Как найти энтальпию образования продукта


Загрузить PDF


Загрузить PDF

Во время химических реакций происходит поглощение или выделение тепла в окружающую среду. Такой теплообмен между химической реакцией и окружающей средой называется энтальпией, или H. Однако измерить энтальпию напрямую невозможно, поэтому принято рассчитывать изменение температуры окружающей среды (обозначаемое ∆H). ∆H показывает, что в ходе химической реакции происходит выделение тепла в окружающую среду (экзотермическая реакция) или поглощение тепла (эндотермическая реакция). Рассчитывается энтальпия так: ∆H = m x s x ∆T, где m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции, ∆T — изменение температуры в результате реакции.

  1. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 1

    1

    Определите реагенты и продукты реакции. Любая химическая реакция имеет реагенты и продукты реакции. Продукт реакции создается в результате взаимодействия реагентов. Другими словами реагенты — это ингредиенты в рецепте, а продукт реакции — это готовое блюдо. Чтобы найти ∆H реакции, необходимо знать реагенты и продукты реакции.

    • Например, необходимо найти энтальпию реакции образования воды из водорода и кислорода: 2H2 (водород) + O2 (кислород) → 2H2O (вода). В этой реакции H2 и O2 – реагенты, а H2O — продукт реакции.
  2. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 2

    2

    Определите общую массу реагентов. Далее необходимо подсчитать массу реагентов. Если вы не можете взвесить их, то подсчитайте молекулярную массу, чтобы найти фактическую. Молекулярная масса — это постоянная, которую можно найти в периодической таблице Менделеева или в других таблицах молекул и соединений. Умножьте массу каждого реагента на число молей.

    • В нашем примере реагенты водород и кислород имеют молекулярные массы 2 г и 32 г соответственно. Поскольку мы используем 2 моль водорода (коэффициент в химической реакции перед водородом H2) и 1 моль кислорода (отсутствие коэффициента перед O2 обозначает 1 моль), то общая масса реагентов рассчитывается следующим образом:
      2 × (2 г) + 1 × (32 г) = 4 г + 32 г = 36 г
  3. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 3

    3

    Определите теплоемкость продукта. Далее определите теплоемкость продукта реакции. Каждая молекула имеет определенную величину теплоемкости, которая является постоянной. Найдите эту постоянную в таблицах учебника по химии. Существует несколько единиц измерения теплоемкости; в наших расчетах мы будем использовать Дж/г°C.

    • Обратите внимание на то, что при наличии нескольких продуктов реакции вам потребуется рассчитать теплоемкость каждого, а затем сложить их, чтоб получить энтальпию всей реакции.
    • В нашем примере, продукт реакции — вода, которая имеет теплоемкость 4,2 Дж/г°C.
  4. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 4

    4

    Найдите изменение температуры. Теперь мы найдем ∆T — разницу температур до и после реакции. Из начальной температуры (T1) вычтите конечную температуру (T2). Чаще всего в задачах по химии используется шкала Кельвина (К) (хотя по шкале Цельсия (°С) получится тот же результат).

    • В нашем примере давайте предположим, что начальная температура реакции была 185 K, а после реакции стала 95 K, значит, ∆T вычисляется так:
      ∆T = T2 – T1 = 95 K – 185 K = -90 K
  5. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 5

    5

    Найдите энтальпию по формуле ∆H = m x s x ∆T. Если известна m — масса реагентов, s — теплоемкость продукта реакции и ∆T — изменение температуры, то можно подсчитать энтальпию реакции. Подставьте значения в формулу ∆H = m x s x ∆T и получите энтальпию. Результат вычисляется в Джоулях (Дж).

    • В нашем примере энтальпия вычисляется так:
      ∆H = (36 г) × (4,2 ДжK – 1 г – 1) × (-90 K) = -13608 Дж
  6. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 6

    6

    Определите, выделяется или поглощается энергия в ходе рассматриваемой реакции. Одна из самых распространенных причин, по которой требуется вычислить ∆H на практике, — узнать, будет ли реакция экзотермической (выделение тепла и снижение собственной энергии) или эндотермической (поглощение тепла из окружающей среды и повышение собственной энергии). Если значение ∆H положительное, значит, реакция эндотермическая. Если отрицательное, значит, реакция экзотермическая. Чем больше абсолютное значение ∆H, тем больше энергии выделяется или поглощается. Будьте осторожны, если собираетесь проводить практический опыт: во время реакций с высоким значением энтальпии может произойти большое высвобождение энергии, и если оно протекает быстро, то может привести ко взрыву.

    • В нашем примере конечный результат получился равным -13608 Дж. Перед значением энтальпии отрицательный знак, а это означает, что реакция экзотермическая. Горячие газы (в виде пара) H2 и O2 должны выделить некоторое количество тепла, чтобы образовать молекулу воды, то есть реакция образования H2O является экзотермической.

    Реклама

  1. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 7

    1

    Подсчитайте энергию связей для оценки энтальпии. Почти все химические реакции приводят к разрыву одних связей и образованию других. Энергия в результате реакции не возникает ниоткуда и не разрушается: это та энергия, которая требуется для разрыва или образования этих связей. Поэтому изменение энтальпии всей реакции можно довольно точно оценить путем суммирования энергии этих связей.

    • Например, рассмотрим реакцию: H2 + F2 → 2HF. В этом случае, энергия для разрыва связи в молекуле H2 составляет 436 кДж/моль, а энергия для разрыва F2 составляет 158 кДж/моль.[1]
      Наконец, энергия необходимая для образования связи в молекуле HF из H и F = -568 кДж/моль.[2]
      Умножаем последнее значение на 2, так как в ходе реакции получаем 2 моль HF: 2 × -568 = -1136 кДж/моль. Складываем значения:
      436 + 158 + (-1136) = -542 кДж/моль.
  2. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 8

    2

    Используйте энтальпию образования для оценки энтальпии. Энтальпия образования позволяет рассчитать ∆H через вычисление реакций образования реагентов и продуктов. Если известна энтальпия образования продуктов реакции и реагентов, то вы можете оценить энтальпию в целом путем сложения, как и в случае энергии, рассмотренном выше.

    • Например, рассмотрим следующую реакцию: C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. Мы знаем, что энтальпия образования рассчитывается:[3]

      C2H5OH → 2C + 3H2 + 0,5O2 = 228 кДж/моль
      2C + 2O2 → 2CO2 = -394 × 2 = -788 кДж/моль
      3H2 + 1.5 O2 → 3H2O = -286 × 3 = -858 кДж/моль
      Теперь необходимо сложить значения образованных веществ, полученные выше, для определения энтальпии реакции: C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O,
      228 + -788 + -858 = -1418 кДж/моль.
  3. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 9

    3

    Не забывайте о знаках перед значениями энтальпии. При вычислении энтальпии образования формулу для определения энтальпии реакции продукта вы переворачиваете, и знак энтальпии должен поменяться. Другими словами, если вы переворачиваете формулу, то знак энтальпии должен смениться на противоположный.

    • В примере обратите внимание на то, что реакция образования для продукта C2H5OH записана наоборот. C2H5OH → 2C + 3H2 + 0,5O2 то есть C2H5OH распадается, а не синтезируется. Поэтому знак перед энтальпией в такой реакции положительный, 228 кДж/моль, хотя энтальпия образования C2H5OH составляет -228 кДж/моль.

    Реклама

  1. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 10

    1

    Возьмите чистую емкость и налейте туда воды. Увидеть принципы энтальпии в действии нетрудно — достаточно провести простой опыт. Необходимо, чтобы на результат эксперимента не повлияли посторонние загрязнители, так что емкость нужно вымыть и простерилизовать. Ученые для измерения энтальпии используют специальный закрытые контейнеры — калориметры, но вам вполне подойдет стеклянный стакан или колба. Заполните емкость чистой водопроводной водой комнатной температуры. Желательно проводить эксперимент в прохладном помещении.

    • Для эксперимента желательно использовать небольшую емкость. Мы будем рассматривать энтальпию реакции воды с «Алка-Зельтцер», поэтому, чем меньше воды используется, тем более очевидным будет изменение температуры.
  2. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 11

    2

    Поместите термометр в емкость. Возьмите термометр и опустите его в емкость с водой так, чтобы граница прочтения температуры была ниже уровня воды. Снимите показания термометра — это будет начальная температура, T1.

    • Предположим, что температуры воды 10 °C. Мы будем использовать это значение для демонстрации принципов энтальпии.
  3. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 12

    3

    Добавьте в емкость одну таблетку «Алка-Зельтцер». Готовы начать опыт? Бросьте в воду одну таблетку «Алка-Зельтцер». Она сразу начнет пузыриться и шипеть. Это происходит из-за реакции между бикарбонатом (HCO3) и лимонной кислотой (H+). В результате образуются вода и углекислый газ по формуле: 3HCO3 + 3H+ → 3H2O + 3CO2.

  4. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 13

    4

    Измерьте конечную температуру. Наблюдайте за ходом реакции: таблетка «Алка-Зельтцер» будет постепенно растворяться. Когда она растворится полностью, измерьте температуру еще раз. Вода должна стать немного холоднее. Если температура воды напротив стала выше начальной, значит, эксперименту помешали какие-то внешние факторы (например, слишком теплое помещение, где проводился эксперимент).

    • Предположим, что температура составляет теперь 8 °C.
  5. Изображение с названием Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 14

    5

    Подсчитаем энтальпию реакции. Когда таблетка «Алка-Зельтцер» вступает в реакцию с водой, образуются вода и углекислый газ (те самые шипучие пузырьки) и происходит снижение температуры (это тот результат, который должен получиться, если опыт прошел успешно). Можно сделать вывод, что данная химическая реакция является эндотермической, то есть она сопровождается поглощением энергии из окружающей среды — в данном случае из воды. В результате температура воды снижается.

    • В нашем эксперименте температура воды снизилась на два градуса. Это согласуется с теорией: реакция растворения «Алка-Зельтцер» в воде эндотермическая и сопровождается небольшим поглощением энергии.

    Реклама

Советы

  • В подсчетах используется шкала Кельвина (K) — это температурная шкала, аналогическая шкале Цельсия, и часто применяемая в химии и физике. Чтобы перевести значение градусов Цельсия в кельвины, необходимо добавить или вычесть 273 градуса: K = °C + 273.

Реклама

Об этой статье

Эту страницу просматривали 115 749 раз.

Была ли эта статья полезной?

Для расчетов
тепловых эффектов используют величину,
называемую энтальпией.

Энтальпией
(теплотой) образования химического
соединения ∆
HT
называется изменение энтальпии
в процессе получения 1 моля этого
соединения из простых веществ (элементов)
при постоянном давлении.

Так, например,
энтальпией образования этилового спирта
C2H5OHназывается изменение энтальпии при
реакции углерода, кислорода и водорода
при постоянном давлении

2C
+ 3
H2 + 1/2
O2CH3
CH2OH

И наоборот, реакции

CH2
= CH2+H2O→CH3
– CH
2
– OH

CH3
– CHO+H
2→CH3
– CH
2
– OH

не являются
реакциями ”образования” спирта, хотя
и приводят к синтезу этилового спирта.

Важным термодинамическим
представлением является понятие о
стандартном состоянии вещества, под
которым понимается его реальное состояние
при 298 Ки атмосферном давлении (илиp = 101 кПа).

Стандартной
энтальпией (теплотой) образования
химического соединения
называется изменение энтальпии в
процессе образования 1 моля этого
соединения, находящегося в стандартном
состоянии, из простых веществ, также
находящихся в стандартных состояниях
и термодинамически устойчивых при
данной температуре фазах и модификациях.

Стандартные
энтальпии образования простых веществ
принимают равными нулю, если их агрегатные
состояния и модификации устойчивы при
стандартных условиях.

Стандартная
энтальпия образования соединения –
мера его термодинамической устойчивости,
прочности, количественное выражение
энергетических свойств соединения.
Если стандартная энтальпия образования
отрицательна, то соединение более
устойчиво, чем элементы, из которых оно
состоит, или наоборот, если она
положительна, то соединение менее
устойчиво. Из различных молекул более
устойчивы те, энтальпии, образования
которых меньше.

Например, этан (∆
H298 = –
24,82 ккал/моль)
более устойчив, чем
этилен

Термохимические
расчеты.
Значения энтальпий
образования позволяет определить
изменения энтальпии, сопровождающие
реакции, не прибегая к прямым измерениям.

В основе большинства
термохимических расчетов лежит следствие
из закона Гесса:

Тепловой эффект
химической реакции равен сумме теплот
(энтальпий) образования продуктов
реакции за вычетом суммы теплот
(энтальпий) образования исходных веществ.

Так, для уравнения
вида

aA
+
bB +…= dD
+
eE +…

Тепловой эффект
Hопределяется
равенством

=

При этом следует
иметь в виду, что при алгебраическом
суммировании следует учитывать
стехиометрические коэффициенты в
уравнении реакции (а, в, d,
e).

Приведенное
уравнение позволяет определять как
тепловой эффект реакции по известным
энтальпиям образования веществ,
участвующих в реакции, так и одну из
энтальпий образования, если известны
тепловой эффект реакции и все остальные
энтальпии образования.

В настоящее время
энтальпии образования известны примерно
для четырех тысяч веществ, и это позволяет
расчётным путем установить тепловые
эффекты самых разнообразных реакций.

Пример 1. Расчет
теплового эффекта реакции по стандартным
энтальпиям образования веществ.

Al2O3
(к)
+3SO
3 (г)
= Al
2(SO4)3
(
к)

=-1675
кДж/моль;

=-395,
2 кДж/моль

=-3434
кДж/моль

Тепловой эффект
реакции
определяется по уравнению:

После подстановки
значений стандартных энтальпий

-3434-(-1675-3.395,
2)=-599 кДж/моль

Видно, что
<
0
, т.е. это реакция экзотермическая.

Пример 2. Расчет
энтальпии образования химического
соединения по известному тепловому
эффекту реакции.

Определить
в реакции:

CH4
(г) + 2
H2O
(г) =
CO2
(г) + 4
H2
(г)

=-241,82
кДж/моль;

=-393,51
кДж/моль;

=
+164,98 кДж

Стандартный
тепловой эффект реакции равен:

,
откуда

После подстановки
стандартных энтальпий образования
веществ:

(-1
моль∙ 393,51 кДж/моль + 2 моль ∙ – 241,82
кДж/моль – 164,98 кДж) / 1 моль = – 74,85 кДж/моль

Видно, что реакция
образования метана является экзотермической.

Пример 3. Расчет
теплового эффекта реакции, который
экспериментально определить невозможно.

Реакция 1) C
+
O2 = CO2,


= -396 кДж/моль

может быть также
осуществлена в две стадии

2)
C + 1/2 O2
= CO,


= -110, 5
кДж/моль

3)
CO + 1/2 O2
= CO2

Тепловой эффект
реакции 2) можно провести экспериментально
и определить
=-110, 5 кДж/моль.

А вот тепловой
эффект реакции 3) экспериментально
осуществить и определить невозможно,
поэтому
реакции
3) получают расчетным путем, используя
закон Гесса

– 396 – (-110, 5) = – 285,5
кДж/моль

С помощью
термохимических расчетов можно определить
энергию химических связей, энергии
кристаллических решеток, теплоты
растворения и гидратации, тепловые
эффекты фазовых превращений и т.д.

Энтальпия есть
возрастающая функция температуры,
непрерывная во всей области изменения
последней, когда существует данная
фаза. Для расчета теплового эффекта при
температурах, более высоких, чем
стандартные, используют уравнение
Кирхгофа:

где
– стандартный тепловой эффект реакции
приT = 298 К;


стандартный тепловой эффект реакции
при T.

разность молярных
изобарных теплоемкостей всех продуктов
реакции и молярных изобарных теплоемкостей
всех исходных веществ, т.е.

Расчеты по уравнению
Кирхгофа показывают, что в том интервале
температур, который может иметь
практическое значение, изменение
величины теплового эффекта реакции
невелико.

Так, например,
тепловой эффект процесса 1/2 N2
+ 1/2 O2
=
NO (г)при
повышении температуры от298до4000Кизменяется всего лишь на2,0
кДж/моль
. Еще меньше влияние давления
на тепловой эффект реакции. Так, для
реакции синтеза аммиака из азота и
водорода различие между величинами
приp = 101 кПаиp
= 50 МПа
не превышает5 %.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #
  • #

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Тепловой эффект процесса

Термохимические уравнения

Закон Гесса

Следствия из закона Гесса

Стандартные термодинамические величины

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН < 0, а в эндотермическом процессе (Q < 0) ΔН > 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S(ромб), S(монокл), С(графит), С(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

  1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
  2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔНо298.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔНоf,298 (или ΔНообр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например, ΔНof,2982О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

Н2(г) + ½O2(г) = Н2О(ж)

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔНoсгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО2(г), Н2О(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔНo298 реакции:

2H2S(г) + 3O2(г) = 2SO2(г) + 2H2O(ж); ΔНoх.р.,298 = ?

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO2(г) и H2O(ж)):

Вещество H2S(г) O2(г) SO2(г) H2O(ж)
ΔНof,298 -20,60 0 -296,90 -285,83
ΔНoсгор,298 -562,10 0 0 0

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔНох.р. равна:

ΔНох.р.,298 = 2ΔНоf,298(SO2(г)) + 2ΔНоf,298(H2O(ж)) — 2ΔНоf,298(H2S(г)) — 3ΔНоf,298(O2(г)) = 2(- 296,90) + 2(- 285,83) — 2(- 20,60) = — 1124,21 кДж.

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔНох.р.,298 = 2ΔНосгор,298(H2S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔНо298 реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), используя следующие данные:

4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж); ΔНо1 = -1531,22 кДж;

2H2O(ж) = O2(г) + 2H2(г); ΔНо2= 571,66 кДж.

Определите стандартную энтальпию образования NH3(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

      • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:

N2(г) + 3H2O(ж) = 2NH3(г) + 3/2O2(г); ΔНо = 765,61 кДж;

      • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину  δНo , изменив ее знак на противоположный:

3/2O2(г) + 3H2(г) = 3H2O(ж); ΔНо = -857,49 кДж;

      • сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) равен:

Δ Но298 = (- ΔНо1/2) + (- 3/2·ΔНо2) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH3(г), то

ΔНоf,298(NH3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

CuSO4(к) + 5H2O(ж) = CuSO4·5H2O(к)

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(к) в n моль Н2О с образованием раствора CuSO4(р-р, nH2O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO4·5H2O(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔНо1 = ΔНо+ ΔНох (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔНох = ΔНо1 – ΔНо2 = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

CuSO4(к) + (n H2O) = CuSO4(р-р, n H2O); ΔНо1 = – 40,0 кДж; (1)

CuSO4(к) + 5H2O(ж) = CuSO4·5H2O(к); ΔНох = Но2; (2)

CuSO4·5H2O(к) + (n – 5)H2O = CuSO4(р-р, nH2O); ΔНо3 = 10,5 кДж. (3)

По закону Гесса:  ΔНо1 =  ΔНох+  ΔНо3, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔНоf,2982Н4(г)) = 2ΔНовозг(графит)) + 2ΔНоатом (H2(г)) + ΔНо(С= С) + 4ΔНо(С–Н).

ΔНо(С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔНо соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl2·2H2O(к).

2. Определить ΔНо298 реакции:

CH3CНO(ж) + H2(г) = CH3CH2OH(ж),

если ΔНосгор,298(CH3CНO(ж)) = — 1193,07 кДж/моль; ΔНосгор,298(CH3CH2OH(ж)) = — 1370,68 кДж/моль; ΔНоf,2982О(ж)) = — 285,83 кДж/моль.

10.3. Энтальпии растворения BaCl2(к) и BaCl2·2H2O(к) с образованием раствора хлорида бария (с мольным отношением BaCl2: H2O = 1: 500) соответственно равны –11,18 и 18,74 кДж/моль.
Определить величину ΔНо присоединения воды к BaCl2(к) с образованием BaCl2·2H2O(к).

10.4. Рассчитать энтальпию связи в молекуле NO на основании следующих термохимических уравнений:

N2(г) + O2(г) = 2NO(г); ΔНо298 = +182,52 кДж;

2O(г) = O2(г); ΔНо298 = — 498,34 кДж;

N2(г) = 2N(г); ΔНо298 = +945,42 кДж.

10.5. Вычислить ΔНо298 реакции 2C(г) + 2H2(г) = C2H4(г), используя следующие термохимические уравнения:

С(графит) = С(г) ; ΔНо298 = +716,67 кДж;
С2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(г); ΔНо298 = — 1322,94 кДж;
C(графит) + O2(г) = CO2(г); ΔНо298 = — 393,51 кДж;

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г); ΔНо298 = — 241,81 кДж.

10.6. Определите стандартную энтальпию реакции взаимодействия метана с оксидом углерода (IV), если стандартные энтальпии образования метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) при 298 К равны соответственно: -75; -393 и -111 кДж/моль.

7. Определите стандартную энтальпию образования С2Н5ОН(ж), если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола при 298 К равны соответственно: -393; -286 и -1366 кДж/моль.

8. Вычислите энтальпию химической реакции 4KClO3(к)=KCl(к)+3KClO4(к) по следующим данным:

2KClO3(к)=2KCl(к)+3O2(г); ΔНо298 = — 95 кДж;
4KClO4(к)=KCl(к)+2O2(г); ΔНо298 = 9 кДж/моль.

9. Вычислите среднюю энтальпию связи P-Cl в молекуле PCl5, используя следующие термохимические уравнения:

P(к, бел.)+5/2Cl2(г)=PCl5(г); ΔНо1 = — 374,8 кДж;
P(к, бел.)=P(г); ΔНо2 = — 17,4 кДж;
Cl2(г)=2Cl(г); ΔНо3 = 242,6 кДж.

10. Вычислите среднюю энтальпию связи N-H в молекуле NH3, используя следующие термохимические уравнения:

1/2N2(г)+3/2H2(г)=NH3(г); ΔНо1 = — 46,2 кДж;
N2(г)=2N(г); ΔНо2 = 945,4 кДж;
H2(г)=2H(г); ΔНо3 = 436,0 кДж.


Download Article


Download Article

During any chemical reaction, heat can be either taken in from the environment or released out into it. The heat exchange between a chemical reaction and its environment is known as the enthalpy of reaction, or H. However, H can’t be measured directly — instead, scientists use the change in the temperature of a reaction over time to find the change in enthalpy over time (denoted as ∆H). With ∆H, a scientist can determine whether a reaction gives off heat (or “is exothermic“) or takes in heat (or “is endothermic“). In general, ∆H = m x s x ∆T, where m is the mass of the reactants, s is the specific heat of the product, and ∆T is the change in temperature from the reaction.

  1. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 1

    1

    Determine your reaction’s products and reactants. Any chemical reaction involves two categories of chemicals — products and reactants. Products are the chemicals created by the reaction, while reactants are the chemicals that interact, combine, or break down to make the product. In other words, the reactants of a reaction are like the ingredients in a recipe, while the products are like the finished dish. To find ∆H for a reaction, first identify its products and reactants.[1]

    • As an example, let’s say we want to find the enthalpy of reaction for the formation of water from hydrogen and oxygen: 2H2 (Hydrogen) + O2 (Oxygen) → 2H2O (Water). In this equation, H2 and O2 are the reactants and H2O is the product.
  2. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 2

    2

    Determine the total mass of the reactants. Next, find the masses of your reactants. If you don’t know their masses and aren’t able to weigh the reactants in a scientific balance, you can use their molar masses to find their actual masses. Molar masses are constants that can be found on standard periodic tables (for individual elements) and in other chemistry resources (for molecules and compounds). Simply multiply the molar mass of each reactant by the number of moles used to find the reactants’ masses.[2]

    • In our water example, our reactants are hydrogen and oxygen gases, which have molar masses of 2g and 32 g, respectively. Since we used 2 moles of hydrogen (signified by the “2” coefficient in the equation next to H2) and 1 mole of oxygen (signified by no coefficient next to O2), we can calculate the total mass of the reactants as follows:
      2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36g

    Advertisement

  3. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 3

    3

    Find the specific heat of your product. Next, find the specific heat of the product you’re analyzing. Every element or molecule has a specific heat value associated with it: these values are constants and are usually located in chemistry resources (like, for instance, in tables at the back of a chemistry textbook). There are several different ways to measure specific heat, but for our formula, we’ll use value measured in the units joule/gram °C.[3]

    • Note that if your equation has multiple products, you’ll need to perform the enthalpy calculation for the component reaction used to produce each product, then add them together to find the enthalpy for the entire reaction.
    • In our example, the final product is water, which has a specific heat of about 4.2 joule/gram °C.
  4. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 4

    4

    Find the difference in temperature after the reaction. Next, we’ll find ∆T, the change in temperature from before the reaction to after the reaction. Subtract the initial temperature (or T1) of the reaction from the final temperature (or T2) to calculate this value. As in most chemistry work, Kelvin (K) temperatures should be used here (though Celsius (C) will give the same results).

    • For our example, let’s say that our reaction was 185K at its very start but had cooled to 95K by the time it finished. In this case, ∆T would be calculated as follows:
      ∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K
  5. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 5

    5

    Use the formula ∆H = m x s x ∆T to solve. Once you have m, the mass of your reactants, s, the specific heat of your product, and ∆T, the temperature change from your reaction, you are prepared to find the enthalpy of reaction. Simply plug your values into the formula ∆H = m x s x ∆T and multiply to solve.[4]
    Your answer will be in the unit of energy Joules (J).

    • For our example problem, we would find the enthalpy of reaction as follows:
      ∆H = (36g) × (4.2 JK-1 g-1) × (-90K ) = -13,608 J
  6. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 6

    6

    Determine whether your reaction gains or loses energy. One of the most common reasons that ∆H is calculated for various reactions is to determine whether the reaction is exothermic (loses energy and gives off heat) or endothermic (gains energy and absorbs heat). If the sign of your final answer for ∆H is positive, the reaction is endothermic. On the other hand, if the sign is negative, the reaction is exothermic. The larger the number itself is, the more exo- or endo- thermic the reaction is. Beware strongly exothermic reactions — these can sometimes signify a large release of energy, which, if rapid enough, can cause an explosion.

    • In our example, our final answer is -13608 J. Since the sign is negative, we know that our reaction is exothermic. This makes sense — H2 and O2 are gasses, while H2O, the product, is a liquid. The hot gasses (in the form of steam) have to release energy into the environment in the form of heat to cool to the point that they can form liquid water, meaning that the formation of H2O is exothermic.
  7. Advertisement

  1. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 7

    1

    Use bond energies to estimate enthalpy. Nearly all chemical reactions involve forming or breaking bonds between atoms. Since, in a chemical reaction, energy can be neither destroyed nor created, if we know the energy required to form or break the bonds being made (or broken) in the reaction, we can estimate the enthalpy change for the entire reaction with high accuracy by adding up these bond energies.[5]

    • For example, let’s consider the reaction H2 + F2 → 2HF. In this case, the energy required to break the H atoms in the H2 molecule apart is 436 kJ/mol, while the energy required for F2 is 158 kJ/mol. Finally, the energy needed to form HF from H and F is = -568 kJ/mol. We multiply this by 2 because the product in the equation is 2HF, giving us 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Adding these all up, we get:
      436 + 158 + -1136 = -542 kJ/mol.
  2. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 8

    2

    Use enthalpies of formation to estimate enthalpy. Enthalpies of formation are set ∆H values that represent the enthalpy changes from reactions used to create given chemicals. If you know the enthalpies of formation required to create products and reactants in an equation, you can add them up to estimate the enthalpy much as you would with bond energies as described above.[6]

    • For example, let’s consider the reaction C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. In this case, we know the enthalpies of formation for the following reactions:
      C2H5OH → 2C + 3H2 + 0.5O2 = 228 kJ/mol
      2C + 2O2 → 2CO2 = -394 × 2 = -788 kJ/mol
      3H2 + 1.5 O2 → 3H2O = -286 × 3 = -858 kJ/mol
      Since we can add these equations up to get C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O, the reaction we’re trying to find the enthalpy for, we can simply add up the enthalpies of the formation reactions above to find the enthalpy of this reaction as follows:
      228 + -788 + -858 = -1418 kJ/mol.
  3. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 9

    3

    Don’t forget to switch signs when reversing equations. It’s important to note that when you use enthalpies of formation to calculate the enthalpy of a reaction, you need to reverse the sign of the enthalpy of formation whenever you reverse the equation of the component reaction. In other words, if you have to turn one or more of your formation reaction equations backwards in order to get all of your products and reactants to cancel properly, reverse the sign on the enthalpies of the formation reactions you had to flip.

    • In the example above, notice that the formation reaction we use for C2H5OH is backwards. C2H5OH → 2C + 3H2 + 0.5O2 shows C2H5OH breaking down, not being formed. Because we turned the equation around in order to get all of the products and reactants to cancel properly, we reversed the sign on the enthalpy of formation to give us 228 kJ/mol. In reality, the enthalpy of formation for C2H5OH is -228 kJ/mol.
  4. Advertisement

  1. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 10

    1

    Grab a clean container and fill it with water. It’s easy to see the principles of enthalpy in action with a simple experiment. To make sure that the reaction in your experiment will take place without any foreign contamination, clean and sterilize the container that you plan to use. Scientists use special closed containers called calorimeters to measure enthalpy, but you can achieve reasonable results with any small glass jar or flask. Regardless of the container you use, fill it with clean, room-temperature tap water. You’ll also want to conduct the reaction somewhere indoors with a cool temperature.

    • For this experiment, you’ll want a fairly small container. We’ll be testing the enthalpy-altering effects of Alka-Seltzer on water, so the less water used, the more obvious the temperature change will be.
  2. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 11

    2

    Insert a thermometer into the container. Grab a thermometer and set it in the container so that the temperature-reading end sits below the water level. Take a temperature reading of the water — for our purposes, the temperature of the water will represent T1, the initial temperature of the reaction.

    • Let’s say that we measure the temperature of the water and find that it’s exactly 10 degrees C. In a few steps, we’ll use this sample temperature reading to demonstrate the principals of enthalpy.
  3. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 12

    3

    Add one Alka-Seltzer tablet to the container. When you’re ready to start the experiment, drop a single Alka-Seltzer tablet into the water. You should notice it immediately start to bubble and fizz. As the tablet dissolves in the water, it breaks down into the chemicals bicarbonate (HCO3) and citric acid (which reacts in the form of hydrogen ions, H+). These chemicals react to form water and carbon dioxide gas in the reaction 3HCO3 + 3H+ → 3H2O + 3CO2.

  4. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 13

    4

    Measure the temperature when the reaction finishes. Monitor the reaction as it proceeds — the Alka-Seltzer tablet should gradually dissolve. As soon as the tablet finishes its reaction (or seems to have slowed to a crawl), measure the temperature again. The water should be slightly colder than before. If it’s warmer, the experiment may have been affected by an outside force (like, for instance, if the room you’re in is especially warm).

    • For our example experiment, let’s say that the temperature of the water is 8 degrees C after the tablet has finished fizzing.
  5. Image titled Calculate the Enthalpy of a Chemical Reaction Step 14

    5

    Estimate the enthalpy of the reaction. In an ideal experiment, when you add the Alka-Seltzer tablet to the water, it forms water and carbon dioxide gas (the latter of which can be observed as fizzing bubbles) and causes the temperature of the water to drop. From this information, we would expect the reaction to be endothermic — that is, one that absorbs energy from the surrounding environment. The dissolved liquid reactants need extra energy to make the jump to the gaseous product, so it takes energy in the form of heat from its surroundings (in this case, water). This makes the water’s temperature fall.

    • In our example experiment, the temperature of the water fell two degrees after adding the Alka-Seltzer. This is consistent with the sort of mildly endothermic reaction we’d expect.
  6. Advertisement

Add New Question

  • Question

    Will increasing pressure in the Haber process produce more or less ammonia?

    Community Answer

    More ammonia will be produced. With pressure, entropy will reduce and gas molecules will interact effectively to produce more ammonia.

  • Question

    How can I solve this problem: “The half-life of element X is 5 days. If we have 5g of X initially, what is the mass of X after 5 days, 20 days and 40 days”?

    Community Answer

    After 5 days, there will be 2.5 g remaining. Every 5 days we divide by 2. Therefore after 10 days we have 1.25, after 15 we have 0.625, after 20 we have 0.3125 grams. You can do the same thing for 40 days. Heres a formula which is easier to use: A(t) = Ainitial*(1/2)^(t/k), where k is the half life, in this case 5, and t is the duration you are calculating for.

  • Question

    How can I calculate the percentage error?

    Community Answer

    100*[(absolute value of theoretical value – actual value) ÷ theoretical value]

See more answers

Ask a Question

200 characters left

Include your email address to get a message when this question is answered.

Submit

Advertisement

  • These calculations are done using Kelvin (K) – a scale for temperature measurement just like Centigrade. To convert between the centigrade and the Kelvin, you simply add or subtract 273 degrees: K = °C + 273.

Thanks for submitting a tip for review!

Advertisement

References

About This Article

Article SummaryX

To calculate the enthalpy of a chemical reaction, start by determining what the products and reactants of the reaction are. Then, find the total mass of the reactants by adding all of their individual masses together. Next, look up the specific heat value of the product. Once you’ve found that, calculate the difference in temperature by subtracting the initial temperature from the final temperature after the reaction occurred. Finally, multiply the mass of the reactants by the heat value and then that number by the difference in temperature to find the enthalpy. If you want to learn how to create an experiment to observe enthalpy, keep reading the article!

Did this summary help you?

Thanks to all authors for creating a page that has been read 1,414,535 times.

Reader Success Stories

  • Amer Bualhasan

    Amer Bualhasan

    Nov 18, 2016

    “This tutorial takes you from beginner to advanced in easy to follow steps! Loved it.”

Did this article help you?

Как найти энтальпию реакции

3 методика:Вычисление энтальпииПодсчет энтальпииЭкспериментальный подсчет энтальпии

Некоторые химические реакции могут поглощать или выделять тепло окружающей среды. Такой теплообмен между химической реакцией и окружающей средой, называется энтальпией, или H. Однако, нельзя точно измерить энтальпию, поэтому принято рассчитывать изменение температуры окружающей среды (обозначаемое ∆H). ∆H показывает, что в ходе химической реакции происходит выделение тепла в окружающую среду (экзотермическая реакция) или поглощение тепла (эндотермическая реакция). Рассчитывается энтальпия так: ∆H = m x s x ∆T, где m – это масса реагентов, s – это теплоемкость, ∆T – это разница температуры.

Шаги

Метод 1 из 3: Вычисление энтальпии


  1. 1
    Найдите реагенты и продукты реакции. Любая химическая реакция имеет реагенты и продукты реакции. Продукт реакции создается в результате взаимодействия реагентов. Другими словами реагенты – это ингредиенты в рецепте, а продукт реакции – это готовое блюдо. Чтобы найти ∆H реакции, необходимо найти реагенты и продукты реакции..

    • Например, необходимо найти энтальпию реакции образования воды из водорода и кислорода: 2H2 (Водород) + O2 (Кислород) → 2H2O (Вода). В этой реакции H2 и O2 – это реагенты, а H2O – это продукт реакции.

  2. 2
    Определите общую массу реагентов. Далее необходимо подсчитать массу реагентов. Если вы не можете взвесить их, то подсчитайте молекулярную массу, чтобы найти фактическую. Молекулярная масса – это постоянная, которую можно найти в периодической таблице Менделеева или в других таблицах молекул и соединений. Умножьте массу каждого реагента на число молей.

    • В нашем примере, реагенты, водород и кислород, имеют молекулярные массы 2 г и 32 г соответственно. Поскольку мы используем 2 моль водорода (коэффициент в химической реакции перед водородом H2) и 1 моль кислорода (отсутствие коэффициента перед O2 обозначает 1 моль), то общая масса реагентов рассчитывается следующим образом:
      2 × (2г) + 1 × (32г) = 4г + 32г = 36г

  3. 3
    Определите теплоемкость продукта. Далее определите теплоемкость продукта реакции. Каждая молекула имеет определенную величину теплоемкости, которая является постоянной. Найдите эту постоянную в таблицах учебника по химии. Существует несколько единиц измерения теплоемкости. Для расчета нам потребуется Дж/г°C.

    • Обратите внимание на то, что при наличии нескольких продуктов реакции, вам потребуется рассчитать теплоемкость каждого, а затем сложить их, чтоб получить энтальпию всей реакции.
    • В нашем примере, продукт реакции – вода, которая имеет теплоемкость 4,2 Дж/г°C.

  4. 4
    Найдите разницу температуры. Теперь мы найдем ∆T – изменение температуры до и после реакции. Из начальной температуры (T1) вычтите конечную температуру (T2). Чаще всего используется шкала Кельвина (К) для определения температуры (хотя по шкале Цельсия (°С) получится тот же результат).

    • В нашем примере давайте предположим, что начальная температура реакции была 185K, а после реакции стала 95K, значит, ∆T вычисляется так:
      ∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K

  5. 5
    Найдите энтальпию по формуле ∆H = m x s x ∆T. Если известна m – масса реагентов, s – теплоемкость продукта реакции и ∆T – изменение температуры, то можно подсчитать энтальпию реакции. Подставьте значения в формулу ∆H = m x s x ∆T и получите энтальпию. Результат вычисляется в Джоулях (Дж).

    • В нашем примере энтальпия вычисляется так:
      ∆H = (36г) × (4.2 ДжK-1 г-1) × (-90K ) = -13,608 Дж

  6. 6
    Определение выделения или поглощения энергии. Наиболее важная характеристика энтальпии ∆H – это определение будет реакция экзотермической (выделение тепла и снижение собственной энергии) или эндотермической (поглощение тепла из окружающей среды и повышение собственной энергии). Если знак перед значением ∆H положительный, значит реакция эндотермическая. Если знак отрицательный, значит реакция экзотермическая. Остерегайтесь больших значений энтальпии, потому что это может означать большой и быстрый выброс энергии, что может привести к взрыву.

    • В нашем примере, конечный результат получился равным -13 608 Дж. Перед значением энтальпии отрицательный знак, а это означает, что реакция экзотермическая. Горячие газы (в виде пара) H2 и O2 должны выделить некоторое количество тепла, чтобы образовать молекулу воды, то есть реакция образования H2O является экзотермической.

Метод 2 из 3: Подсчет энтальпии


  1. 1
    Подсчитайте энергию связей для оценки энтальпии. Почти все химические реакции приводят к разрыву одних связей и образованию новых. Так по разрыву или образованию химических связей можно оценить изменение энтальпии всей реакции при помощи суммирования энергии этих связей.

    • Например, рассмотрим реакцию: H2 + F2 → 2HF. В этом случае, энергия для разрыва связи в молекуле H2 составляет 436 кДж/моль, а энергия для разрыва F2 составляет 158 кДж/моль.[1] Наконец, энергия необходимая для образования связи в молекуле HF из H и F = -568 кДж/моль.[2] Умножаем последнее значение на 2, т.к. получаем в ходе реакции 2 моль HF, т.е. 2 × -568 = -1136 кДж/моль. Складываем значения:
      436 + 158 + -1136 = -542 кДж/моль.

  2. 2
    Используйте энтальпию образования для оценки энтальпии. Энтальпия образования позволяет рассчитать ∆H через вычисление реакций образования реагентов и продуктов. Если известна энтальпия образования продуктов реакции и реагентов, то вы можете рассчитать энтальпию образования по следующему примеру.

    • Например, рассмотрим следующую реакцию: C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. Мы знаем, что энтальпия образования рассчитывается:[3]
      C2H5OH → 2C + 3H2 + 0.5O2 = 228 кДж/моль
      2C + 2O2 → 2CO2 = -394 × 2 = -788 кДж/моль
      3H2 + 1.5 O2 → 3H2O = -286 × 3 = -858 кДж/моль
      Теперь необходимо сложить значения образованных веществ, полученные выше, для определения энтальпии реакции: C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O,
      228 + -788 + -858 = -1418 кДж/моль.

  3. 3
    Не забывайте про знаки перед значениями энтальпии. При вычислении энтальпии образования, формулу для определения энтальпии реакции продукта вы переворачиваете, то знак энтальпии должен поменяться. Другими словами, если вы переворачиваете формулу, то знак энтальпии должен смениться на противоположный.

    • В примере, обратите внимание на то, что реакция образования для продукта C2H5OH записана наоборот. C2H5OH → 2C + 3H2 + 0.5O2 т.е. C2H5OH распадается, а не синтезируется. Поэтому знак перед энтальпией в такой реакции положительный: 228 кДЖмоль, хотя энтальпия образования C2H5OH составляет -228 кДжмоль.

Метод 3 из 3: Экспериментальный подсчет энтальпии


  1. 1
    Возьмите чистую емкость и налейте туда воды. Давайте посмотрим принципы энтальпии экспериментально. Убедитесь, что используемые предметы не содержат загрязнителей и очистителей. Ученые используют специальный закрытые контейнеры – калориметры, для измерения энтальпии, но также можно использовать стеклянный стакан или колбу. Заполните его чистой водопроводной водой. Желательно проводить эксперимент в холодном помещении.

    • Для эксперимента желательно использовать небольшой контейнер. Мы будем рассматривать энтальпию реакции с Алька-Зельцер, поэтому, чем меньше воды используется, тем более очевидным будет изменение температуры.

  2. 2
    Поместите термометр в контейнер. Поместите в контейнер термометр так, чтобы граница прочтения температуры была ниже уровня воды. Начальная температура теперь известна – T1.

    • Предположим, что температуры воды 10°C. Через несколько шагов мы поймем на практике, что такое энтальпия и как это работает.

  3. 3
    Добавьте одну таблетку Алька-Зельцер в контейнер. Готовы? Кидайте одну таблетку Алька-Зельцер в воду, которая сразу начнет пузыриться и шипеть. Это происходит из-за реакции между бикарбонатом (HCO3-) и лимонной кислотой (H+). В результате образуется вода и углекислый газ по формуле: 3HCO3− + 3H+ → 3H2O + 3CO2.

  4. 4
    Измерьте конечную температуру. Таблетка Алька-Зельцер должна полностью раствориться. Измерьте температуру еще раз. Температура должна быть немного ниже. Если температура воды сейчас выше начальной температуры, значит, эксперименту помешали какие-то внешние факторы (например, слишком теплое помещение, где проводился эксперимент).

    • Предположим, что измеренная второй раз температура составляет 8°C.

  5. 5
    Подсчитаем энтальпию реакции. В ходе эксперимента должно наблюдаться снижение температуры воды после растворения таблетки Алька-Зельцер. Можно сделать вывод, что данная реакция является эндотермической, т.е. химическая реакция сопровождается поглощением энергии окружающей среды. Кроме того в результате реакции образуется газ, который также поглощает энергию окружающей среды. Все это приводит к снижению температуры воды.

    • В нашем эксперименте температура воды упала на 2 градуса. Это доказывает, что реакция растворения Алька-Зельцер в воде эндотермическая.

Советы

  • В подсчетах используется шкала Кельвина (K) – это температурная шкала аналогическая Цельсию. Чтобы перевести значение Цельсия в Кельвина, необходимо добавить или вычесть 273 градуса: K = °C + 273.

Добавить комментарий