Теплота нейтралізації.

Теплота нейтралізації - тепловий ефект, який спостерігається при нейтралізації одного моль еквівалента кислоти одним моль еквівалента гідроксиду в розведених водних розчинах.

При взаємодії 1моль еквівалента сильної кислоти з 1моль еквівалента сильного гідроксиду в розведених водних розчинах виділяється майже одна­кова кількість теплоти

= -55,9 кДж/моль (при 298 К).

Розглянемо для прикладу реакцію нейтралізації сильної кислоти силь­ною основою (лугом):

НС1 + NaOH = NaC I + Н₂О,

або в іонній формі:

Н⁺ + Сl^-+ Na⁺ + ОН^-= Na⁺ + Сl^-+ Н₂О.

Після скорочення одержимо:

Н⁺ + ОН^-= Н₂О; = -55,9 кДж/моль.

Сталість теплот нейтралізації пов'язана з тим, що при взаємодії будь-якої сильної кислоти з будь-якою сильною основою, повністю дисоційованими у водних розчинах, у всіх випадках протікає однакова реакція: з іо­нів Н⁺ кислоти і іонів ОН^-гідроксиду утворюються молекули води. Зрозу­міло, що однаковим реакціям відповідає й однаковий тепловий ефект.

Нейтралізація слабких кислот сильними основами або сильних кислот слабкими основами супроводжується одночасно дисоціацією слабкого електроліту. При цьому виділяється або поглинається теплота ди­соціації , яка залежить від кількості теплоти, що поглинається при роз­паді молекул слабкого електроліту на іони й теплоти сольватації іонів слаб­кого електроліту молекулами розчинника. Залежно від того, яка теплота з двох названих буде більшою, теплота дисоціації може бути додатною або від'­ємною. Таким чином, теплота нейтралізації слабких кислот і гідроксидів складається із теплоти утворення води з іонів Н⁺ і ОН^-(-55,9 кДж/моль) і теплоти дисоціації слабкого електроліту :

= -55,9 + .

Теплоємність.

Загальна теплоємність системи — це кількість теплоти, яка потріб­на для підвищення температури системи на один градус. Оскільки вона є величиною екстенсивною, то більш зручно користуватися теплоємністю, віднесеною до одиниці кількості речовини. В зале­жності від цього розрізняють питому (на 1 г чи 1 кг маси речови­ни) та мольну (на 1 моль) теплоємності. Їх величини залежать та­кож від умов нагрівання — С_V (при V = const) та С_р (р = const). Теплоємність залежить від природи речовини, а також від темпе­ратури, тому розрізняють середню теплоємність (чи ) у зада­ному інтервалі температур (від Т₁ до Т₂) та істинну теплоємність С_р (або С_V) при заданій температурі Т. Середня теплоємність

; .

а істинна теплоємність

;

Середня теплоємність наближається до істинної (→C_р) при зменшенні температурного інтервалу, коли (Т₂— Т₁) —> 0. Для 1 моль ідеального газу C_р = C_V +R (рівняння Майєра). Робота розширення 1 моль ідеального газу в різних процесах розраховується за формулами:

Ізобарний процес (p=const)	Ізохорний процес (V=const)	Ізотермічний процес (T=const)	Адіабатичний процес (δQ=0)
Ap=p(V2 - V1) pV=RT Wp=R(T2 - T1)	dV=0 AV=0	AT= RT; AT= RT	δA=-dU; CV=dU/dT; dU= CV∙dT; δAQ=- CV∙dT; AQ= CV∙(T1 - T2);

Температурну залежність C_р звичайно представляють у вигляді емпіричних рівнянь типу

C_р = а +bТ + cT ² ; C_р = а +bТ + c′ T ^-2

та інших. У довідкових таблицях наводяться значення коефіцієнтів a, b, c, c′… та інтервал температур, для якого виправдовуються ці залежності.

Залежність теплового ефекту хімічних реакцій від температури описується рівнянням К.Кірхгофа в диференціальній

(d∆H_p/dT)_p = ∆C_p та інтегральній формах.