Часть 1. Определение постоянной калориметра

Последовательность выполнения работы

Постоянная калориметра (К) – количество теплоты, необходимое для изменения температуры всех частей калориметра на 1⁰С (кДж/град.). Ее определяют по известной теплоте растворения хлорида калия.

В качестве калориметрической жидкости используют дистиллированную воду. Стаканчик в изотермической оболочке с 80 см³ дистиллированной воды устанавливаются в калориметр и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В отверстие крышки вставляют специальную пробирку, с предварительно насыпанной измельченной солью KCI (2 г) с известной теплотой растворения.

Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включаются в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном режиме или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» – elsms2.exe).

Графическим методом определяют изменение температуры при растворении соли и рассчитывают постоянную калориметра. Постоянная калориметра в данном случае равна отклонению величины теплоты растворения теоретической для данного количества соли от экспериментального.

 

Форма отчета и расчеты

1. Найти значение интегральной теплоты растворения(Δ Н_m) (табл. 1), предварительно рассчитав моляльность растворенного вещества (моль/кг) по формуле:

=

g ₁ – масса воды, г;  

g ₂ – масса соли, г;  

M – молярная масса хлорида калия (74, 5 г/моль).

 

Таблица 1 – Интегральные теплоты растворения соли KCl

Моляльность, моль/кг(Н2О)	Δ Нm, кДж/моль	Моляльность, моль/кг(Н2О)	Δ Нm, кДж/моль
0	17, 24	0, 4	17, 50
0, 01	17, 48	0, 5	17, 43
0, 02	17, 45	1, 0	17, 29
0, 05	17, 52	2, 0	16, 72
0, 1	17, 56	3, 0	16, 18
0, 2	17, 57	4, 0	15, 76
0, 3	17, 55	насыщ. р-р (4, 82)	15, 46

2. Рассчитать количество теплоты (Q, Дж), поглощенной в процессе растворения хлорида калия по формуле:

=

Δ Н_m – интегральная теплота растворения хлорида калия, кДж/моль

3. Определить постоянную калориметра по формуле:

=

С_уд. – теплоемкость раствора (приблизительно равна 4, 18 Дж/г·К);  

DТ – изменение температуры в процессе растворения.

Часть 2. Определение теплоты нейтрализации

Последовательность выполнения работы

Для определения теплоты нейтрализации щелочи в качестве калориметрической жидкости используют 1 М раствор хлороводородной кислоты. В стаканчик наливают 80 см³ раствора хлороводородной кислоты, устанавливают его в калориметр, и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В специальное устройство наливают пипеткой 4 см³ 1 М раствора гидроксида натрия и устанавливают его в крышке калориметра.

Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включают в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном режиме или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» – elsms2.exe).

Графическим методом определяют изменение температуры в ходе реакции. По полученным данным рассчитывают тепловой эффект химической реакции и сравнивают его с теоретическими данными.

Примечание. При проведении нейтрализации к большому объему кислоты при­бавляется небольшой объем щелочи, поэтому объем щелочи значитель­но увеличивается и при расчетах необходимо учитывать теплоту разве­дения щелочи. В данном случае определяют теплоту разведения щело­чи, вливая раствор щелочи (в таком же объеме, как при нейтрализации) в чистую воду, взятую в таком же объеме, как кислота. Для этого в ста­канчик наливают 80 см³ дистиллированной воды, устанавливают в кало­риметр, вставив его предварительно в изотермическую оболочку, и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В специальное устройство наливают пипеткой 4 см³ щелочи и устанавливают его в крышке калориметра.

Выполняют работу, как и в предыдущем случае. По полученным данным рассчитывают тепловой эффект разведения раствора гидроксида натрия.

 

Форма отчета и расчеты

1. Теплоту химической реакции определить по формуле:

=

 

V₁, ρ ₁(1, 0155 г/см³); C₁ – объем, плотность и теплоемкость раствора кислоты;

V₂, ρ ₂ (1, 0428 г/см³), C₂ – объем, плотность и теплоемкость раствора щелочи;

Δ T₁, Δ T₂ – разность температур при нейтрализации и разведении соответственно;

К – постоянная калориметра (см. часть 1).

Теплоемкости растворов щелочи и кислоты принять приблизительно равными теплоемкости воды (4, 18 Дж/г·К).

2. Полученный тепловой эффект пересчитывают на 1 моль щелочи (Дж/моль). Тепловой эффект пересчитывают на то вещество, которое находится в меньшем количестве.

=

V – объем щелочи, см³;

С – концентрация щелочи, моль/дм³.

Сравнить полученные данные DН с истинным значением теплоты нейтрализации              (-56, 0 кДж/моль). Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов: Н⁺(аq) + OH^–(aq) → Н₂О_(ж).

4. Оценить относительную погрешность эксперимента:

=

5. Рассчитать изменение энтропии реакции нейтрализации по имеющимся справочным данным.

 

	Н2О(ж)	Н+(аq)	ОН–(aq)
, Дж/моль× К	69, 95	0	–10, 75

=

6. Рассчитать энергию Гиббса реакции нейтрализации. Сделать вывод о соответствии найденной величины  самопроизвольному течению реакции нейтрализации.

=

Вывод:

Теоретические вопросы

1. Основные понятия термодинамики (термодинамические системы и их классификация, параметры состояния системы, независимые параметры и функции; функции состояния и функции перехода, термодинамические процессы).

2. Постулат о существовании температуры (нулевой закон термодинамики.) Внутренняя энергия системы, теплота, работа.

3. Первый закон термодинамики. Основные формулировки и аналитическое выражение. Энтальпия.

4. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и следствия из него.

5. Теплоемкость, средняя и истинная теплоемкость. Соотношения между С_Р и С_V.

6. Второй закон термодинамики. Основные формулировки и аналитические выражения. Обоснование существования энтропии как функции состояния системы. Фундаментальное уравнение Гиббса.

7. Третий закон термодинамики, постулат Планка. Абсолютные энтропии. Вычисление изменения энтропии в химических реакциях.

8. Понятие о термодинамических потенциалах. Изменения энергии Гельмгольца и энергии Гиббса как термодинамические критерии равновесия и направленности процессов.

9. Химический потенциал, его определение через характеристические функции.

Задачи

1. Процесс совместной термической обработки сульфата железа и серного колчедана может быть выражен суммарным уравнением:

FeSO₄ (тв) + 3FeS₂(тв) + 8O₂(г) = 7SO₂ (г) + 2Fe₂O₃(тв).

Используя термодинамические данные  и , оцените возможность протекания данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях.

2. Простейшим способом очистки отходящих газов от аммиака являются его адсорбция водой. Иногда водную очистку дополняют доочисткой раствором серной кислоты с получением сульфата аммония: 2NH₃(г) + H₂SO₄(ж) = (NH₄)₂SO₄(кр). Используя термодинамические данные  и , докажите, что данный процесс необратим.

3. Во влажном воздухе возможно протекание реакций:

1. 4NО₂(г)+ О₂(г) + 2Н₂О(г)= 4НNО₃(г)

2. 2NО₂(г)+ Н₂О(г) = НNО₂(ж) +  НNО₃(ж),

что является причиной выпадения кислотных дождей. Рассчитайте значение изобарно-изотермического потенциала реакций 1 и 2, используя значения   и  участников реакций. Какая из реакций термодинамически более предпочтительна?

Занятие  2 «Химическая кинетика и катализ» (4 часа)

Лабораторная работа

⇐ Предыдущая123456789Следующая ⇒

Поделиться: