Задачи с решением на энтальпию: Примеры решения задач

Примеры решения задач

Пример 1.

Энтальпия реакции разложения молекулы хлористого водорода НCl на атомы составляет +92,3 кДж/моль. Чему равны энтальпия образования молекулы HCl и энергия связи в ней (кДж/моль)?

Решение:

Реакция разложения данного соединения на атомы записывается таким образом: HCl → Н˙ + Cl˙. Положительный знак энтальпии этой реакции свидетельствует о том, что данный процесс требует затраты энергии. Согласно первому закону термохимии, тепловой эффект реакции образования сложного вещества из простых равен по абсолютному значению, но противоположен по знаку тепловому эффекту реакции разложения данного соединения на простые вещества: ΔНº_обр = –ΔНº_разл . Таким образом, энтальпия образования молекулы HCl ΔНº_обр = –92,3 кДж/моль.

Энергия связи, по определению, есть та минимальная энергия, которую необходимо затратить для разрушения связи и удаления атомов на бесконечное расстояние друг от друга.

Следовательно, энтальпия реакции разложения молекулы хлористого водорода НCl на атомы и есть энергия связи в этой молекуле Е_св = ΔН_разл = + 92,3 кДж/моль.

Пример 2.

Стандартные энтальпии образования оксидов азота равны: +90,4 кДж/моль (для NО) и +33,9 кДж/моль (для NО₂). Чему равен тепловой эффект реакции окисления NО до NО₂?

Решение:

Реакция окисления моноксида азота NО до диоксида NО₂ записывается таким образом: NО + (1/2)О₂ → NО₂. Согласно первому следствию из второго закона термохимии, тепловой эффект, или энтальпия, химической реакции, приведенная к стандартным условиям, может быть найдена по энтальпиям образования продуктов и реагентов с использованием следующей формулы:

ΔН_х.р = ΣΔН_обр.^прод –ΣΔН_обр^реаг.

В нашем случае продуктом реакции является диоксид азота NО₂, а реагентами – моноксид азота NО и кислород О₂. По определению, энтальпии образования простых веществ, к которым здесь относится кислород, равны нулю и при термохимических расчетах не учитываются.

Таким образом, энтальпия данной реакции будет равна:

ΔНº_х.р. = ΔН_обр(NO₂) –[ΔН_обр(NO) + ΔН_обр(O₂)] = +33,9 – (+90,4 + 0) =

– 56,5 кДж/моль.

Отрицательное значение энтальпии свидетельствует о том, что данная реакция окисления является экзотермической.

Пример 3.

Найти тепловой эффект (кДж/моль) реакции С₂Н₂ + Н₂ → С₂Н₄ , имея в виду, что стандартная энтальпия сгорания этилена (С

2Н₄) составляет –1408 кДж/моль, ацетилена (С₂Н₂) –1301 кДж/моль, а водорода (Н₂) –242 кДж/моль, соответственно.

Решение:

Согласно второму следствию из второго закона термохимии, тепловой эффект, или энтальпия, химической реакции, приведенная к стандартным условиям, может быть найдена по энтальпиям сгорания продуктов и реагентов с использованием следующей формулы:

ΔН_х.р = ΣΔН_сгор.

^реаг –ΣΔН_сгор^прод.

В нашем случае продуктом реакции является этилена (С₂Н₄), а реагентами – ацетилен (С₂Н₂) и водород (Н₂).

Таким образом, энтальпия данной реакции будет равна:

ΔН_х.р = [ΔН_сгор(С₂Н₂) + ΔН_сгор(Н₂)] –ΔН_сгор(С₂Н₄) =

= (–1301 – 242) – (–1408) = –135 кДж/моль.

Отрицательное значение энтальпии свидетельствует о том, что данная реакция является экзотермической.

Если среди участников реакции имеются негорючие вещества, например, вода, то энтальпия их сгорания принимается равной нулю.

Пример 4.

Энтальпия растворения медного купороса CuSO₄·5Н₂О равна –77,8 кДж/моль, а энтальпия реакции гидратации сульфата меди CuSO₄ (энтальпия перехода CuSO₄ в CuSO₄·5Н₂О) составляет +11,7 кДж/моль. Вычислите энтальпию (кДж/моль) растворения CuSO₄.

Решение:

Для решения здесь следует непосредственно применить второй закон термохимии: Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или при постоян­ном объеме, не зависит от числа, последовательности и характера ее промежуточных стадий, но определяется только начальным и конечным состоянием системы. В данном случае начальное состояние системы включает в себя безводный сульфат меди CuSO

4 и воду. Конечное состояние – это раствор, содержащий ионы, распределенные в преобладающем количестве растворителя:

[CuSO₄ + nН₂О] → [Cu²⁺ + SO₄^2– + Н⁺ + ОН¯]_раст

Начальное → Конечное состояние

Медный купорос CuSO

4·5Н₂О представляет собой кристаллогидрат, включающий в себя всего лишь пять молекул воды. Образование этого соединения можно рассматривать как промежуточную стадию на пути к конечному состоянию – к раствору:

[CuSO₄+5Н₂О]→[CuSO₄·5Н₂О+nН₂О]→[Cu²⁺+SO₄^2– + Н⁺ + ОН¯]_раств.

Начальное → Промежуточная стадия → Конечное состояние

Следуя второму закону термохимии, для данного случая можно утверждать, что энтальпия процесса растворения безводного кристаллогидрата CuSO

4 (переход изначального в конечное состояние) будет представлять собой сумму энтальпий двух названных промежуточных стадий (реакции гидратации сульфата меди CuSO₄ и процесса растворения полученного кристаллогидрата CuSO₄·5Н₂О):

ΔН = ΔН₁ + ΔН₂ = –77,8 + (+11,7) = – 66,1 кДж/моль.

Отрицательное значение энтальпии свидетельствует о том, что растворение безводного кристаллогидрата CuSO₄ является экзотермическим процессом, то есть оно сопровождается выделением теплоты, что и наблюдается на опыте.

Пример 5.

При взаимодействии 1 моля газообразного водорода (Н₂) и 1 моля газообразного брома (Br₂) выделилось 72,6 кДж теплоты. Вычислите стандартную энтальпию образования (кДж/моль) газообразного бромида водорода (HBr).

Решение:

При решении данной задачи следует исходить из самого понятия энтальпии образования ΔНº_обр.298 – это есть тепловой эффект реакции образования сложного вещества из простых, при этом энтальпия образования простых веществ считается равными нулю. Запишем уравнение данной реакции: Н

2 + Br₂ → 2НBr.

Как следует из этой записи, один моль водорода и один моль брома дают в результате реакции два моля бромистого водорода. В то же самое время стандартная энтальпия образования есть величина, приведенная к стандартным условиям, которые предполагают отнесение характеристик процесса именно к одному молю вещества. Поэтому в данном случае приведенное в условии значение теплоты процесса нужно поделить на два. В условии задачи указано также, что теплота в данной реакции выделяется, то есть она является экзотермическим процессом, для таких реакций тепловой эффект имеет отрицательное значение.

Итак, стандартная энтальпия образования газообразного бромида водорода HBr равняется:

ΔНº_обр.298 = –72,6 / 2 = –36,8 кДж/моль.

Пример 6.

Равновесие какой из нижеприведенных газовых реакций смещается в сторону реагентов при повышении давления?

1) С₂Н₄ + Н₂  С₂Н₆

2) N₂Н₄ + O₂  N₂ + 2Н₂O

3) N

2 + 3Н₂  2NН₃

4) Н₂ + Br₂  2HBr

5) 2NO₂  N₂O_4.

Решение:

При решении задач такого типа следует руководствоваться принципом Ле-Шателье: Если на термодинамическую систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то система перестраивается таким образом, чтобы эффект внешнего воздействия был уменьшен. Внешним воздействием в данном случае является повышение давления в системе, и система согласно принципу Ле-Шателье сместит свое равновесие в сторону процесса, приводящего к понижению давления.

Понижение давления может быть обеспечено уменьшением объема продуктов и реагентов. По условию задачи, равновесие должно быть смещено в сторону реагентов, то есть объем реагентов в реакции должен быть меньше объема продуктов. Предполагая, что мы имеем дело с идеальными газами, один моль которых занимает один и тот же объем, проанализируем приведенные реакции.

В реакции 1) один моль этилена реагирует с одним молем водорода и дает один моль этана, то есть объем продукта меньше, чем объем реагентов, и реакция при повышении давления ускорится в сторону образования продуктов, а не реагентов. То же можно сказать и про реакции 3) и 5).

В реакции 4) число молей и, следовательно, объемы продуктов и реагентов одинаковы, так что давление не будет сказываться на равновесии системы.

А вот в случае 2) взаимодействие одного моля гидразина и одного моля кислорода приводит к образованию моля азота и двух молей воды, то есть объем продуктов выше, чем объем реагентов, и повышение давления приведет к смещению равновесия в сторону реагентов.

Пример 7.

Ниже приведены термохимические характеристики некоторых реакций. Укажите, какая из них соответствует смещению равновесия реакции в сторону продуктов при повышении температуры: 1) ΔHº < 0 ; 2) ΔGº > 0; 3) ΔUº > 0; 4) ΔP < 0; 5) ΔGº < 0; 6) ΔSº > 0; 7) ΔHº > 0.

Решение:

При решении задач такого типа следует руководствоваться принципом Ле-Шателье: Если на термодинамическую систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то система перестраивается таким образом, чтобы эффект внешнего воздействия был уменьшен.

Внешним воздействием в данном случае является повышение температуры системы, и система согласно принципу Ле-Шателье сместит свое равновесие в сторону процесса, приводящего к снижению температуры.

Понижение температуры системы обеспечивается протеканием реакции с поглощением теплоты, то есть эндотермических.

Эндотермические реакции характеризуются положительными значениями теплового эффекта, следовательно, верным является ответ 7) ΔHº > 0.

Разумеется, энтальпия входит и в выражение для свободной энергии Гиббса:

ΔGº = ΔНº – ТΔSº,

однако в него же входит и температура со знаком минус, поэтому влияние температуры на значение ΔGº неоднозначно. Все же прочие функции и параметры из приведенных в условии непосредственно с равновесием системы при изменениях температуры не связаны.

Пример 8.

В стандартных условиях некоторая реакция характеризуется энтальпией ΔHº = +596 кДж/моль и энтропией ΔSº = 1 кДж/моль·K. Чему равно ΔGº для этой реакции?

Решение:

По определению, свободная энергия Гиббса равна ΔGº = ΔНº – ТΔSº. Стандартное значение свободной энергии Гиббса предполагает приведение этой величины к стандартным условиям, то есть среди прочего – к температуре 298 К.

Подставим приведенные в условии значения термодинамических функций в формулу:

ΔGº = +596 – 298 · 1 = +298 кДж/моль.

Положительный знак свободной энергии Гиббса свидетельствует о невозможности самопроизвольного протекания данной реакции.

Пример 9.

Вычислить стандартную энтальпию перехода воды (кДж/моль) из парообразного состояния в жидкое (конденсация), имея в виду, что испарение (сублимация) твердой воды (льда) сопровождается поглощением теплоты 50 кДж/моль, а плавление льда, соответственно, 6 кДж/моль.

Решение:

Процесс перехода записывается таким образом Для решения задачи следует непосредственно применить второй закон термохимии:

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или при постоян­ном объеме, не зависит от числа, последовательности и характера ее промежуточных стадий, но определяется только начальным и конечным состоянием системы.

В процессе сублимации твердой воды начальным состоянием системы является твердая вода.

Конечное состояние – это водяной пар:

Н₂О_тв → Н₂О_пар.

Начальное → Конечное состояние

Образование жидкой воды изо льда можно рассматривать как промежуточную стадию на пути от твердой воды к пару:

Н₂О_тв → Н₂О_жидк → Н₂О_пар.

Начальное → Промежуточная стадия → Конечное состояние

Следуя второму закону термохимии, для данного случая можно утверждать, что энтальпия процесса сублимации твердой воды будет равна сумме энтальпий плавления льда и испарения жидкой воды:

ΔН_субл = ΔН_пл + ΔН_исп .

Отсюда энтальпия испарения жидкой воды равна:

ΔН_исп = ΔН_субл – ΔН_пл = 50 – 6 = +44 кДж/моль.

Конденсация воды из пара в жидкость есть процесс, противоположный испарению, поэтому согласно первому закону термохимии:

ΔН_конд = –ΔН_исп = –44 кДж/моль.

Отрицательное значение энтальпии свидетельствует о том, что конденсация воды является экзотермическим процессом.

Стандартная энтальпия образования вещества. Задачи 2

 

 

Задача 2.
Пользуясь термохимическим уравнением 2NH₃ + H₂O + SO₃ = (NH₄)₂SO₄; ΔH =-406,28 кДж, рассчитайте стандартную энтальпию образования сульфата аммония.
Решение:
ΔН^о₂₉₈(NH₃) = -46,2 кДж/моль;

ΔН^о₂₉₈(SO₃) = -395,8 кДж/моль;

ΔН^о₂₉₈(Н₂О) = -285,83 кДж/моль.

Для решения задачи используем первое следствие из закона Гесса, что энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов:

ΔH = ∑ΔH(обр.конечн.) – ∑ΔH(обр.нач.)

Тогда

ΔН^о_х.р. = ΔН^о₂₉₈[(NH₄)₂SO₄] – [2ΔН^о₂₉₈(NH₃) + ΔН^о₂₉₈(H₂O) + ΔН^о298(SO₃]

ΔН^о₂₉₈[(NH₄)₂SO_4] = ΔН^ох. р. – [2ΔН^о₂₉₈(NH₃) + ΔН^о₂₉₈(H₂O) + ΔН^о298(SO₃] =

= -451 – [2 ^. (-46,2) + (-285,83) + (-395,8)] = -1180,31 кДж/моль.

Ответ: ΔН^о₂₉₈[(NH₄)₂SO₄] = -1180,31 кДж/моль. 
 

---

Изменение энтальпии при стандартных условиях для химической реакции разложения гидроксида кальция

Задача 3.
Расcчитайте изменения энтальпии при стандартных условиях для реакции Ca(OH)₂ = CaO+ H₂O. Укажите экзо- или эндотермической является эта реакция.
Решение:
ΔН^о₂₉₈(H₂O) = -286,0 кДж/моль;

ΔН^о₂₉₈(СаО) =  -635,1 кДж/моль;

ΔН^о₂₉₈[(Са(ОН₂)] =  -985,1 кДж/моль.

Находим тепловой эффект химической реакции, используя следствие из закона Гесса, которое гласит, что энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов: 
ΔH = ∑ΔH(обр. конечн.) – ∑ΔH(обр.нач.).

Отсюда

ΔН^о_х.р. =  [ΔН^о₂₉₈(CaO) +  ΔН^о₂₉₈(H₂O)] –  ΔН^о₂₉₈[(Са(ОН₂)] =

= [(-635,1) + (-286,0)] – (-985,1) = 64 кДж/моль.

Так как ΔН^о_х.р. > 0 то данная реакция сопровождается поглощением теплоты из окружающей среды, значит данная реакция эндотермическая. Эндотермические реакции – это химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты из окружающей среды.

---

 

Энтальпия растворения и гидратации

Поваренная соль. Попробуйте растопить ложку, подав тепло. Он будет плавиться целую вечность, потому что температура плавления NaCl достигает 800 °C.

Это непобедимое вещество NaCl уязвимо для воды и всегда проявляет себя наилучшим образом. Когда мы добавляем поваренную соль в воду, она просто исчезает в мгновение ока, просто при хорошем перемешивании. Пуф!

Итак, почему это происходит? Как вода может разорвать эти не так-то-легко-разрывные связи?

Термодинамика дает логический ответ на эти вопросы. Давайте рассмотрим концепции энтальпии растворения и гидратации, чтобы понять логику такого интересного поведения солей.

.

• Определение энтальпии растворения и энтальпии гидратации
• Уравнение для каждой энтальпии
• Объяснение различий этих двух энтальпий
• Подробные примеры и расчеты каждого
• Как энтальпия решетки может связать эти два понятия
• Как можно создавать энергетические циклы для расчета неизвестных.

Энтальпия растворения и гидратации Объяснение

Здесь мы пройдемся по каждому из терминов энтальпии растворения и энтальпии гидратации по отдельности. Мы также упомянем в этом контексте, что такое l аттическая энтальпия .

Но, прежде всего, краткий обзор того, чем на самом деле является энтальпия :

Многие из нас думают, что энтальпия — это просто «энергия», но мы должны думать об энергии в термодинамические контексты .

Энтальпия – это общее теплосодержание (энергия) системы, рассчитанное как сумма внутренней энергии и произведение давления и объема этой системы

Выражается как H = U + pV

где H = энтальпия

U = внутренняя энергия

p = давление

V= Объем

Итак, если энтальпию можно соотнести с общей энергией системы, то почему для сходных реакций существуют разные энтальпии? Что ж, все реакции и процессы, которые мы будем рассматривать, на самом деле сильно отличаются от термодинамической точки зрения, которую мы изучим и посмотрим, как все они соотносятся друг с другом.

Энтальпия раствора

Итак, что такое энтальпия раствора ?

Стандартное изменение энтальпии раствора – это изменение энтальпии при растворении одного моля ионогенного вещества в большом количестве растворителя с получением раствора с бесконечным разбавлением.

Бесконечно разбавленный раствор

Бесконечно разбавленный раствор — это раствор, который содержит чрезмерно большое количество растворителя, так что добавление большего количества растворенного вещества не вызовет поглощения или выделения тепла. Кроме того, концентрация раствора не изменится, несмотря на добавление большего количества растворенного вещества.

Примечание. В следующей части этой статьи «вода» рассматривается как «растворитель» для удобства.

Что происходит, когда вы добавляете моль поваренной соли в большое количество воды? Если вода чистая и в ней нет других составляющих, то можно четко установить взаимодействие между добавленным растворенным веществом и молекулами воды. Изменение энтальпии будет незначительным в очень разбавленном растворе (избыток растворителя).

О каком типе взаимодействия идет речь?

Ионно-дипольные взаимодействия между растворенным веществом (например, XY) и растворителем. Вода — полярный растворитель, то есть у нее есть дипольный момент — частичный отрицательный заряд на кислороде и частичный положительный заряд на водороде. Это разделение зарядов (частично положительное и отрицательное) придает ему сверхспособность притягивать ионы растворенного вещества.

Частично отрицательный кислород притягивает положительный ион растворенного вещества (X ⁺ ), в то время как анион растворенного вещества (Y ^– ) любит находиться рядом с частично положительными атомами водорода. Эти взаимодействия между ионами растворенного вещества и молекулами растворителя называются ионно-дипольными взаимодействиями , которые ответственны за растворение растворенного вещества. Это все в названии. Ион относится к ионам растворенного вещества , а диполь относится к диполярной молекуле воды (имеющей две полярные головки — кислород и водород).

9-_{(aq)} \]

Давайте визуализируем ион-дипольные взаимодействия ниже:

Энтальпии растворения могут быть либо эндотермическими , что означает, что они поглощают энергию, либо экзотермическими , что означает, что они выделяют энергию. Все это зависит от растворенного вещества и его химической природы, а это означает, что ключевым фактором здесь является тип растворяемого ионного соединения. Вы видите, почему?

Энтальпия гидратации

В этом разделе мы рассмотрим, что такое энтальпия гидратации равна , и вы сможете наглядно увидеть, чем она отличается от энтальпии растворения .

Мы определили, что такое энтальпия раствора и как она связана с энтальпией решетки , но что происходит с ионами по отдельности? Другими словами, то, что происходит на ионном уровне, до сих пор мы наблюдали за растворением соединений на молекулярном уровне.

Так что же такое энтальпия гидратации 9-(aq)\)

Стандартное изменение энтальпии является мерой энергии, выделяемой молекулами воды и ионами, которые притягиваются и связываются друг с другом.

Если энтальпия решетки описывает энергию, необходимую для разрыва ионной связи, а энтальпия раствора определяет изменение энтальпии растворения ионного соединения, то энтальпия гидратации может объяснить разрыв между два значения.

Энтальпия гидратации высвобождает энергию, поскольку на его долю приходится образование ион-дипольных взаимодействий. Это взаимодействия между рассматриваемым ионом и диполями, присутствующими на молекулах воды, с частично положительной силой на водороде и частично отрицательной силой на кислороде. Следовательно, энтальпий гидратации являются экзотермическими

Энтальпия раствора и уравнение гидратации

В этом разделе вы увидите, как мы можем описать концепций энтальпии 9\circ_{hyd} \]

Что пытается передать уравнение?

Устанавливает связь между энтальпией решетки (в данном случае диссоциации), энтальпией растворения и гидратации.

Для ясности скажем так. Вы берете соль, которая находится в твердом состоянии (очевидно), и разбиваете ее на отдельные ионы в газообразном состоянии. Ионы находятся далеко друг от друга, и в газообразном состоянии между ними не осталось сил притяжения. \circ_{lat}\) 9\circ_{sol}\). Это прямой путь получения ионов в водном состоянии.

Что вы заметили? Как связаны эти 3 процесса?

Энтальпия растворения является прямым путем диссоциации ионов и их гидратации. Он объединяет процесс диссоциации соли на ионы (решеточная энтальпия диссоциации) с последующим растворением их в растворителе (энтальпия гидратации).

Следовательно, сумма энтальпии гидратации и энтальпии кристаллической решетки диссоциации дает нам энтальпию раствора. 9\circ_{hyd}\) Относится к ионным соединениям в целом (например, NaCl) Относится к газообразным ионам [Na ⁺ _(g) ] Процессы диссоциации на ионы (разрушение решетки), образование ион-дипольных взаимодействий происходит махом одновременно. Первый шаг — распад решетки на газообразные ионы. Теперь газообразные ионы растворяются в воде с образованием водных ионов. Может быть экзотермическим или эндотермическим Экзотермический Прямой путь/путь растворения Косвенный путь растворения Сумма энтальпии кристаллической решетки и энтальпии гидратации представляет собой разность энтальпии раствора 9024 а энтальпия решетки — это энтальпия гидратации

Энтальпия растворения и гидратации Пример

Здесь мы рассмотрим некоторые реальные примеры энтальпий растворения и гидратации, и мы верим, что вы сможете чтобы установить отношения между ними, оценивая тонкие различия. 9{-1} \]

Видите, чем так отличаются значения энтальпий растворения и гидратации ионов?

Это потому, что каждый из них участвует в разных процессах и показывает значения энергии для совершенно разных явлений. Как видите, энтальпии гидратации являются экзотермическими, что означает, что они выделяют много энергии, в то время как энтальпия раствора очень низкая. Когда вы смешиваете столовую ложку соли с водой, вы получаете бурную реакцию? Обычно нет, и это подтверждается низким значением энтальпии растворения. На самом деле, если энтальпия растворения чуть больше положительной, соединение не растворится. Это объясняет, почему одни соли растворимы, а другие нет. 9{-1} \)

Вы можете рассчитать любую из трех констант энтальпии, если знаете две другие! В следующем разделе мы рассмотрим, как это отношение можно представить схематически.

Энтальпия раствора и соотношение гидратации

В этом разделе мы рассмотрим взаимосвязь между этими двумя тесно связанными термодинамическими понятиями. Знаете ли вы, что из этих двух концепций можно создать энергетические циклы и связать их через энтальпию решетки? Взгляните на рисунок ниже, который объясняет, как вы можете соединить эти два понятия вместе, и, что более важно, как вы можете вычислить любое из этих значений, если вы знаете два из них.

Энергетическая диаграмма, энтальпия растворения и гидратации

В этой статье вы должны были получить четкое представление об энтальпии растворения и энтальпии гидратации и, что более важно, об их различиях! Знание этих термодинамических концепций также поможет вам во всех типах различных химических тем и концепций.

Энтальпия растворения и гидратации – основные выводы

• Энтальпия растворения – это энтальпия, связанная с энергией, выделяемой при растворении одного моля ионного раствора в воде. 9\circ_{hyd} \)

Учебник по химии теплоты раствора

Учебник по химии теплоты раствора

Ключевые понятия

⚛ Растворенное вещество растворяется в избытке растворителя с образованием раствора:

раствор + растворитель → раствор

⚛ Теплота раствора или энтальпия раствора — это энергия, выделяемая или поглощаемая при растворении растворенного вещества в растворителе.

⚛ Молярная теплота раствора или молярная энтальпия раствора – это энергия, выделяемая или поглощаемая на моль растворенного вещества, растворенного в растворителе.

⚛ Теплота раствора (энтальпия растворения) имеет символ ⁽¹⁾ ΔH _soln

⚛ Молярная теплота раствора (молярная энтальпия раствора) имеет единицы ⁽²⁾ Дж моль ^-1 или кДж моль ^-1

⚛ Если при растворении растворенного вещества выделяется тепло, температура раствора повышается, реакция экзотермическая, а ΔH отрицательна (ΔH < 0).

раствор + растворитель → раствор     ΔH _{раствор} = –

раствор + растворитель → раствор     ΔH _{раствор} < 0

⚛ Если при растворении растворенного вещества поглощается тепло, температура раствора снижается, реакция эндотермическая, а ΔH положителен (ΔH > 0).

раствор + растворитель → раствор     ΔH _{раствор} = +

раствор + растворитель → раствор     ΔH _{раствор} > 0

⚛ Энтальпию (тепло) раствора можно определить в лаборатории путем измерения изменения температуры растворителя при добавлении растворенного вещества.

⚛ Для расчета молярной энтальпии раствора (молярной теплоты раствора) по экспериментальным данным:

Шаг 1: Рассчитайте количество выделившейся или поглощенной энергии (q)

q = m × C _г × ΔT

q = количество выделяемой или поглощаемой энергии
м = масса
C _г = удельная теплоемкость
ΔT = изменение температуры

Этап 2: Расчет молей растворенного вещества (n)

н = м ÷ М

n = моли растворенного вещества
м = масса растворенного вещества
M = молярная масса растворенного вещества

Этап 3: Рассчитайте количество энергии (тепла), выделяемой или поглощаемой на моль растворенного вещества (ΔH _soln )

ΔH _{раствор} = q ÷ n

ΔH _soln = молярная энтальпия (тепло) раствора
q = количество энергии (тепла), выделяемой или поглощаемой
n = моли растворенного вещества

Примечание. Необходимо включить знак ΔH _soln (либо +, либо −)

(i) ΔH имеет отрицательное значение, если выделяется энергия (тепло) (экзотермический процесс).

(ii) ΔH положителен, если энергия (тепло) поглощается (эндотермически).

Пожалуйста, не блокируйте рекламу на этом сайте.
Нет рекламы = нет денег для нас = нет бесплатных вещей для вас!

Теория определения молярной энтальпии раствора

Молекулы или ионы, составляющие твердое растворенное вещество, существуют в высокоупорядоченном состоянии, которое называется решеткой.
Вы, вероятно, уже знакомы с представлениями об ионных соединениях, в которых положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы) расположены в решетке, удерживаемой вместе электростатическими силами притяжения, известными как ионные связи.
Степень беспорядка или случайности в системе известна как ее энтропия. Решетка сильно упорядочена, то есть частицы, составляющие решетку, находятся в состоянии слабого беспорядка. Это называется состоянием с низкой энтропией ⁽³⁾ .

Когда это растворенное вещество растворяется в растворителе, частицы, такие как ионы, должны быть удалены из решетки, и каждая частица растворенного вещества должна быть полностью окружена молекулами растворителя.
Частицы растворенного вещества в растворе находятся в постоянном движении и более или менее случайным образом распределены по всему раствору, так что количество беспорядка увеличилось по сравнению с тем, когда они были частью решетки. Говорят, что частицы растворенного вещества в растворе находятся в более высоком энтропийном состоянии, чем частицы растворенного вещества, составляющие решетку.

Таким образом, процесс растворения твердого вещества в жидком растворителе можно рассматривать как протекающий в два этапа:

Этап 1: Частица растворенного вещества, такая как ион или молекула, отрывается от решетки.		Этап 2: Частица растворенного вещества окружена молекулами растворителя.
Энергия решетки, ΔH lat — это энергия, необходимая для разрушения кристаллической решетки. Разрушение решетки — эндотермический процесс.		Энергия сольватации, ΔH solv – это энергия, выделяемая или поглощаемая, когда частицы растворенного вещества полностью окружены молекулами растворителя. Когда в качестве растворителя используется вода, мы используем термин энергия гидратации, ΔH hyd , а не более общий термин энергия сольватации. Гидратация обычно экзотермическая, поэтому тепло выделяется, когда молекулы воды полностью окружают частицы растворенного вещества.
ΔH широта > 0		ΔH гидр < 0

Если энтальпия раствора (теплота раствора) эндотермическая:

Величина энергии, поглощаемой для разрушения решетки, ΔH _lat , больше величины энергии, выделяемой при окружении частиц растворенного вещества молекулами водного растворителя, ΔH _hyd , поэтому энтальпия растворения, ΔH _soln , положительна, то есть процесс эндотермический.

если |ΔH _лат | > |ΔH _гидр | затем ΔH _{раствор} положительный

растворенное вещество (с) + вода (л) → раствор (водн.)     ΔH раствор = + раствор (т) + вода (л) + ΔH раствор → раствор(водный) Энергия поглощается, то есть энергия является реагентом. При добавлении растворенного вещества в воду температура воды снижается.

ионы   ΔH широта ↑       |   | | ΔH гидравлический | | | | | ↓ | раствор     | ↑ ΔH раствор | |   соль

Если энтальпия раствора (теплота раствора) экзотермическая:

Величина энергии, поглощаемой для разрушения решетки, меньше величины энергии, выделяемой, когда частицы растворенного вещества окружены молекулами водного растворителя, поэтому энтальпия раствора отрицательна, то есть процесс является экзотермическим.

если |ΔH _лат | < |ΔH _гидр. | затем ΔH _soln отрицательный

раствор (с) + вода (л) → раствор (водный)     ΔH раствор = – раствор (т) + вода (л) → раствор (водный) + ΔH раствор Энергия высвобождается, то есть энергия является продуктом. При добавлении растворенного вещества в воду температура воды повышается.

ионов   ΔH широта ↑     | ΔH гидравлический | | | | | | соль     | ΔH раствор | | ↓     ↓   решение

В таблице ниже приведены значения молярной энтальпии растворения (молярная теплота растворения) некоторых поваренных солей в воде при 25°C. ⁽⁴⁾

Молярная энтальпия растворения некоторых солей при 25°C
	Эндотермические примеры			Экзотермические примеры
Анион	растворенное вещество	ΔH o раствор (кДж моль -1 )		раствор	ΔH o раствор (кДж моль -1 )
хлорид	NH 4 Cl (с)	+14,78		LiCl (с)	-37.03
	NaCl (с)	+3,88
	KCl (с)	+17.22
бромид	НХ 4 Бр (с)	+16,78		LiBr (с)	-23,26
	КБр (с)	+19,87		NaBr (с)	-0,60
нитрат	NH 4 НЕТ 3 (s)	+25,69		LiNO 3 (с)	-2,51
	AgNO 3 (с)	+22,59
	NaNO 3 (с)	+20. 50
	КНО 3 (с)	+34,89
гидроксид				LiOH (с)	-23,56
				NaOH (т)	-44,51
				КОН (с)	-57,61
ацетат				NH 4 C 2 H 3 O 2 (s)	-2,38
				NaC 2 H 3 O 2 (с)	-17,32
				КС 2 Н 3 О 2 (с)	-15,33

↪ Наверх

Эксперимент по определению молярной теплоты растворения (молярной энтальпии растворения) растворенного вещества

Ниже описано использование чашки из пенополистирола (styrofoam™) в качестве калориметра для определения теплоты раствора соли (твердого растворенного вещества) в воде (растворителе). ⁽⁵⁾

Пенополистирол (styrofoam™) является хорошим изолятором, то есть это материал, плохо проводящий тепло.

В этом эксперименте чашка из пенополистирола (styrofoam™) используется в качестве изолированного сосуда, в котором проводится эксперимент, чтобы:

(i) вся энергия, выделяемая реакцией, используется для повышения температуры воды в чашке и не теряется на нагрев окружающей среды в случае экзотермической реакции

(ii) единственная энергия, поглощаемая реакцией, – это энергия воды в чашке, а не из окружающей среды в случае эндотермической реакции.

Процедура:

1. Этап 1: Точно известное количество воды (растворителя) помещают в хорошо изолированный сосуд (например, в чашку из пенополистирола или пенополистирола™)
2. Этап 2: Записывается начальная температура этого растворителя, Т _и .
3. Этап 3: Добавляется точно известное количество твердого вещества, сосуд закрывается крышкой и раствор перемешивается с помощью термометра.
4. Этап 4: Регистрируется конечная температура раствора, T _f .

Обратите внимание, что конечной температурой будет максимальная температура, достигнутая для экзотермической реакции, или минимальная температура, достигнутая для эндотермической реакции.

↪ Наверх

Расчет молярной энтальпии раствора (молярная теплота раствора)

⁽⁶⁾

Этап 1: Рассчитайте теплоту, выделяемую или поглощаемую в джоулях при растворении растворенного вещества в растворителе:

выделяемая или поглощаемая теплота = масса × удельная теплоемкость × изменение температуры

q = м × c _г × ( T _{окончательный} – T _{начальный} )

q = м × c _г × ΔT

Чему равна масса , м ? На это можно посмотреть двумя способами:
1. Метод, обычно используемый на курсах средней школы. Предположим, что все растворенное вещество одновременно растворяется в растворителе, так что все тепло одновременно поглощается или отдается чистому растворителю. m = масса растворителя в граммах Иногда указывается объем растворителя, а не масса. Преобразовать объем в массу, используя плотность жидкости: плотность = масса ÷ объем Итак, масса (г) = плотность (г мл -1 ) × объем (мл) плотность воды при 25°C и 101,3 кПа обычно дается как 1 г/мл -1 Так, с г = удельная теплоемкость растворителя в Дж°C -1 г -1 Для воды c г = 4,18 Дж°C -1 г -1 6 6 ΔT = T окончательный – T начальный в °C (7) При расчете q выражается в джоулях (Дж) Вы можете преобразовать энергию в джоулях (Дж) в килоджоули (кДж), разделив количество джоулей на 1000.	ИЛИ	2. Метод, обычно используемый на вводных курсах университета. Предположим, что первая молекула или ион растворенного вещества растворяется в чистом растворителе, а каждая последующая молекула или ион растворяется в смеси растворенного вещества в растворителе (то есть в растворе). В этом случае конечная молекула или ион растворенного вещества растворяется в растворе с массой, приблизительно равной массе растворителя плюс масса растворенного вещества. m = масса растворителя + масса растворенного вещества в граммах Итак, с г = удельная теплоемкость раствора в Дж°С -1 г -1 А, предполагается, что c г (раствор) = c г (растворитель) в Дж°C -1 г -1 ΔT = T окончательная – T начальная в °C (7) При расчете q выражается в джоулях (Дж) Вы можете преобразовать энергию в джоулях (Дж) в килоджоули (кДж), разделив количество джоулей на 1000.

Этап 2: Расчет молей растворенного вещества:

моль = масса ÷ молярная масса

где:

моль = количество растворенного вещества в молях

масса = масса растворенного вещества в граммах

молярная масса = молярная масса растворенного вещества в граммах на моль

Этап 3: Рассчитайте молярную энтальпию раствора или молярную теплоту раствора, ΔH _soln :

ΔH soln в Дж на моль растворенного вещества вычислено:	ΔH soln в кДж на моль растворенного вещества рассчитывается:
ΔH раствор = q ÷ моль растворенного вещества (Дж моль -1 ) где q = энергия, выделяемая или поглощаемая в соответствии с расчетом на шаге 1. и моль растворенного вещества — это количество, рассчитанное на шаге 2. экзотермические реакции: ΔH soln отрицательный эндотермические реакции: ΔH soln положительный	ΔH раствор = q/1000 ÷ моль растворенного вещества (кДж моль -1 ) где q = энергия, выделяемая или поглощаемая в соответствии с расчетом на шаге 1. и моль растворенного вещества — это количество, рассчитанное на шаге 2. экзотермические реакции: ΔH soln отрицательный эндотермические реакции: ΔH soln положительный

↪ Наверх

Рабочий пример: образец экспериментальных результатов и расчетов

Вопрос:
Студент добавил 4,00 г NaOH(s) к 100 г воды в чашке из пенополистирола.
Температура воды повысилась на 10,0°C.
Предполагая, что стакан из пенополистирола хорошо изолирован, а удельная теплоемкость воды составляет 4,18 Дж°C ^-1 г ^-1 , определить молярную энтальпию раствора гидроксида натрия в кДж моль ^-1 .

Решение проблемы Использование модели StoPGoPS для решения проблемы:

СТОП	СТОП! Сформулируйте вопрос.
	Какой вопрос просит вас сделать? Рассчитайте молярную теплоту раствора гидроксида натрия в кДж моль -1 ΔH раствор = ? кДж моль -1
ПАУЗА	ПАУЗА для подготовки плана игры
	(1) Какая информация (данные) была вам предоставлена ​​в вопросе? m(NaOH) = масса NaOH(s) = 4,00 г m(H 2 O) = масса H 2 O(l) = 100 г ΔT = повышение температуры = 10,0°C c г (H 2 O) = удельная теплоемкость воды = 4,18 Дж°C -1 г -1 (2) Какая связь между тем, что вы знаете, и тем, что вам нужно узнать? выделяемое тепло = q = m × c г × ΔT моль растворенного вещества = n(NaOH) = m(NaOH) ÷ M(NaOH) ΔH раствор = q ÷ n(NaOH) Примечание: ΔH soln будет отрицательным, так как температура повысилась, то есть процесс экзотермический.
ГО	GO с планом игры
	Метод 1: (старшая школа) Предположим, что все растворенные вещества растворяются одновременно и мгновенно. Метод 2: (университет) Предположим, что растворенное вещество не растворяется одновременно и мгновенно. Этап 1: Рассчитайте выделяемое тепло (кДж): выделяемое тепло = q = m × c г × ΔT м = м(Н 2 О) = 100 г c г (H 2 O) = 4,18 Дж°C -1 г -1 ΔT = 10,0°C q = 100 × 4,18 × 10,0 = 4180 Дж q = 4180 Дж ÷ 1000 Дж/кДж = 4,18 кДж Шаг 2: Расчет молей растворенного вещества: моль растворенного вещества = n(NaOH) = масса(NaOH) ÷ M(NaOH) м (NaOH) = 4,00 г М(NaOH) = 22,99 + 16,00 + 1,008 = 39,998 г моль -1 н(NaOH) = 4,00 ÷ 39,998 = 0,100 моль Шаг 3: Рассчитать &Delt;H раствор ΔH раствор = q ÷ n(NaOH) ΔH раствор отрицательный (процесс экзотермический) q = 4,18 кДж н (NaOH) = 0,100 моль ΔH раствор = – 4,18 ÷ 0,100 = – 41,8 кДж моль -1 (Примечание: допустимы только 3 значащие цифры) Шаг 1: Рассчитайте выделяемое тепло (кДж): выделяемое тепло = q = m × c г × ΔT m = m(H 2 O) + m(NaOH) = 100 + 4,00 = 104 г предположим c г (раствор) = c г (H 2 O) = 4,18 Дж°C -1 г -1 ΔT = 10,0°C q = 104 × 4,18 × 10,0 = 4347 Дж q = 4347 Дж ÷ 1000 Дж/кДж = 4,35 кДж Шаг 2: Расчет молей растворенного вещества моль растворенного вещества = n(NaOH) = масса(NaOH) ÷ M(NaOH) м (NaOH) = 4,00 г М(NaOH) = 22,99 + 16,00 + 1,008 = 39,998 г моль -1 н(NaOH) = 4,00 ÷ 39,998 =0,100 моль Шаг 3: Расчет ΔH раствор ΔH раствор = q ÷ n(NaOH) ΔH раствор отрицательный (процесс экзотермический) q = 4,35 кДж н (NaOH) = 0,100 моль ΔH раствор = – 4,35 ÷ 0,100 = – 43,5 кДж моль -1 (Примечание: допустимы только 3 значащие цифры)
ПАУЗА	ПАУЗА для обдумывания правдоподобия
	Ваш ответ правдоподобен? Работа в обратном направлении: Предполагая, что ΔH раствор &приблизительно; -42 кДж моль -1 = 42000 Дж моль -1 , какое изменение температуры ожидается, если 4 г NaOH растворить в 100 г воды? 119251 nahoh . ) G 2 × ΔT.     ΔH soln = q ÷ n(NaOH) rearrange:     q = ΔH Soln × n (NaOH) Заместитель M (NaOH)/M (NaOH) для N (NaOH) Q = ΔH = ΔH Заместитель M × C G × ΔT для Q M × C = 52 × ΔT = 24252 × = 24252 × переставить:     ΔT = [ΔH раствор × m(NaOH)/M(NaOH)]/[m × c г ] замещающие значения:     ΔT = 1 &1 = ; [42000 × 4,00/(23 + 16 + 1)]/[100 × 4,18] [42000 × 0,1]/[418] 4200/418 10°C температура такая же, как и в вопросе, мы уверены, что наш ответ правильный.
СТОП	СТОП! Сформулируйте решение
	Укажите свое решение проблемы. Метод 1: Молярная энтальпия раствора гидроксида натрия составляет −41,8 кДж моль -1 ΔH soln (NaOH) = −41,8 кДж моль -1 Метод 2: Молярная энтальпия раствора гидроксида натрия составляет −43,5 кДж моль -1 ΔH раствор (NaOH) = -43,5 кДж моль -1

↪ Наверх

Пример вопроса

Студент добавил 1,92 г KBr (s) к 100 г воды в изолированном сосуде. Температура воды снизилась на 0,766°С. Рассчитайте ΔH _солн в кДж моль ^-1 .

ΔH _солн = кДж моль ^-1

↪ Наверх

---

Сноски:

(1) Если растворенное вещество и растворитель находятся в своих стандартных состояниях, вы также можете написать ΔH ^o _sol
См. стандартную энтальпию (теплоту) образования и реакции

(2) Вы также можете использовать единицы кал моль ^-1 или ккал моль ^-1
1 калория = 4,18 джоуля
1 кал = 4,18 Дж
Для преобразования между Дж, кДж и кал см. преобразование энергии

(3) Энтропия относится к степени беспорядка или случайности в системе.
Ионы, запертые в кристаллической структуре, находятся в состоянии низкого беспорядка и, следовательно, имеют низкую энтропию.
Ионы, беспорядочно движущиеся сквозь молекулы растворителя в растворе, гораздо более неупорядочены, гораздо более случайны, поэтому говорят, что они находятся в более высоком энтропийном состоянии.
Молекулы газа, беспорядочно движущиеся в атмосфере, находятся в состоянии еще большего беспорядка или хаотичности, поэтому говорят, что они имеют еще более высокое состояние энтропии.
Движение к более высокому состоянию энтропии является одной из движущих сил химической реакции.

(4) Приведены значения для растворов при бесконечном разбавлении, которые представляют собой изменение энтальпии при растворении 1 моля растворенного вещества в его стандартном состоянии в бесконечном количестве воды.

(5) Перейдите к учебнику по калориметрии, чтобы увидеть альтернативный метод, использующий адиабатический растворный калориметр.

(6) Расчеты на этой странице предполагают наличие большого избытка растворителя
Обратите внимание, что во всех следующих примерах используется удельная теплоемкость растворителя, c _g , а не молярная теплоемкость, C.

(7) Вы можете использовать другие единицы измерения температуры.
Если вы используете шкалу Кельвина (К), то c _g будут иметь те же числа, но единицы измерения изменятся на JK ^-1 g ^-1 .