Основные законы химической термодинамики в частности определение теплового эффекта реакции нейтрализации кислоты и растворения соли в воде

Федеральное агентство по образованию.

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Владимирский государственный университет

Кафедра Химии

 Лабораторная работа № 5

Основы химической термодинамики

Выполнил: студент гр. РФ – 108

Проверила:

Владимир 2009 г.

1.  Цель работы:

Опытным путем доказать основные законы химической термодинамики в частности определение теплового эффекта реакции нейтрализации кислоты и растворения соли в воде.

2.  Теоретическое введение:

Термодинамические расчеты базируются на двух законах.

Первый закон термодинамики представляет собой частный случай всеобщего закона сохранения и превращения энергии: ΔU = Q – PΔV;

ΔH = Q + VΔP, где ΔV – изменение внутренней энергии системы; ΔH – изменение энтальпии; Q – количество теплоты; P – давление; V – объем системы. Количество теплоты, выделенное или поглощенное системой в ходе химического превращения, называется тепловым эффектом. Химические уравнения, в которых указывается тепловой эффект реакции, называются термохимическими. Фазовое состояние и модификация реагирующих веществ определяются соответствующим индексом около химических символов. Эти обозначение могут отсутствовать, если агрегатное состояние очевидно. В дальнейшем будем использовать термодинамическое правило знаков, при котором выделяемая теплота записывается со знаком минус, а поглощенная со знаком плюс. Для того чтобы можно было сравнивать тепловые эффекты различных химических процессов, термохимические расчеты относят к одному молю вещества. Стандартной энтальпией образования называется тепловой эффект реакции образования одного моля данного соединения из простых веществ, отвечающих наиболее устойчивому состоянию рассматриваемого элемента при стандартных условиях: P = 1 атм.,  

T = 298,15 К. Стандартная энтальпия образования обозначается ΔHº298обр. Стандартная энтальпия образования различных неорганических и органических веществ приведена в справочной литературе. Теплоты образования простых веществ в устойчивом состоянии принимаются равными нулю. В основе всех термодинамических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от пути по которому проходит процесс, а определяется только начальным и конечным состояниями системы. Из выше приведенных уравнений следует, что при V = const,         Qv = ΔU, а при P = const, Qp = ΔH, т.е. действительно, теплота процесса равна изменению термодинамических параметров ΔU или ΔH, не зависящих от пути процесса. Следствие, вытекающее из этого закона: тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Второй закон термодинамики дает возможность определить направление самопроизвольного протекания процесса и характеризовать состояние равновесия. Все самопроизвольно протекающие реакции сопровождаются уменьшением свободной энергии Гиббса, т. е. условие возможности реакции выражается неравенством: ΔG = G2 – G1  < 0. В состоянии равновесия свободная энергия Гиббса достигает минимума, т. е. ΔG = 0. Для процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении, ΔGº = ΔHº – TΔSº, где ΔSº - изменение энтропии реакции, равное разности между суммой энтропий полученных веществ и суммой энтропий исходных веществ.

3. Выполнение работы:

Реактивы: гидроксид калия 1М, соляная кислота – 1М, кристаллический нитрат калия.

Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации кислоты.

Во внутренний стакан калориметра налить 25 мл 1М раствора соляной кислоты. Опустить в раствор кислоты термометр и измерить температуру раствора с точностью до 0,2ºС. В другой сухой стакан налить 25 мл 1М раствора щелочи. Не вынимая термометра, к раствору кислоты быстро прилить раствор щелочи. Осторожно перемешивая раствор термометром, наблюдать за изменением температуры. Отметить максимальную температуру раствора. Тепловой эффект реакции нейтрализации рассчитать по полученным данным: определить количество теплоты, выделившейся при нейтрализации 25 мл 1М раствора соляной кислоты щелочью: Q = cΔt ( mк - mщ ), где mк и mщ – соответственно массы кислоты и щелочи; Δt – изменение температуры раствора, c = 4,184 Дж/( г∙К ) – теплоемкость раствора. Подсчитанное количество теплоты отнести к 1 моль кислоты ( кДж/моль ): ΔHº = (Q∙0,001)/V∙Cм , где Q – теплота, расходуемая на нагревание раствора; V – объем раствора кислоты; Cм – молярная концентрация раствора. Составить краткое ионное уравнение реакции нейтрализации и рассчитать тепловой эффект нейтрализации 1 моль кислоты. Определить относительную ошибку опыта.

Опыт 2. Определение теплового эффекта растворения соли в воде. В чистый внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, опустить термометр и замерить температуру с точностью до 0,2ºС. Взвесить 1,3 – 1,5 г. соли с точностью до 0,02 г. Высыпать соль в воду. Перемешивая раствор термометром до полного растворения соли, отметить минимальную температуру раствора. Тепловой эффект растворения соли рассчитать по формуле ( кДж/моль )  ΔHº = (с(mв + mс )Δt∙Мс )/mc ∙1000, где mв и mс – соответственно масса воды и соли, г; Δt – изменение температуры раствора;  с = 4,184 Дж/( г∙К ) – теплоемкость раствора (воды); Мс – молярная масса соли. Определить относительную ошибку опыта, если истинная теплота раствора нитрата калия ΔHºраств. = +34,77 кДж/моль. Оценить изменение энтропии при растворении соли.