Определение теплового эффекта химической реакции

Московский государственный технический университет
имени Н. Э. Баумана

Н. К. Авсинеева, О. И. Романко, В. Н. Шаповал

Определение теплового эффекта
химической реакции

Методические указания
к выполнению лабораторной работы
(по курсу «Физическая химия»)

Москва
Издательство МГТУ им. Н. Э. Баумана
2011

УДК 541.1
ББК 24.5
А22

Рецензент: Б. Е. Винтайкин

Авсинеева Н. К.
А22
Определение теплового эффекта химической реакции : метод.
указания к выполнению лабораторной работы по курсу «Физическая 
химия» / Н. К. Авсинеева, О. И. Романко, В. Н. Шаповал. — М. :
Изд-во МГТУ им. Н. Э. Баумана, 2011. — 16 с. : ил.
Изложена методика проведения лабораторной работы по изучению физических 
и химических процессов, протекающих с выделением или поглощением 
теплоты. Для проведения реакции нейтрализации предложены
различные пары кислот и оснований, а также методики расчета тепловых 
эффектов этих процессов. Приведены расчеты теплоты растворения
кристаллов солей в воде. Описаны порядок и правила выполнения эксперимента 
и оформления работы.
Для студентов 2-го курса специальности ФН-4 «Техническая физика».
Рекомендовано Учебно-методической комиссией факультета ФН МГТУ
им. Н. Э. Баумана.

УДК 541.1
ББК 24.5

Учебное издание
Авсинеева Наталья Константиновна
Романко Ольга Ильинична
Шаповал Валентин Николаевич

Определение теплового эффекта химической реакции

Редактор С. А. Серебрякова
Корректор М. А. Василевская
Компьютерная верстка М. А. Голуба

Подписано в печать 14.06.2011. Формат 60×84/16.
Усл. печ. л. 0,93. Тираж 100 экз.
Изд. № 20. Заказ №
Издательство МГТУ им. Н. Э. Баумана.
Типография МГТУ им. Н. Э. Баумана.
105005, Москва, 2-я Бауманская ул., 5.

c⃝ МГТУ им. Н. Э. Баумана, 2011

Цель работы — определение теплового эффекта химической реакции 
или физико-химического процесса методом калориметрического 
анализа (предложено определение энтальпии реакции нейтрализации 
или процесса растворения соли в воде) и проведение
на основе полученных данных термодинамических расчетов, связанных 
с тепловыми эффектами химических и физико-химических
процессов.

Теоретическая часть

Очень часто химические и физические процессы сопровождаются 
энергетическими эффектами (тепловыми, световыми, электрическими 
и механическими). В данной работе предстоит ознакомиться 
с тепловыми эффектами реакций и физико-химических
процессов.
В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Она
может быть скрытой (внутренняя энергия U) и переходящей в работу 
W. Согласно первому закону термодинамики теплота Q, подведенная 
к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии 
U и на совершение этой системой работы W над внешней
средой:
Q = ΔU + W.

Чаще всего химические эксперименты, химические превращения 
в природе и технологические процессы происходят при постоянном 
давлении (например, в отрытом сосуде) и при постоянной
температуре (p, T = const). Если при этом единственным видом совершаемой 
работы является работа расширения (W = pΔV ), то тепловой 
эффект реакции равен

Qp,T = ΔU + pΔV = ΔH,

где H = U + pV — энтальпия системы.

3

Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, 
обозначается Qp и является количественной мерой изменения
энтальпии системы:
Qp = −ΔrH.

Теплоту и максимальную работу химических реакций можно
рассчитывать согласно стехиометрическим уравнениям химических
реакций по термодинамическим свойствам веществ. Используется
термодинамический способ написания уравнений, состоящий в том,
что после уравнения записывается изменение энергетического состояния 
в системе:

Zn(к)+H2SO4(р)=ZnSO4(р)+H2(г);
ΔrH0=−163,3 кДж/моль.

Буквенными индексами при химических формулах обозначены агрегатные 
состояния веществ: к — кристаллическое, ж — жидкое, р —
раствор, г — газ. Указание агрегатного состояния участников реакции 
является существенным, поскольку тепловой эффект и изменение 
внутренней энергии зависят от него. Индекс r в левом нижнем
углу обозначения энтальпии означает тип процесса — химическая
реакция (от англ. reaction), индекс 0 в правом верхнем углу — стандартные 
в термодинамике давление p0 = 1 бар = 105 Па = 760 Торр
и активность ионов в растворе a0 = 1 моль/л. Табличные данные
для термодинамических расчетов относятся к температуре 298 K,
хотя с 1975 г. понятие стандартной температуры в термодинамике
отсутствует.
Корректно записывать ионообменные реакции в растворах
и многие окислительно-восстановительные процессы в краткой
ионно-молекулярной форме, изображая в уравнениях формулы только 
газообразных, кристаллических и жидких веществ и слабых
электролитов. Сильные электролиты нужно записывать в виде
ионов, которые принимают участие в реакции. Поэтому приведенное 
выше уравнение растворения цинка в серной кислоте запишем
следующим образом:

Zn(к) + 2H+
(р) = Zn2+
(р) + H2(г)

4

Уравнение реакции цинка со слабой уксусной кислотой запишем 
иначе:

Zn(к) + 2CH3COOH(р) = Zn2+
(р) + 2CH3COO−
(р) + H2(г)

Из первого закона термодинамики следует закон Г. И. Гесса
(1840), который в современной формулировке гласит: изменение
энтальпии (тепловой эффект) реакции зависит только от вида
и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит
от процесса (числа стадий) перехода. Из закона Гесса вытекает
следствие, что тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий 
образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий
образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:


ΔrH0 =
iΔfH0
i
прод −
iΔfH0
i
исх,

где
i — стехиометрические коэффициенты веществ в уравнении реакции; 
индекс «прод» — продукты реакции, записанные в уравнении
справа; индекс «исх» — исходные вещества, записанные в уравнении 
слева; ΔrH0 — стандартное изменение энтальпии (для краткости — 
стандартная энтальпия) химической реакции; ΔfH0 — стандартная 
энтальпия образования вещества.
Стандартной энтальпией образования ΔfH0 (от англ. formation)
называется изменение энтальпии в реакции, чаще всего гипотетической, 
проводимой в стандартных термодинамических условиях, 
образования 1 моль химического соединения из простых веществ, 
наиболее устойчивых при этих условиях. Энтальпии образования 
в справочниках даются для стандартных условий (T = 298 K,
p = 105 Па) в расчете на 1 моль образующегося соединения. Численные 
значения энтальпий образования простых веществ в их наиболее 
устойчивых состояниях при стандартном давлении и любой
температуре принимаются равными нулю.
Стандартная энтальпия реакции ΔrH0 — это энтальпия химической 
реакции при стандартных термодинамических условиях. Так
как энтальпии образования известны примерно для четырех тысяч 
веществ в разных агрегатных состояниях, можно рассчитать

5

тепловые эффекты многих химических реакций и физико-химических 
процессов.

Примеры решения задач

Задача 1. Рассчитайте стандартную энтальпию взаимодействия
кристаллического оксида фосфора (V) и воды, происходящего
по уравнению

P2O5(к) + 3H2O(ж) = 2H3PO4(к).

Решение. Энтальпия реакции при стандартных условиях согласно 
следствию из закона Гесса определяется следующим образом:


ΔrH0 = 2ΔfH0
H3PO4(к) − (ΔfH0
P2O5(к) + 3ΔfH0
H2O(ж)) =

= 2(−1279,0) − 1(−1492,0) − 3(−285,8) = −208,6 кДж.

Поскольку ΔrH0 < 0, реакция экзотермическая.
Задача 2. Рассчитайте стандартную энтальпию растворения
кристаллического гидроксида калия (значения стандартных энтальпий 
образования в килоджоулях на моль приведены под формулами
веществ) согласно уравнению

KOH(к)
− 425,8
=
K+
(р)
− 251,2
+ OH−
(р)
− 230,2

Решение. В соответствии со следствием из закона Гесса

ΔраствH0
KOH = (−251,2) + (−230,2) − (−425,8) = −55,6 кДж.

Растворение гидроксида калия — процесс экзотермический.
Задача 3. Растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается 
выделением теплоты, кристаллического нитрата калия — 
поглощением теплоты. Вычислите энтальпии растворения
этих веществ по следующим данным:

6

Вещество
KOH
KNO3
ΔрешH0, кДж/моль
790,5
684,5

Ион в растворе
K+
OH−
NO−
3
ΔгидрH0, кДж/моль
−338,9
−510,5
−309,6

Решение. В случае растворения KOH тепловой эффект процесса 
по закону Гесса составляет

ΔраствH0 = 790,5 + [−338,9 + (−510,5)] = −58,9 кДж/моль.

Для нитрата калия энтальпия растворения равна

ΔраствH0 = 684,5 + [−338,9 + (−309,6)] = 36,0 кДж/моль.

Растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается 
выделением теплоты, так как на разрушение кристаллической
решетки затрачивается меньше энергии (790,5 кДж/моль), чем ее
выделяется при суммарной гидратации ионов калия и гидроксид-
ионов (−849,4 кДж/моль).
В противоположность этому растворение кристаллического
нитрата калия — процесс эндотермический, поскольку на разрушение 
его кристаллической решетки требуется больше энергии
(684,5 кДж/моль), чем выделяется при суммарной гидратации ионов
K+ и NO−
3 (−648,5 кДж/моль).

Экспериментальная часть

Экспериментально энтальпии реакций определяют в специально 
сконструированном приборе — калориметре. Простейший калориметр 
состоит из двух стаканов различного объема, вставленных
один в другой (см. рисунок). Во избежание потерь теплоты через
стенки стаканов между ними помещают теплоизолирующий материал. 
Внутренний стакан закрывают крышкой, в которую вставлен
термометр (при этом важно, чтобы шарик термометра был погружен 
в раствор).

7

Схема калориметрической установки:
1 — внутренний стакан; 2 — теплоизолирующие прокладки; 3 — внешний стакан;
4 — крышка; 5 — резиновое кольцо; 6 — термометр; 7 — мешалка; 8 — воронка

Опыт 1. Определение энтальпии реакции нейтрализации

Согласно теории электролитической диссоциации, реакции между 
растворами сильных кислот и сильных оснований, например

NaOH(р) + H2SO4(р) = NaHSO4(р) + H2O(ж)

KOH(р) + HCl(р) = KCl(р) + H2O(ж)

выражаются общим для них уравнением нейтрализации, записанным 
в ионно-молекулярном виде

H+
(р) + OH−
(р) = H2O(ж);
ΔнейтрH0 = −56,9 кДж/моль H2O.

Обратная реакция (распад молекулы H2O на ионы H+ и OH−)
представляет собой процесс диссоциации воды. Энтальпия диссоциации 
равна энтальпии нейтрализации, взятой с обратным знаком,
т. е. ΔдиссH0 = 56,9 кДж/моль H2O.
Энтальпии нейтрализации слабых электролитов отличаются
от таковых для сильных кислот и оснований. В этом случае тепловой 
эффект нейтрализации не является постоянной величиной,

8

он зависит от природы взятых веществ. Для реакции нейтрализации 
такого типа, например

NH4OH(р) + CH3COOH(р) = NH4CH3COO(р) + H2O(ж),

экзотермическому процессу образования воды из ионов предшествует 
эндотермический процесс распада молекул слабых электролитов 
на ионы, а энтальпии гидратации ионов входят в энтальпию
нейтрализации.

Порядок проведения работы

1. Отмерьте мерным цилиндром 100 мл 1 М раствора щелочи
(KOH или NaOH), влейте раствор во внутренний калориметрический 
стакан и измерьте температуру раствора термометром с точностью 
до 0,1 K (Tщ).
2. Мерным цилиндром отмерьте 100 мл 1 М раствора кислоты
(HCl или HNO3) и измерьте его температуру с такой же точностью
(Tк).
3. При непрерывном перемешивании прилейте раствор кислоты 
к раствору щелочи. Быстро закройте стакан крышкой и следите
за изменением температуры раствора. При достижении максимума
температуры запишите значение Tкон, которую показывает термометр 
после смешения растворов.
4. Рассчитайте среднюю температуру исходных растворов до реакции 
Tнач (среднее арифметическое значений температуры растворов 
кислоты и щелочи), затем определите изменение температуры
системы в реакции:
ΔT = Tкон − Tнач.

5. Вычислите теплоту реакции нейтрализации по формуле

Q = ΔTCс,

где Cс — теплоемкость системы. Теплоемкость системы определяется 
по формуле
Cс = Cстmст + Cрmр,

где Cст — удельная теплоемкость стекла, равная 0,753 Дж/(г · K);
mст — масса
калориметрического
стакана,
г;
Cр — удельная

9

теплоемкость раствора, которая принимается равной теплоемкости
воды, т. е. 4,184 Дж/(г · K); mр — масса раствора, г.
Масса раствора определяется из соотношения

mр = Vк

к + Vщ

щ,

где Vк — объем раствора кислоты, см3;
к — плотность раствора кислоты, 
г/см3; Vщ — объем раствора щелочи, см3;
щ — плотность раствора 
щелочи, г/см3.
6. Тепловой эффект реакции нейтрализации (Дж/моль) рассчитайте 
по формуле
ΔнейтрH0 = −Q/n,

где n — количество вещества кислоты и щелочи, участвовавших
в реакции, моль.
7. Для предложенных систем проведите по два последовательных 
опыта.
8. Полученные экспериментальные данные и расчеты тепловых
эффектов запишите в табл. 1.
9. Сравните полученные данные по ΔнейтрH0 с теоретическим
значением энтальпии нейтрализации, равным −56,9 кДж/моль.
Найдите отклонения экспериментальных значений от теоретического 
и определите абсолютную и относительную ошибки эксперимента.

10. Объясните возможные причины отклонений и сделайте вывод 
о зависимости стандартной энтальпии реакции нейтрализации
от природы реагирующих кислот и оснований.

Выполнение опыта 1 на установке L-микро∗

К первому разъему измерительного блока подключите длинный
датчик температуры. В меню программы «L-химия — практикум»
выберите сценарий «Датчики: Температура 0–100◦C (длинный датчик): 
Ручной ввод абсциссы» и перейдите в окно измерений.
В химический стакан объемом 100 мл налейте 50 мл 4 М раствора 
HCl, поставьте стакан на магнитную мешалку и погрузите

∗Методика выполнения опытов на установке L-микро взята из книги Жилин 
Д. М. Общая химия. Практикум L-микро. М.: МГИУ, 2006.

10