хімічний механізм
Термохімія вивчає теплові ефекти хімічних реакцій та фазових переходів. За постійного тиску тепловий ефект реакції дорівнює зміні ентальпії системи Δ H = H_прод - H_реаг. Якщо під час утворення нових хімічних зв’язків у продуктах виділяється більше енергії, ніж витрачається на розрив зв’язків у реагентах, реакція є екзотермічною (Δ H 0 передається розчину, наприклад нейтралізація HCl + NaOH → NaCl + H₂O, Δ H^° = -57.3 кДж/моль). Якщо енергія поглинається, реакція ендотермічна (Δ H > 0, наприклад розчинення NH₄NO₃ у воді, Δ H^° = +25.7 кДж/моль).
Експериментально ентальпію визначають у теплоізольованому приладі, калориметрі. Згідно з рівнянням теплового балансу, виділена або поглинута під час реакції теплота Q_реакц = -ν Δ H дорівнює: Q_кал = (m_р-ну c_пит + C_кал)(T_кін - T_поч), де c_пит ≈ 4.184 Дж/(г·К), питома теплоємність водного розчину, а C_кал, власна теплоємність склянки, термометра і мішалки.
Фундаментальний закон Гесса (1840) стверджує: оскільки ентальпія H є функцією стану, тепловий ефект хімічної реакції залежить лише від природи і стану вихідних речовин та кінцевих продуктів і не залежить від шляху перебігу реакції (кількості проміжних стадій): Δ H^°_реакц = ∑ νᵢ Δ H^°_f,прод - ∑ νⱼ Δ H^°_f,реаг.
Приклад із життя
Хімічна грілка для рук виділяє тепло у довкілля під час екзотермічної реакції (Δ H 0, тепло забирається з води)!
Контрольне запитання та розв’язання
Під час проведення хімічної реакції в теплоізольованому калориметрі температура водного розчину зросла на Δ T = +6.5 К. Який висновок про тепловий ефект Q та зміну ентальпії реакції Δ H є правильним?
- А: Реакція є екзотермічною: хімічна система виділяє теплоту в розчин (Q > 0), а її власна ентальпія зменшується (Δ H = -Q/ν < 0)
- Б: Реакція є ендотермічною (Δ H > 0), оскiльки розчин поглинає холод із навколишнього середовища
- В: Зміна ентальпії дорівнює нулю (Δ H = 0), бо калориметр є теплоізольованим
Підказка: Якщо температура розчину в калориметрі зростає (Δ T > 0), то реакція виділяє теплоту Q > 0 у розчин, тобто є екзотермічною, а власна ентальпія хімічної системи зменшується: Δ H = -Q/ν < 0.
Доведення: В адіабатному калориметрі теплота, виділена під час екзотермічної реакції (Δ H 0. Навпаки, під час ендотермічного розчинення NH₄NO₃ (Δ H > 0) енергія забирається у води і температура розчину падає (Δ T < 0).
Основні формули та параметри 3D-симуляції
Δ H = -(Q_кал)/(ν) = -((m_р-ну cₚ + C_кал) (T_кін - T_поч))/(ν)
- Реакція (1=HCl+NaOH екзо, 2=NH₄NO₃ ендо, 3=Mg+2HCl сильна екзо): 1 … 3 (стандарт: 1)
- Кількість речовини реагенту ν: 0.02 … 0.25 моль (стандарт: 0.1 моль)
- Маса водного розчину в калориметрі m: 100 … 400 г (стандарт: 200 г)
- Власна теплоємність калориметра C_кал: 10 … 120 Дж/К (стандарт: 45 Дж/К)