ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА. Цель: Изучить свойства и методы расчета термодинамических функцийЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ ЛАБОРАТОРНО-ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 2 Цель: Изучить свойства и методы расчета термодинамических функций. Содержание занятий: 1. Контроль выполнения домашнего задания. 2. Семинар «Термодинамические параметры и функции»: 2.1. Энергетика химических процессов и энтальпия; 2.2. Мера беспорядка системы – энтропия; 2.3. Энергия Гиббса; 2.4. Термодинамическое условие протекания химических процессов. 3. Основные теоретические вопросы: 3.1. Первый закон термодинамики и термодинамическая функция энтальпия; 3.2. Второй закон термодинамики и термодинамическая функция энтропия; 3.3. Третий закон термодинамики. Абсолютные энтропии веществ; 3.4. Энергия Гиббса и направление протекания химического процесса; 3.5. Основное уравнение химической термодинамики.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4.1. Определение молярного изменения энтальпии реакции нейтрализации основания кислотой. Для проведения эксперимента воспользуйтесь модулем «Термостат» учебно-лабораторного комплекса «Химия». В начале опыта приготовьте 100 мл раствора щелочи с молярной концентрацией С(щелочь) =0,15 моль л-1 и 3мл кислоты с молярной концентрацией С(кислоты)=5 моль л-1. Раствор щелочи внесите в калориметрический стакан с помещенной в него магнитной мешалкой. Предварительно калориметрический стакан с мешалкой необходимо взвесить. В специальную пробирку налейте 3 мл кислоты и установите ее в крышку калориметра. Подключите калориметрическую установку через контрóллер к компьютеру. Для этого запустите систему управления учебно-лабораторного комплекса «Химия» согласно приложению 12. Измерьте температуру начального периода в течение 3 мин (не менее 30 точек). Внесите из специальной пробирки в калориметр 3 мл кислоты. Наблюдайте повышение температуры в ходе реакции нейтрализации и рассчитайте изменение температуры ∆Т. Вычислите количество теплоты, выделившейся при реакции нейтрализации, QH. Вычисление теплоты Qн, выделившейся или поглощающейся во время опыта в калориметрическом сосуде, производится по формуле:
Qн= (mж× Cрж + mcm××Cрст) × DТ ×10-3, DТ = Т кон. - Т нач, где Ткон и Тнач – начальная и конечная температура в калориметрическом сосуде, °С; mнач, mж – масса калориметрического сосуда и находящейся в нем жидкости, г. Cрст и Cрж - удельные теплоемкости стекла и жидкости, Дж.г-1 × К-1. Примите, что плотность раствора равна единице; удельная теплоемкость раствора равна теплоемкости воды – 4,184 Дж×г-1×К-1; удельная теплоемкость стекла – 1,08 Дж×г-1×К-1.
Молярное изменение энтальпии в реакции нейтрализации равно: DНн.m. = -
где Qн – теплота, выделившаяся в ходе эксперимента, кДж; n(H2O) – количество вещества воды, образовавшейся в ходе эксперимента, моль; DНн.m – молярная энтальпия нейтрализации, кДж×моль-1
n(H2O) = n(HNO3) = C(HNO3) × V(HNO3),
где C(HNO3) – молярная концентрация кислоты, моль×л-1; V(HNO3) – объем кислоты, л. На основании закона Гесса рассчитайте теоретическое значение изменения энтальпии в реакции нейтрализации. Термохимическое уравнение реакции имеет вид:
H+(ж) + OH– (ж) = H2O (ж), D H н.m.
По закону Гесса D H н.m = D H °f (H2O ж ) - D H°f (ОН -ж) - D H°f (H+ ж), где D H°f – стандартные энтальпии образования веществ, приводимые в термодинамических таблицах (приложение 2). По определению энтальпии образования D H°f (H+ ж) = 0. Рассчитайте относительную погрешность в процентах, сравнив экспериментальное значение молярного изменения энтальпии нейтрализации с вычисленным по закону Гесса. Относительная погрешность – это отношение абсолютной погрешности определения ∆Xi к расчетному значению определяемой величины μ:
Δxi xi - μ относительная погрешность = —— ×100% = ——– × 100%, где μ μ xi – результат определения; μ – расчетное значение определяемой величины.
4.2. Определение молярного изменения энтальпии процесса растворения безводной соли. Для проведения эксперимента воспользуйтесь модулем «Термостат» учебно-лабораторного комплекса «Химия». В начале опыта взвесьте 2 г сухой соли. Внесите 70 мл воды в калориметрический стакан с помещенной в него магнитной мешалкой. Предварительно калориметрический стакан с мешалкой необходимо взвесить. В специальную пробирку поместите 2 г сухой соли и установите ее в крышку калориметра. Подключите калориметрическую установку через контрóллер к компьютеру. Для этого запустите систему управления учебно-лабораторного комплекса «Химия» согласно приложению 12. Измерьте температуру начального периода в течение 3 мин (не менее 30 точек). Внесите из специальной пробирки в калориметр 2 г сухой соли. Наблюдайте изменение температуры в ходе процееса растворения соли в воде и рассчитайте ∆Т. Вычислите количество теплоты процесса растворения Qр. Зная общую массу раствора, равную сумме массы соли m(соли) и массы воды m(H2O), приняв удельную теплоемкость раствора С(р-ра) равной теплоемкости воды C(H2O), т. е. С(р-ра)=C(H2O)=4,184 Дж×г–1×град–1, а его плотность равной единице, определите количество теплоты растворения Qр Qраст= (m(соли)+m(H2O) ×C(р-ра) + mстСст)×ΔT×10-3 кДж.
Молярное изменение энтальпии процесса растворения безводной соли ΔНраст.т. равно: Qраст ΔНраст.т = - ————— кДж×моль-1, n(соли) где, n(соли) – количество вещества соли, растворившееся в ходе эксперимента, моль; m(соли) n(соли) = —————. M(соли) На основании закона Гесса рассчитайте теоретическое значение изменения энтальпии процесса растворения безводной соли. При растворении безводной соли происходят ее гидратация и растворение полученного кристаллогидрата. Эти процессы могут быть выражены следующим термохимическими уравнениями: процесс гидратации безводного карбоната натрия Na2CO3+10H2O=Na2CO3×10H2O, ΔНгидр= - 91,21 кДж; процесс растворения кристаллогидрата Na2CO3×10H2O+aq = Na2CO3aq, ΔНaq=47,28 кДж. Суммарный процесс: Na2CO3+10Н2О +aq=Na2CO3aq, ΔН=ΔНгидр +ΔНaq. Поэтому, по закону Гесса изменение энтальпии процесса растворения безводной соли равно алгебраической сумме изменения энтальпии гидратации и изменения энтальпии растворения кристаллогидрата. Рассчитайте относительную погрешность опыта в процентах, сравнив экспериментальное значение изменения энтальпии растворения безводной соли с вычисленной по закону Гесса (см. п. 4.1.).
Фамилия, имя, отчество студента --------------------------------------------- -------------------------------------------- Шифр ------------------- Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|