Расчёт теплового эффекта реакции нейтрализации

Отчёт

По лабораторной работе №3

«Химическая термодинамика»

 

 

Выполнил:

студент гр. ТМ-108

Тимербаев Рафаэль

Проверил:

преподаватель

Муллаянов Р.Х.

 

2008 г.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3.

«Химическая термодинамика»

Цель работы: определение тепловых эффектов и направления химических процессов.

Краткая теория

Химическая термодинамика изучает превращение энергии химических реакций в другие виды – тепловую, электрическую, лучевую.

Химические вещества и системы могут характеризоваться термодинамическими функциями, которые имеют такое же значение, как понятие молекулярная и атомная масса, плотность. В химической термодинамике рассматриваются начальные и конечные состояния химических систем, их превращения, предсказывается изменение энергий этих превращений независимо от характера изменений, скорости реакций и природы промежуточных продуктов, образовавшихся в результате реакции.

Химические процессы, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими.

Химические процессы, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими.

Первый закон термодинамики:

Q= ΔU+A

Для изобарных систем (p-const) тепловой эффект проявляется как изменение энтальпии (ΔН)

ΔН=ΔU+pΔV

Химические уравнения с приведенными тепловыми эффектами Q и ΔН называются термохимическими.

Тепловой эффект химической реакции не зависит от промежуточных стадий процесса.

Закон Гесса

aA+bB=cC+dD+ΔН⁰_{298 к.р.}

ΔН⁰_{298 к.р.=}d ΔН⁰_{298 обр.D} + c ΔН⁰_{298 к.р.C} - aΔН⁰_{298 обр.А} - b ΔН⁰_{298 обр.В}

ΔН⁰_{298 к.р.}=Σ₁U₁ ΔН⁰_{298 обр.пр.} - Σ₂ U₂ΔН⁰_{298 обр.исх.в.}

 

По закону Гесса можно определить теплоту образования неустойчивых соединений, теплоту фазовых и агрегатных переходов.

Энтропия – логарифмическая функция вероятности существования системы, определяющая меру беспорядка в системе.

 

ΔS=R * ln ^{беспорядок системы в конечном состоянии}

^{беспорядок системы в исходном состоянии}

ΔS=R *2,303*lg V₂/V₁

Для измерения тепловых эффектов используют калориметры. Теплота, выделяемая или поглощаемая в калориметре:

Q=(c₁m₁+c₂m₂+k)*(T₂-T₁)

с₁,с₂ – удельные теплоемкости веществ

m₁, m2 - массы веществ

k – постоянная калориметра

T₁, T₂ – начальная и конечная температура

Экспериментальная часть

Оценка энтропии растворения соли.

Опыт проводится в упрощенном калориметре. Нальем 50 мл дистиллированной воды в реакционный сосуд. Измерим температуру воды через равные промежутки времени. Занесем эти данные в таблицу 1.

Введем капсулу с солью KCl, массой 0,5 г.

Помешаем и измерим температуру полученного раствора. Занесем данные в таблицу.

Таблица 1

τ, мин
T1, 0C						-	-	-	-	-
T2, 0C	-	-	-	-	-	18,8	18,7	18,8	18,9	18,9

 

Используя таблицу, построим график зависимости температуры от времени.

 

 

а) Определим тепловой эффект процесса и пересчитаем на моль вещества по формуле: Q * M_c

ΔН = m_c * 1000, кДж/моль (1)

Q – тепловой эффект, Дж

m_с – масса соли, г

Q=(c₁m₁+c₂m₂+k)*(T₂-T₁) (2)

c₁=4,185 кДж/кг

c₂=4,103 кДж/кг

m₁=50 мл=0,05 кг

m₂=5 г=0,005 кг

k=150 кДж/кг

ΔТ=5,8 ⁰С

Подставим данные в формулу (2):

Q=(4,185*0,05+4,103*0,005+150)*(-5,8)=-871,3 кДж

Подставим данные в формулу (1):

M_c=74,5 г/моль

ΔН=(871,3*74,5)/(5*1000)=12,982 кДж/моль

б) рассчитаем изменение энтропии процесса по формуле:

ΔS=R *2,303*lg V₂/V₁

R=8,314 Дж/моль

ΔН_р-ра* M_c

ΔН_m = m₁ * 1000 = 193,7 кДж/моль

 

Ответ: Q= Дж.

 

Вывод: на лабораторной работе мы научились определять тепловые эффекты, рассчитывать выделенную тепловую энергию.

 

 

Расчёт теплового эффекта реакции нейтрализации

NHCl = 0.2 VHCl =8 мл NNaOH =0.4 VNaOH = 50мл МNaCl = 58 г/моль МHOH=18 г/моль

Масса соли NaCl в граммах: m_NaCl = N_HCl* V_HCl* M_NaCl/1000 = 0.2*8*58/1000= 0,1 кг

mH₂O = 0.4*50*18/1000 =0.36 кг

∆T = 2,21-1,93 = 0,28 К

Для подсчёта Q_нейтр. по формуле считается, что с_NaCl = 4.103 кДж/кг. сH₂O = 4.1 кДж/кг, К=239 Дж

 

Q_нейтр. = (сH₂O mH₂O+ с_NaCl m_NaCl+K)∆T =(4,185*10³*0,36+4,103*10³*0,1+239)*0.45=108,4 Дж

кол-во молей соли n_NaCl = (N_HCl*V_HCl)/1000 = 0,2*8/1000 = 0,0016 моль

Полученная величина теплового эффекта выделилась при взаимодействии объёма кислоты V_HCl с молярностью М. Вычислим количество молей кислоты n_HCl, вступившей в реакцию нейтрализации. Количество молей кислоты составит

n_HCl = n_NaCl = 0,0016 моль

Моль кислоты при реакции нейтрализации выделяет ∆H^o₂₉₈ = -57 кДж/моль. Найдем экспериментальное значение молярного теплового эффекта реакции нейтрализации по формуле

∆H_{экспер =} ∆H_{м нейтр. /} n_{кислоты} =108,4/0,0016 = 67750Дж=67,8кДж

 

 

Вывод.

Таким образом мы получили экспериментальное значение теплового эффекта, которое отличается от экспериментального на величину теплоты разбавления кислоты при её растворении в калориметре.