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 = Gmin), 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 rGреак. При  rGреак< 0 самопроизвольное протекание реакции возможно, при rGреак= 0 реакция находится в состоянии равновесия, а при rGреак > 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 tконеч. 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 · mS ·D t,     (3.1)

где Ср – удельная теплоемкость раствора при постоянном давлении, mS - 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 VSVкисл. + Vоснов., т.е.

mS= r ·VS.  

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 = tнач. -  tконеч.

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

DHнейтр.= ,          (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 тнейтр = -57,27 кДж/моль, рассчитайте погрешность эксперимента h для заданий 1 и 2.