Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ
КРИВОРІЗЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ
КАФЕДРА ХІМІЇ
МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
до самостійного вивчення розділу хімії
«Енергетика і напрямленість хімічних процесів»
та до виконання лабораторних робіт за темою
«Визначення теплових ефектів хімічних процесів»
для студентів I та ІІ курсу за напрямами підготовки
«Гірництво», «Екологія», «Металургія»
(денної та заочної форм навчання)
Кривий Ріг
2007
Укладачі: Мовчан В.В., канд. хім. наук, доцент
Ломовцева С.Б., ст. викладач
Мовчан О.Г., канд. хім. наук, доцент
Вiдповiдальний за випуск: Мовчан В.В., канд. хім. наук, доцент
Рецензент: Удовенко О.П., канд. хім. наук, доцент
Методичні вказівки до виконання лабораторних робіт з загальної та фізичної хімії на тему “Визначення теплових ефектів хімічних процесів” містять основні відомості з хімічної термодинаміки, приклади, а також питання для самоконтролю та задачі для самостійного розв’язування.
|
РОЗГЛЯНУТО на засіданні кафедри хімії |
СХВАЛЕНО на вченій раді металургійного факультету |
|
Протокол № від «___» _______200_ р. |
Протокол № від «____» ________200_ р. |
ЗМІСТ
|
[1] Теоретична частина [1.1] Основні термодинамічні поняття [1.2] Термохімія. [1.3] Напрям перебігу хімічних процесів. [2] Експериментальна частина. [2.1] Лабораторна робота "Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації" [2.2] Лабораторна робота «Визначення молярної теплоти розчинення солі» [3] Питання для самоконтролю [4] Задачі і вправи для самостійної роботи [5] Рекомендована література |
Термодинаміка – це наука, що вивчає зв’язок теплової енергії з іншими її видами (перехід енергії з однієї форми в іншу, енергетичні ефекти, що супроводжують хімічні та фізичні процеси, можливість і напрямок перебігу того чи іншого процесу). У вузькому понятті – це вчення про взаємозв’язок теплоти і роботи.
Термодинаміка базується на трьох основних законах. Перший закон описує процеси перетворення енергії; другий дозволяє робити висновок про напрямок цих процесів, він упроваджує також поняття про ентропію; третій закон термодинаміки дає можливість визначити ентропію.
У хімічній термодинаміці користуються так званими термодинамічними функціями (характеристиками), які дають змогу охарактеризувати стан системи і зміни, що відбуваються в ній. Найважливішими з них є внутрішня енергія U, ентальпія H, ентропія S, енергія Гіббса G тощо.
Термодинамічна система - це тіло або сукупність тіл, які перебу вають у взаємодії та відокремлені від навколишнього середовища ре альною або уявною поверхнею поділу. Залежно від здатності системи обмінюватися з навколишнім середовищем енергією та речовиною роз різняють такі типи систем:
ізольована - це така система, яка не обмінюється з навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією;
закрита - це система, що обмінюється з навколишнім середовищем енергією і не обмінюється речовиною;
відкрита - це система, яка обмінюється з навколишнім середовищем як енергією, так і речовиною.
Система може бути гомогенною та гетерогенною. Гомогенна система складається з однієї фази, а гетерогенна - з кількох фаз (на приклад, лід - вода, вода - толуен тощо).
Фаза - це частина гетерогенної системи, яка відокремлена повер хнями поділу і має в будь-якому макроскопічному об'ємі однакові фізичні та хімічні властивості.
Стан системи визначається сукупністю властивостей, якими вона володіє у даний момент і характеризується певними значеннями цих властивостей, або параметрами.
Усі параметри системи поділяють на дві групи. До першої належать параметри, які визначають властивості, що залежать від розмірів системи - екстенсивні властивості (об'єм V, маса т, теплоємність С).
Друга група параметрів визначає властивості, що не залежать від розмірів системи - інтенсивні властивості (температура Т, тиск р, концентра ція С, потенціал µ).
Внутрішня енергія U – це повна енергія системи (за винятком потенціальної і кінетичної енергій системи в цілому), яка складається з енергії обертання і руху молекул, атомів, електронів, енергії атомного ядра тощо.
Внутрішню енергію системи неможливо визначити, тому обмежуються зміною внутрішньої енергії ΔU у процесах.
У будь-якому процесі дотримується закон збереження енергії, що виражається рівнянням (перший закон термодинаміки):
Q=ΔU+A, (1)
яке показує, що теплота Q, яка підведена до системи, витрачається на збільшення її внутрішньої енергії ΔU і на виконання системою роботи A.
Хімічні процеси супроводжуються перетворенням хімічної енергії в інші форми енергії (в кінцевому результаті поглинанням чи виділенням теплоти). Кількість теплоти, що виділяється або поглинається внаслідок реакції, називають тепловим ефектом реакції. Тепловий ефект реакції завжди відносять до певного числа молів реагуючих речовин або продуктів реакції (найчастіше до 1 моль).
Зв’язок внутрішньої енергії з тепловим ефектом хімічної реакції видно з такого співвідношення:
H=U+PV або ΔH=ΔU+PΔV (2)
Функція Н називається ентальпією (тепловмістом системи). Вона відрізняється від внутрішньої енергії на показник роботи розширення газу. Для реакцій, що відбуваються при сталому тиску, тепловий ефект визначають як зміну ентальпії процесу (ΔH). Реакції, що відбуваються з виділенням теплоти, називають екзотермічними (ΔH0). Реакції, що відбуваються з поглинанням теплоти, називають ендотермічними (ΔH0).
Теплові ефекти хімічних процесів вивчає термохімія. При розрахунках використовуються стандартні теплові ефекти , тобто визначені за стандартних умов (за температури 298,15 К і тиску 101,3 кПа). Рівняння реакцій, в яких зазначено тепловий ефект, а також агрегатний стан речовин, називають термохімічними. З такими рівняннями можна виконувати ті ж дії, що і з алгебраїчними (складати, віднімати, помножувати на коефіцієнт тощо).
Усі термохімічні розрахунки базуються на двох законах термохімії.
Перший закон термохімії – закон Лавуазьє і Лапласа (1760) формулюється так: Тепловий ефект утворення хімічної сполуки дорівнює тепловому ефекту розкладання цієї сполуки тільки із зворотним знаком.
Наприклад, при утворенні 1 моль води із водню і кисню виділяться 241,8 кДж/моль.
кДж/моль
Таку саму енергію треба затратити, щоб розкласти 1 моль пароподібної води на водень і кисень, тобто
кДж/моль
Теплота утворення – це тепловий ефект реакції утворення 1 моль даної сполуки з простих речовин, найстійкіших за даних умов.
, ,0 кДж/моль
Теплота утворення, віднесена до 1 моль речовини за температури 298 К і тиску 101 кПа (760 мм рт. ст.), називається стандартною теплотою утворення і позначається .
Значення стандартних теплот утворення багатьох хімічних сполук визначені й зведені в таблиці термодинамічних величин і наводяться в довідниках.
Теплота утворення (ентальпія утворення) простих речовин у стійкому стані за стандартних умов має нульове значення. Наприклад, , .
Другий закон термохімії – закон Гесса (основний закон термохімії) (1840) формулюється так: Тепловий ефект хімічної реакції не залежить від характеру й послідовності її стадій, а визначається лише початковими і кінцевими продуктами реакції та їх фізичним станом (при V=const або P=const).
Наприклад, при згорянні 1 моль графіту з утворенням вуглекислого газу (СО2) виділяється 393,0 кДж теплоти. Якщо процес провести через проміжну стадію з утворенням СО і подальшим його згорянням до СО2, то в першому випадку (утворення СО) виділяється 110,5 кДж теплоти, а в другому (утворення СО2 з СО) виділяється 282,5 кДж.
Із цього прикладу видно, що сума теплових ефектів проміжних реакцій (110,5+282,5=393,0 кДж/моль) дорівнює тепловому ефекту прямої реакції.
Примітка: Закон Гесса застосовують до процесів, що відбуваються при постійному об’ємі або при постійному тиску.
Наслідки із закону Гесса:
1.Тепловий ефект хімічної реакції ΔНох.р. дорівнює сумі теплот утворення продуктів реакції мінус сума теплот утворення вихідних речовин. Тобто для реакції
аА+вВ=сС+dD (3)
(4)
Приклад. Визначити тепловий ефект реакції Al2O3+3SO3=Al2(SO4)3, якщо відомо, що = -1675 кДж/моль; = -395 кДж/моль; = -3434 кДж/моль.
Розв’язання. Згідно з рівнянням (4) маємо
=-3434+1675+3·395,2=-553,4кДж
2.Тепловий ефект хімічної реакції ΔНх.р. дорівнює сумі теплот згорання вихідних речовин мінус сума теплот згорання продуктів реакції. Тобто для реакції(3)
(5)
Стандартною теплотою (ентальпією) згоряння називається тепловий ефект реакції окислення 1 моль даної сполуки в атмосфері кисню до утворення вищих оксидів елементів, які входять до її складу, за стандартних умов. Значення стандартної ентальпії згоряння також можна найти в термодинамічних таблицях.
Із закону Гесса витікає ще кілька наслідків:
якщо здійснюються дві реакції, які приводять із різних початкових станів до однакових кінцевих станів, то різниця теплових ефектів дорівнює тепловому ефекту переходу з одного початкового стану в другий;
якщо здійснюються дві реакції, які приводять із однакових початкових станів до різних кінцевих станів, то різниця між їхніми тепловими ефектами дорівнює тепловому ефекту переходу з одного кінцевого стану в другий.
Таким чином, застосовуючи закон Гесса, можна обчислити теплові ефекти окремих реакцій, особливо проміжних стадій, які експериментальним шляхом визначити неможливо.
У термохімії визначають й інші теплові ефекти: теплоту розчинення, теплоту нейтралізації, теплоту плавлення та ін.
Теплота розчинення.
Багато хімічних реакцій перебігає у розчинах, і їх тепловий ефект залежить не тільки від енергії хімічної взаємодії самих речовин, але і від теплоти їх розчинення в розчиннику.
Теплота розчинення твердої речовини в основному є сумою двох величин: теплоти руйнування кристалічної решітки (>0) та теплоти сольватації іонів молекулами розчинника (<0):
=+
Знак сумарного теплового ефекту залежатиме від того, який із цих доданків більший за абсолютною величиною.
У залежності від того, розчиняється речовина в чистому роз чиннику чи в розчині певної концентрації, розрізнюють інтегральні і диференціальні теплоти розчинення.
Інтегральною теплотою розчинення називається тепловий ефект розчинення 1 моля речовини в такій кількості розчинника, щоб отримати розчин заданої концентрації. Якщо при розчиненні утво рюється нескінченно розбавлений розчин, то тепловий ефект роз чинення називають першою інтегральною теплотою розчинення . Практично її визначають екстраполяцією концентраційної залежності інтегральної теплоти розчинення на нульову концент рацію. У разі утворення насиченого розчину йдеться про повну (останню) інтегральну теплоту розчинення.
Диференціальною (парціальною мольною) теплотою розчинення називається тепловий ефект розчинення 1 моля речовини у нескінченно великій кількості розчину цієї речовини заданої кон центрації.
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 одна кова кількість теплоти
= -55,9 кДж/моль (при 298 К).
Розглянемо для прикладу реакцію нейтралізації сильної кислоти силь ною 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 іо нів Н+ кислоти і іонів ОН- гідроксиду утворюються молекули води. Зрозу міло, 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 ди соціації , яка залежить від кількості теплоти, що поглинається при роз паді молекул слабкого електроліту на іони й теплоти сольватації іонів слаб кого 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 потріб на для підвищення температури системи на один градус. Оскільки вона є величиною екстенсивною, то більш зручно користуватися теплоємністю, віднесеною до одиниці кількості речовини. В зале жності від цього розрізняють питому (на 1 г чи 1 кг маси речови ни) та мольну (на 1 моль) теплоємності. Їх величини залежать та кож від умов нагрівання — СV (при V = const) та Ср (р = const). Теплоємність залежить від природи речовини, а також від темпе ратури, тому розрізняють середню теплоємність (чи ) у зада ному інтервалі температур (від Т1 до Т2) та істинну теплоємність Ср (або СV) при заданій температурі Т. Середня теплоємність
; .
а істинна теплоємність
;
Середня теплоємність наближається до істинної (→Cр) при зменшенні температурного інтервалу, коли (Т2— Т1) —> 0. Для 1 моль ідеального газу Cр = CV +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 Cр звичайно представляють у вигляді емпіричних рівнянь типу
Cр = а +bТ + cT 2 ; Cр = 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∆Hp/dT)p = ∆Cp та інтегральній формах.
Другий закон термодинаміки показує напрямок переходу теплоти (енергії) від однієї системи до іншої.
Згідно з Клаузісом теплота завжди переходить від більш нагрітого тіла до менш нагрітого.
Другий закон термодинаміки можна сформулювати ще й так: в ізольованих системах самовільно проходять процеси, що супроводжуються збільшенням ентропії.
Ентропія S – це функція стану системи. Вона характеризує міру невпорядкованості стану системи.
Австрійський фізик Л. Больцман встановив зв'язок між ентропією та ймовірністю стану системи (статистичне формулювання другого за кону термодинаміки): S = k In W,
де k - стала Больцмана, яка дорівнює відношенню газової сталої R до сталої Авогадро NA, W - термодинамічна ймовірність.
Отже, ентропія пропорційна термодинамічній ймовірності системи, чим більшою кількістю мікрочастинок представлена дана система, тим більше варіантів їх розподілу, за яких може бути досягнутий даний макростан і тим більше значення ентропії.
Таким чином, ентропія характеризує ту частину енергії, яка не перетворюється в роботу.
Невпорядкованість системи поєднана з хаотичним рухом молекул, атомів та інших дискретних частинок системи. Для газів ентропія завжди більша, ніж для рідин, тому що останні характеризуються більшою впорядкованістю частинок, ніж гази. У свою чергу ентропія твердих тіл менша від ентропії рідини, тому що тверді тіла мають більш упорядковану структуру, ніж рідина, тобто
Sгазу>Sрідини >Sтвердого тіла
Таким чином, при конденсації і кристалізації ентропія речовин зменшується. Навпаки, ентропія зростає при перетворенні твердих речовин у рідину, рідин у газ, а також при розчиненні. В той самий час ентропія зменшується при розчиненні газів у рідинах.
Отже перехід системи з більш упорядкованого в менш упорядкований стан супроводжується збільшенням ентропії. Чим більша ентропія, тим більш невпорядкована система. Рівноважний стан характеризується максимальною невпорядкованістю і найбільшим значенням ентропії.
Приклад. Для наведених нижче систем визначити якісно, як буде змінюватися ентропія при проходженні у них реакцій (Т=const).
1) 2 КСlO3=2KCl+3O2(г) ; 2) C+O2(г)=CO2(г) ; 3) 2H2(г)+O2(г)=2H2O.
Розв’язання. У першому випадку ентропія зростає, тому що збільшується об’єм системи за рахунок виділення газу – кисню.
Третій закон термодинаміки – закон про абсолютне значення ентропії. Він формулюється так: ентропія будь-якої індивідуальної бездефектної кристалічної речовини (ідеального кристалу) при абсолютному нулю дорівнює нулю.
Визначені на підставі цього закону ентропії хімічних речовин за стандартних умов (298 К, р=101,3 кПа) зведені в таблиці термодинамічних величин і позначені .
Зміна ентропії Sº для перебігу хімічної реакції розраховується за тим самим принципом, що й зміна ентальпії хімічної реакції, тобто зміна ентропії реакції дорівнює різниці сум ентропій усіх продуктів реакції і сум ентропій усіх вихідних речовин. Так, для реакції(3)
(5)
Приклад. За даними термодинамічних величин визначити зміну ентропії системи, в якій проходить така хімічна реакція:
Н2(г)+1/2О2(г)=Н2О(рід)
Розв’язання. Із таблиць термодинамічних величин знаходимо:
=70,1Дж/(моль·К); =130,5 Дж/(моль·К); =205 Дж/(моль·К); =70,1-130,5-102,5=-161,9 Дж/(моль·К).
В ізольованій системі можливе проходження тільки таких процесів, які супроводжуються збільшенням ентропії.
В неізольованих системах крім ентропійного необхідно враховувати і ентальпійний чинник. Для визначення напрямку перебігу хімічної реакції впроваджені термодинамічні величини, що називаються енергією Гіббса (за P і T = const), позначається G; або енергією Гельмгольця (за V і T=const), позначається F. Зміна енергії Гіббса визначається за формулою:
ΔG=ΔH-TΔS,
де ΔH, ΔS, - зміна відповідно ентальпії і ентропії реакції.
Якщо ΔG<0, то реакція може самовільно проходити в прямому напрямку. Якщо ΔG>0, перебіг прямої реакції неможливий. При ΔG=0 система перебуває в стані хімічної рівноваги.
Реакції горіння та інші, в яких ΔН<0 і ΔS>0, можливі без будь-яких обмежень. Екзотермічні реакції ΔН<0, що проходять із зменшенням ентропії ΔS<0, можливі при досить низьких температурах, для яких ТΔS менше за ΔН за абсолютною величиною.
Отже, за низьких температур самочинно можуть відбуватися екзотермічні реакції, а за високих - реакції, що супроводжуються збільшенням ентропії. За проміжних температур на знак і величину ΔG одночасно впливають як ентальпійні, так і ентропійні фактори (див. табл.).
|
Ентальпійний чинник |
Ентропійний чинник |
Зміна енергії Гіббса |
Темпера тура |
Процес |
|
ΔН<0 |
ΔS >0 |
для кожного зна чення ΔН і ΔS ΔG<0 |
довільна |
самочинний – відбувається внаслідок зміни ентропії та ентальпії |
|
ΔН<0 |
ΔS <0 |
ΔН >TΔS ;ΔG <0 ΔG >0 |
низька висока |
самочинний - зумовлений виключно зміною ентальпії; не самочинний |
|
ΔН>0 |
ΔS >0 |
ΔG >0 ΔН <TΔS ΔG<0 |
низька висока |
не самочинний самочинний - зу мовлений виключ но зміною ентропії |
|
ΔН>0 |
ΔS <0 |
ΔG >0 |
довільна |
не самочинний |
Хід роботи
|
Роботу виконують у спрощеному калориметрі (рис. 1), який складається із зовнішнього стакана З місткістю 500 мл і внутрішнього 1 місткістю 250 мл. Внутрішній стакан ставлять на корок 2 для зменшення теп лообміну із навколишнім середовищем, а зовнішній закривають азбестовою криш кою, крізь отвір якої пропускають у внутрішній стакан термометр на 50 °С з ціною поділки 0,1 °С. |
Рис.1. Спрощений калориметр |
У внутрішній хімічний стакан 1, маса якого відома, відміряють мірним циліндром 50 мл вказаної викладачем кислоти, концентрація якої відома. Термометром вимірюють температуру розчину і записують в табл.1. Відміряють мірним циліндром 50 мл розчину лугу NaOH, виливають в стакан з кислотою, перемішують і виміряють зміну температури. Результати заносять в табл.1. Аналогічно виконують дослід з іншою кислотою. Виконують розрахунки і записують рівняння відповідних реакцій.
Розрахунки
Кількість теплоти, яка виділилась при нейтралізації кислоти в першому та другому дослідах, розрахувати за формулою:
,
де: mст – маса стакана ;
сск – питома теплоємність скла (0,795 Дж/гград) ;
своди – питома теплоємність води (4,2 Дж/гград) ;
mрозчин – маса розчину, г ;
mрозчин = (mкислоти+ mлугу); ;
- густини розчинів кислоти та лугу відповідно (за довідником);
V – об'єми розчинів кислоти та лугу відповідно, мл.
Тепловий ефект реакції нейтралізації розраховують на 1 моль води, яка утворилась внаслідок реакції, за формулою:
У відповідності зрівнянням реакції кількість води, яка утворилась (H2O) , дорівнює кількості кислоти (кислоти) або кількості лугу (лугу), тобто
,
де: С(кислоти) – молярна концентрація кислоти, моль/л;
V(кислоти) – об'єм розчину кислоти, л.
Таблиця 1
|
Показники |
Дослід 1 –нейтралізація сильної кислоти лугом |
Дослід 2 –нейтралізація слабкої кислоти лугом |
|
Рівняння реакції |
||
|
Температура: |
||
|
-до початку реакції, |
||
|
-після реакції, |
||
|
-зміна температури, |
||
|
Тепловий ефект: |
||
|
Hх.р.практ. |
||
|
Hх.р.теорет. |
||
|
Похибка досліду, % |
Теоретичне значення теплового ефекту для першого та другого дослідів розраховують, використовуючи наслідок із закону Гесса:
Значення теплот утворення речовин наведені в табл.2 (або в довіднику).
Таблиця 2
Стандартні теплоти утворення деяких речовин
|
Речовина |
, кДж/моль |
|
Катіон водню, Н+ |
0 |
|
Гідроксид-іон, ОН- |
-230,02 |
|
Вода, Н2О |
-285,83 |
|
Ацетат-іон, СН3СОО- |
-483,64 |
|
Оцтова кислота, СН3СООН |
-484,09 |
Порівнюють теоретичні значення теплових ефектів нейтралізації з практично одержаними результатами та розраховують похибку досліду в першому та другому дослідах за формулою:
%
За результатами експерименту та розрахунків роблять висновки.
Хід роботи
Дослід проводять в калориметрі, принципова схема якого показана на рис.1. Послідовно виконують такі операції:
|
Рис.1. Калориметр з ізотермічною оболонкою.1 – калориметричний стакан; 2 – ізотермічна оболонка; 3- підставка; 4 - кришка; 5 - мішалка; 6 – термометр Бекмана; 7 – лапка штативу; 8 – штатив; 9 – пробірка з наважкою солі. |
Таблиця 1.
|
Компонент калоримет-ричної системи |
Маса(г), або об’єм(см3) компонента |
Теплоємність |
|
Пуста пробірка |
0,795 Дж/г·град |
|
|
Пробірка з сіллю |
- |
|
|
Сіль |
- |
|
|
Пустий стакан |
0,795 Дж/г·град |
|
|
Стакан з водою |
- |
|
|
Вода |
4,187 Дж/г·град |
|
|
Об’єм носика термометра |
1,96 Дж/ см3·град |
Сіль набуває температури води через 8-10 хв. Після цього розпочинають відлік температури води з точністю до 0,01о через кожну хвилину. Після десятого відліку пробірку виймають і сіль висипають у воду. Пробірку повертають в калориметр, розчин перемішують до повного розчинення солі(~2 хв.). Продовжують відлік температури ще протягом 10 хв. Одержані дані заносять в табл.2.
Таблиця 2.
|
Час від початку досліду, хв. |
Температура,оС |
Час від початку досліду, хв. |
Температура,оС |
|
1 |
12 |
||
|
2 |
13 |
||
|
3 |
14 |
||
|
4 |
15 |
||
|
5 |
16 |
||
|
6 |
17 |
||
|
7 |
18 |
||
|
8 |
19 |
||
|
9 |
20 |
||
|
10 |
21 |
||
|
11 |
22 |
Обробка експериментальних даних
1.За даними табл.2 будують графік залежності зміни температури від часу (див., наприклад, рис.2).
|
За графіком знаходять зміну температури ∆to під час досліду. Для цього точки B і C проектують на вісь ординат, знаходять середину відрізка mn і проводять лінію kp. Через точку l проводять вертикаль. Екстраполю-ють лінійні відрізки АС і BD (пунктирні лінії на графіку) до перетину з вертикаллю в точках E і F. Відрізок EF відповідає зміні температури ∆to з урахуванням поправки на теплообмін. |
Час, хв. Рис.2. Зміна температури під час досліду |
2.Кількість теплоти, що виділяється або поглинається під час досліду розраховують за формулою
, де
∆to – зміна температури під час калориметричного досліду;
cскл – теплоємність скла, 0,795 Дж/г·град;
mскл – маса скла (пустий стакан + пуста пробірка), г;
cв – теплоємність води, 4,187 Дж/г·град;
mв – маса води, г;
cоб – об’ємна теплоємність ртуті і скла, 1,96 Дж/ см3·град;
Vнт – об’єм носика термометра, см3.
3.Молярну теплоту розчинення солі розраховують за формулою
, де
∆Н(Х) – молярна теплота розчинення солі Х, кДж/моль;
М(Х) – молярна маса солі Х, г/моль;
m(Х) – маса солі Х, г/моль;
q – кількість теплоти, що виділяється або поглинається під час досліду.
4. В довіднику знаходять теоретичне значення молярної теплоти розчинення солі і розраховують відносну похибку досліду
5. За результатами експерименту та розрахунків роблять висновки, в яких указують експериментальне значення теплоти розчинення досліджуваної солі та похибку експерименту.
1. Який зв'язок існує між внутрішньою енергією та ентальпією системи?
2. Яким чином робота газу, що розширюється, пов'язана з тиском, об'ємом і температурою?
3. Чим відрізняються функції стану від інших функцій? У чому полягають зручності користування ними?
4. Чи належать тепло та робота до функцій стану?
5. У чому полягає перший закон термодинаміки, які функції стану згадуються в ньому?
6. Тепловий ефект реакції можна виразити через величини ΔU і ΔН. У чому різниця між ними? Написати рівняння зв'язку ΔU і ΔН.
7. Чим термохімічні рівняння відрізняються від хімічних?
8. Який зміст законів термохімії?
9. Чому закон Гесса є законом збереження енергії стосовно хімічних процесів?
10. Що являє собою стандартна теплота (ентальпія) утворення сполуки?
11. Дати визначення понять: ентальпії розчинення, згоряння, нейтралізації.
12. Чому ентальпія нейтралізації всіх сильних кислот і основ однакова (-55,8 кДж/моль), а слабких кислот і основ — залежить від їхньої природи?
13. Який зміст другого закону термодинаміки.
14. Охарактеризуйте фактори, що впливають на перебіг хімічних реакцій.
1. Стандартна теплота утворення рідкої води становить — 286 кДж/моль. Записати термохімічні рівняння цієї реакції з використанням теплового ефекту та ентальпії. Поглинається чи виділяється в реакції теплота? Чому дорівнює молярна теплота згоряння газуватого водню?
2.Обчислити стандартну ентальпію утворення бензолу, якщо теплота його згоряння становить 3169 кДж/моль, а ентальпія утворення вуглекислого газу та водяної пари відповідно -393 і -242 кДж/моль.
3. За стандартних умов теплота повного бромування білого фосфору дорівнює 229,1 кДж/моль, а теплота бромування червоного фосфору дорівнює 212,3 кДж/моль. Чому дорівнює теплота перетворення червоного фосфору в білий за стандартних умов?
4. Теплота згоряння ромбічної сірки дорівнює -296,8 кДж/моль. Розрахуйте: а) кількість теплоти, яка виділиться в результаті згоряння 64 г ромбічної сірки; б) об'єм кисню (н.у.), який витратиться в ході горіння сірки, якщо в результаті реакції виділяється 59,36 кДж теплоти.
5. Термохімічне рівняння реакції горіння метану:
СН4+2О2=СО2+2Н2О+878 кДж.
Скільки теплоти виділиться, якщо згорить 4,48 л (н. у.) метану?
6.Відновлення Fе3О4 оксидом карбону протікає за рівнянням
Fе3О4 (к)+СО(г) = 3FеО(к) + СО2(г)
Розрахуйте і зробіть висновок про можливість самочинного протікання цієї реакції за стандартних умов. Чому дорівнює в цьому процесі?
7.Розрахуйте тепловий ефект реакції відновлення оксиду заліза(II) воднем, виходячи з наступних термохімічних рівнянь:
FеО(к)+СO(г)=Fе(к)+СО2(г); ΔH=-13,18 кДж
СО (г) + 1/2О2(г) = СО2 (г); ΔH= -283,0 кДж
H2 (г) + 1/2О2(г) = H2O(г); ΔН= -241,83 кДж
8.Визначте роботу при ізотермічному стисненні одного кіломоля CO2 при Т=298 К від тиску p1= 104 Н/м2 до p2= 105 Н/м2.
9.Використовуючи прийом алгебраїчного додавання термохімічних рівнянь, визначити ΔНо утворення етилену за наступними експериментальними даними:
С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О; ΔН1о = -1323,0 кДж;
С + О2 = СО2 ; ΔН2о = -392,5 кДж;
Н2 + 1/2О2 = 2Н2О; ΔН3о = -241,5 кДж.
10.Записати аналітичний вираз залежності теплового ефекту реакції:
СН3ОН(г) + 3/2О2 =СО2 + 2Н2О(г)
від температури та визначити ΔН цієї реакції при 700 К, використовуючи наступні дані:
|
Речовина |
ΔНо·106,Дж/кмоль |
Сp·10-3,Дж/(кмоль·К) |
|
СО2 |
-393,5 |
31,1 |
|
Н2О |
-241,8 |
33,6 |
|
СН3ОН(г) |
-201,2 |
43,9 |
|
О2 |
0 |
29,4 |
НАВЧАЛЬНЕ ВИДАННЯ
МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
до самостійного вивчення розділу хімії
«Енергетика і напрямленість хімічних процесів»
та до виконання лабораторних робіт за темою
«Визначення теплових ефектів хімічних процесів»
УКЛАДАЧІ: Мовчан Віталій Васильович,
Ломовцева Світлана Борисівна
Мовчан Ольга Григорівна
Реєстрац.№ _________
Підписано до друку ______________ 2007 р.
Формат _____А5_______
Обсяг _____24_______ стор.
Тираж ______________прим.
Видавничий центр КТУ, вул.ХХІІ партз’їзду, 11
м.Кривий Ріг