ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА. Цель: Изучить свойства и методы расчета термодинамических функций

ЭЛЕМЕНТЫ 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, Q_H.

Вычисление теплоты Q_н, выделившейся или поглощающейся во время опыта в калориметрическом сосуде, производится по формуле:

Q_н= (m_ж× C_рж + m_cm××C_рст) × DТ ×10^-3, DТ = Т _кон. - Т _нач,

где Т_кон и Т_нач – начальная и конечная температура в калориметрическом сосуде, °С;

m_нач, m_ж – масса калориметрического сосуда и находящейся в нем жидкости, г.

C_рст и C_рж - 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:

DН_н.m. = -

где Q_н – теплота, выделившаяся в ходе эксперимента, кДж;

n(H₂O) – количество вещества воды, образовавшейся в ходе эксперимента, моль;

DН_н.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 ∆X_i к расчетному значению определяемой величины μ:

Δx_i x_i - μ

относительная погрешность = —— ×100% = ——– × 100%, где

μ μ

x_i – 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 Q_р.

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 Q_р

Q_раст= (m(соли)+m(H₂O) ×C(р-ра) + m_стС_ст)×ΔT×10^-3 кДж.

Молярное изменение энтальпии процесса растворения безводной соли ΔН_раст.т. равно:

Q_раст

ΔН_раст.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, ΔН_гидр= - 91,21 кДж;

процесс растворения кристаллогидрата

Na₂CO₃×10H₂O+aq = Na₂CO_3aq, ΔН_aq=47,28 кДж.

Суммарный процесс:

Na₂CO₃+10Н₂О +aq=Na₂CO_3aq, ΔН=ΔН_гидр +ΔН_aq.

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: