Химия: Методические указания к лабораторным работам, страница 11

rG = DH - Т ·DS,

где DS– изменение энтропии, Т – абсолютная температура.

Энергия Гиббса является функцией состояния системы, определяющей величину той части энтальпии, которая еще не рассеялась и за счет которой система может совершать работу. Самопроизвольное возрастание энтропии S, сопровождающее приближение системы к равновесию, характеризуется переходом энтальпии H из концентрированной формы энергии Гиббса G в рассеянную Т·S. Таким образом, в самопроизвольных процессах энергия Гиббса убывает (rG < 0). При достижении равновесия она принимает минимальное значение (G = G_min), а ее приращение обращается в ноль (rG = 0). Термодинамический анализ возможности протекания химической реакции, таким образом, состоит в определении величины и знака энергии Гиббса реакции rG_реак. При  rG_реак< 0 самопроизвольное протекание реакции возможно, при rG_реак= 0 реакция находится в состоянии равновесия, а при rG_реак > 0 самопроизвольное протекание реакции запрещено.

2. Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение энтальпии реакции нейтрализации

одноосновной кислоты раствором основания

Работа производится в упрощенном калориметре, изображенном на рис. 3.1.

Рис. 3.1. Схема калориметра

(обозначения в тексте)

Калориметр состоит из наружного 1 и внутреннего 2 стаканов. Внутренний стакан ставится на асбестовую прокладку 3 в целях уменьшения теплоотдачи. Наружный стакан закрывается пластиковой крышкой 4, через которую во внутренний стакан вставлен термометр с ценой деления в 0,1°С.

Отмерьте цилиндром 25 мл 1 М раствора кислоты и вылейте во внутренний стакан калориметра. В другой цилиндр налейте 25 мл 1 М раствора основания.

Измерьте температуру раствора кислоты с точностью до 0,1°С. Темпера­тура основания такая же, так как оно хранится в одних условиях с кислотой. Не вынимая из раствора кислоты термометр, вылейте раствор основания в кислоту. Осторожно перемешайте раствор, наблюдая за изменением температуры рас­твора. Определите наибольшую его температуру как t_конеч. Данные экспери­мента запишите в таблицу 3.1.

Таблица 3.1

№ задания	Исходные вещества		Объем V, мл		Температура t, °С
	кислота	основание	кислота	основание	tнач.	tконеч.	Dt
1	НСl	КОН	25	25
2	HNO3	КОН	25	25
3	СН3СООН	КОН	25	25
4	СН3СООН	NH4OH	25	25

Вычисления

Теплота, выделенная при реакции нейтрализации, расходуется на нагревание раствора. Теплотой, расходуемой на нагревание калориметра, можно пренебречь.

Вычислите теплоту нейтрализации 25 мл 1 М раствора кислоты 25 мл 1 М раствором основания по формуле 

Q = Ср · m_S ·D t,     (3.1)

где Ср – удельная теплоемкость раствора при постоянном давлении, m_S - общая масса раствора в калориметре, Dt– изменение температуры в калориметре.

Удельную теплоемкость раствора при постоянном давлении Ср принимают равной теплоемкости воды, т.е. 4,184 Дж/г·град.

Общая масса раствора, равная сумме масс кислоты и основания, определяется как произведение плотности раствора r на его общий объем V_S =  V_кисл. + V_основ., т.е.

m_S= r ·V_S.  

Плотность r раствора принимается равной 1 г/см³.

Изменение температуры в калориметре из-за теплового эффекта реакции нейтрализации определяется простым вычитанием с учетом полученного знака.

Dt = t_нач. -  t_конеч.

Учитывая, что энтальпия реакции нейтрализации DH_нейтр.относиться к молю вещества и выражается в кДж/моль, вычислите

DH_нейтр.= ,          (3.2)

где n– число молей реагентов. В нашем случае n = 0,025, так как в 25 мл 1 М раствора кислоты задержится 0,025 моль кислоты.

Зная, что теоретическое значение энтальпии реакции нейтрализации сильной одноосновной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе DH ^т_нейтр = -57,27 кДж/моль, рассчитайте погрешность эксперимента h для заданий 1 и 2.