9. KALORYMETRIA - CIEPŁO ZOBOJĘTNIANIA (Entalpia zobojętniania),

[ Pobierz całość w formacie PDF ]
43
9. KALORYMETRIA - CIEPŁO ZOBOJ
Ę
TNIANIA
WST
Ę
P
Według pierwszej zasady termodynamiki, w dowolnym procesie zmiana energii
wewn
ę
trznej,
D
U
układu, równa si
ę
sumie ciepła wymienionego z otoczeniem,
D
Q
,
oraz pracy,
D
L
, dostarczonej do układu lub wykonanej przez układ w czasie
przemiany:
D
U
=
D
Q
+
D
(9.1)
Energia wewn
ę
trzna układu jest funkcj
ą
stanu, gdy
Ŝ
jej zmiana w czasie trwania
przemiany nie zale
Ŝ
y od drogi przemiany, lecz od stanu ko
ń
cowego
i pocz
ą
tkowego. Ciepło i praca nie s
ą
w ka
Ŝ
dej przemianie funkcjami stanu. Gdy
jedyn
ą
prac
ą
wykonywan
ą
przez układ podczas przemiany jest praca obj
ę
to
ś
ciowa,
to I zasada termodynamiki przyjmie posta
ć
:
dU =
D
Q - pdV
(9.2)
Dla cz
ę
sto wyst
ę
puj
ą
cej w chemii przemiany izobarycznej (p = ci
ś
nienie
atmosferyczne = const.), dogodnie jest wprowadzi
ć
do opisu procesów funkcj
ę
zwan
ą
entalpi
ą
,
H
, b
ę
d
ą
c
ą
z definicji funkcj
ą
stanu:
H = U + pV
(9.3)
Ró
Ŝ
niczka zupełna
H
równa si
ę
:
dH = dU + pdV + Vdp
(9.4)
Uwzgl
ę
dniaj
ą
c w równaniu (9.4) warto
ść
dU
dan
ą
równaniem (9.2) otrzymuje si
ę
:
dH =
D
Q + Vdp
(9.5)
Dla przemiany izobarycznej Vdp = 0, czyli:
dH
=
D
Q
dla p = const
(9.6)
Równanie (9.6) wyra
Ŝ
aj
ą
ce prawo Hessa mówi, i
Ŝ
w przemianie izobarycznej
ciepło reakcji jest równe zmianie entalpii, nie zale
Ŝ
y wi
ę
c od drogi przemiany. Dla
procesów izochorycznych otrzymuje si
ę
z równania (9.2) wyra
Ŝ
enie:
L
44
dU
= D
Q
dla
V
= const
(9.7)
Z równania (9.7) wynika, i
Ŝ
w przemianie izochorycznej ciepło przemiany
równie
Ŝ
nie zale
Ŝ
y od drogi przemiany
(prawo Hessa).
Z równa
ń
(9.6) oraz (9.7)
wynika, i
Ŝ
ciepło przemiany jest dla przemiany izochorycznej równe zmianie
energii wewn
ę
trznej układu, za
ś
w przemianie izobarycznej równe zmianie entalpii
układu. Ró
Ŝ
nica mi
ę
dzy
D
H
oraz
D
D
H
@
D
U
+
D
n RT
(faza gazowa)
(9.8)
H
ze wzgl
ę
du na zaniedbywalnie mał
ą
zmian
ę
obj
ę
to
ś
ci układu w procesie
izobarycznym.
D
U
jest praktycznie równe
D
Ciepło zoboj
ę
tniania
Podczas reakcji zoboj
ę
tniania kwasu zasad
ą
lub odwrotnie, wywi
ą
zuje si
ę
ciepło
zwane ciepłem zoboj
ę
tniania; dla procesu prowadzonego izobarycznie jest ono
równe entalpii zoboj
ę
tniania:
H
+
+ OH
-
®
H
2
O
ciepło =
D
(9.8)
H
1
D
H
1
posiada dla mocnych kwasów i zasad warto
ść
stał
ą
, niezale
Ŝ
n
ą
od
rodzaju kwasu i zasady, równ
ą
ok. 65,6 kJ/ mol. Efekt cieplny (entalpi
ę
) tej
reakcji wyznaczy
ć
mo
Ŝ
na przez pomiar efektów cieplnych nast
ę
puj
ą
cych
procesów:
-rozcie
ń
czania kwasu siarkowego:
2
H
2
SO
4
+ H
2
O ® H
+
+
1
2
SO
4
-
+ H
2
O
ciepło = D
H
2
(9.9)
-zoboj
ę
tniania zasady sodowej kwasem siarkowym:
2
SO
4
-
+2H
2
O
ciepło =
(9.1
0)
D
H
3
U
dla danej przemiany zale
Ŝ
y od zmiany
obj
ę
to
ś
ci wyst
ę
puj
ą
cej gdy reakcja zachodzi pod stałym ci
ś
nieniem i od warto
ś
ci
tego ci
ś
nienia. Dla reakcji gazowych (gaz doskonały), zachodzi zwi
ą
zek:
Dla reakcji przebiegaj
ą
cych w roztworze
Warto
ść
1
1
2
H
2
SO
4
+ H
2
O + Na
+
+ OH
-
® Na
+
+
1
45
-rozpuszczania gliceryny w wodzie (wyznaczanie pojemno
ś
ci cieplnej
kalorymetru):
C
3
H
5
(OH)
3
+ H
2
O
®
C
3
H
5
(OH)
3
(H
2
O)
ciepło =
D
H
4
(9.11)
Szukana warto
ść
D
H
1
równa jest:
D
H
1
= D
H
3
- D
H
2
(9.12)
gdy
Ŝ
w reakcji (9.10) oprócz ciepła zoboj
ę
tniania (
D
H
1
) wyst
ę
puje ciepło
H
3
, kwasu siarkowego wprowadzonego do roztworu zasady
sodowej. Warto
ść
ciepła rozpuszczania gliceryny w wodzie,
D
H
4
, potrzebna jest
do wyznaczenia pojemno
ś
ci cieplnej kalorymetru,
c
, zgodnie z równaniem:
D
c
=
D
D
H
T
(9.13)
Ciepło molowe rozpuszczania gliceryny w wodzie wynosi:
D
H
4
=
-5,65 kJ / mol.
Warto
ść
molowej entalpii zoboj
ę
tniania,
D
H
1
, obliczy
ć
mo
Ŝ
na z równania:
D
H
M
=
n
4
D
H
M
D
T
-
0 2
D
T
2
(9.14)
1
2
n
4
D
T
3
4
gdzie:
D
H
4
-
molowe ciepło rozpuszczania gliceryny w wodzie
D
H
1
-
molowe ciepło zoboj
ę
tniania
n
3
-
ilo
ść
moli
H SO
2
4
u
Ŝ
ytego w reakcji (9.9)
n
4
-
ilo
ść
moli gliceryny u
Ŝ
ytej w reakcji (9.11),
D
T
2
,
D
T
3
i
D
T
4
-
temperatury
układu
spowodowane
przebiegiem
odpowiednio reakcji : (9.9), (9.10) i (9.11).
CEL
Ć
WICZENIA
Celem
ć
wiczenia jest wyznaczenie entalpii zoboj
ę
tniania kwasu zasad
ą
.
rozcie
ń
czania,
,
3
46
APARATURA
Komora termostatuj
ą
ca (Kalorymetr).
Uniwersalny miernik METEX.
Czujnik termistorowy.
Mieszadełko mechaniczne.
Zasilacz i układ steruj
ą
cy mieszadłem.
Komputer PC/AT, drukarka, monitor, klawiatura, papier.
SZKŁO, DROBNY
Zlewka 100 ml (pomiarowa).
Zlewka 450 ml.
Mikropipeta 0,05 ml.
Mikropipeta nastawna 0,2 - 1,0 ml.
Strzykawka.
Cylinder 100ml.
ODCZYNNIKI
Roztwór H
2
SO
4
3 mol dm
-3
.
Roztwór NaOH 0,2 mol dm
-3
.
Gliceryna.
Butla z wod
ą
destylowan
ą
3 l.
PRZEBIEG
Ć
WICZENIA
1. Do naczynia pomiarowego (zlewka) wla
ć
37,5 ml wody destylowanej, umie
ś
ci
ć
w komorze termostatuj
ą
cej i uruchomi
ć
mieszadełko (wł
ą
czy
ć
zasilacz i dobra
ć
maksymalne obroty pokr
ę
tłem). Nast
ę
pnie kolejno wł
ą
czy
ć
:
-METEX
-komputer
-uruchomi
ć
program METEX
Po ok. 5 minutach rozpocz
ąć
rejestracj
ę
oporu (temperatury). Po ok. 10-20
sekundach doda
ć
0,25 ml 3 mol dm
-3
H
2
SO
4
Obserwowa
ć
zmiany oporno
ś
ci
wywołane efektem cieplnym (
D
T
2
) rozcie
ń
czania kwasu siarkowego.
Za koniec procesu uzna
ć
brak znacznych waha
ń
rejestrowanych warto
ś
ci
i przerwa
ć
notowanie wyników na komputerze. Uzyskane dane nale
Ŝ
y wpisa
ć
na twardy dysk (C). Nast
ę
pnie wył
ą
czy
ć
mieszadełko i zdj
ąć
pokryw
ę
komory
termostatuj
ą
cej wraz z mieszadełkiem i czujnikiem termistorowym. Pokryw
ę
umie
ś
ci
ć
na zlewce (450 ml) z wod
ą
destylowan
ą
. Zestawi
ć
układ pomiarowy
ponownie.
47
Pomiary powtórzy
ć
dla efektów cieplnych wywołanych dodaniem:
a). 0.05 ml 3mol dm-3 H
2
SO
4
do roztworu o składzie: 36 ml H
2
O destylowanej
+ 1.5 ml 0.2 mol dm-3 NaOH
b). 0.25 ml gliceryny do 37.5 ml H
2
O destylowanej
2. Ka
Ŝ
dy pomiar powinien by
ć
wykonany dwukrotnie.
3. Wydrukowa
ć
wyniki pomiaru lub zapisa
ć
je na dyskietce. ( Zgodnie z
sugesti
ą
prowadz
ą
cego
ć
wiczenie.).
OPRACOWANIE WYNIKÓW
1. Do opracowania nale
Ŝ
y doł
ą
czy
ć
opracowane wyniki pomiarów Wyniki
opracowa
ć
w formie wykresów (ka
Ŝ
dy wykres w odpowiedniej skali na kartce
A4).
2. Z uzyskanych pomiarów wybra
ć
punkty obrazuj
ą
ce
wyra
ź
nie
efekt cieplny
danej reakcji.
3. Do oblicze
ń
liczby moli gliceryny zawartej w 1 ml przyj
ąć
warto
ść
g
ę
sto
ś
ci
gliceryny równ
ą
d = 1,264 g/cm
3
.
4. Warto
ś
ci zmian temperatury, wyst
ę
puj
ą
ce w równaniu (20), zast
ą
pi
ć
mo
Ŝ
na
wysoko
ś
ciami odcinków (z narysowanych wykresów) proporcjonalnymi do
wielko
ś
ci zmian temperatury.
[ Pobierz całość w formacie PDF ]

9. KALORYMETRIA - CIEPŁO ZOBOJĘTNIANIA (Entalpia zobojętniania),

Podstrony