Теплоты физико-химических процессов

Не только химические, но и физико-химические процессы могут сопровождаться выделением или поглощением теплоты.

В связи с этим, рассмотрим три типичных физико-химических процесса.

1. Растворение веществ.

а) Если это твердое вещество, то процесс можно представить в две стадии:

На первой стадии разрушается кристаллическая решетка, на второй происходит сольватация (например, гидратация) молекул вещества. Обычно первая стадия — эндотермическая, вторая — экзотермическая:

Результирующая же теплота растворения равна сумме теплот двух стадий:

и может иметь как положительный, так и отрицательный знак.

б) А вот ситуации, когда присутствует только одна из двух названных стадий.

I. При растворении газов, очевидно, нет первой стадии — разрушения
кристаллической решетки. Остается экзотермическая сольватация. Поэтому
растворение газов, как правило, экзотермично.

II. При растворении кристаллогидратов отсутствует стадия сольватации.
Остается лишь эндотермическое разрушение кристаллической решетки. Про­цесс идет с поглощением теплоты.

в) В качестве примераприведем растворение сульфата меди — в первом случае кристаллогидрата, а во втором — безводной соли:

2. Реакция нейтрализации.

а) Сильные кислоты и основания в растворе диссоциированы полностью, и поэтому теплота нейтрализации (независимо от их природы) одна и та же.

Рассчитаем ее:

 

б) Если же в подобной реакции участвует слабый электролит (у которого диссоциирована лишь небольшая часть молекул), то процесс можно записать в две стадии:

Первая стадия — это ионизация слабого электролита. Она обычно является эндотермической, т.е. для полной ионизации всех молекул слабого электро­лита требуется передать веществу теплоту. И чем слабее кислота, тем больше надо теплоты.

Итак, в реакции нейтрализации, идущей с участием слабого электролита, результирующее выделение энергии оказывается меньше, чем в случае силь­ного электролита.

в)Примеры.

I. Диссоциация угольной кислоты:

 

II. Реакция нейтрализации угольной кислоты щелочью:

 

3. Фазовые превращения

а) Теплота фазового перехода равна разности ΔН^о_обр вещества в одном и в другом состояниях.

б) Например, для испарения воды (при 25 °С) имеем:

 

Таким образом, парообразование – это эндотермический процесс.

в) Как меняется теплота испарения при повышении температуры? Для ответа на этот вопрос будем считать, что испарение – это аналог химической реакции, и применим уравнение Кирхгофа.

В п. 2.4 мы видели, что теплоёмкость воды («реагента») значительно больше, чем теплоёмкость идеального газа. А пар («продукт реакции») отчасти подобен такому газу. Поэтому

Следовательно, при нагревании теплота испарения снижается.

И действительно – при 100°С

ΔH_исп (Н₂О) = + 41 кДж/моль < ΔH°_исп (Н₂О) . (2.43)

Краткое содержание главы 2

1. Для условий, в которых обычно проходят химические реакции, теплота реакции есть функция состояния. Это констатирует ЗАКОН ГЕССА: теплота реакций не зависит от способа их осуществления.

2. Более общим понятием является ЭНТАЛЬПИЯ – такая функция состояния, изменение которой в изобарном процессе равно теплоте:

3. Используя энтальпии (теплоты) образования или сгорания веществ, рассчитывают ТЕПЛОТЫ РЕАКЦИЙ:

4. В главе также введены МОЛЯРНАЯ ТЕПЛОЁМКОСТЬ и два её частных вида:

5. Через эти величины выражается зависимость теплоты реакции от температуры (УРАВНЕНИЯ КИРХГОФА):

6. И, наконец, были рассмотрены теплоты ряда физико-химических процессов – растворения веществ, фазовых превращений и диссоциации слабых электролитов.