ВУЗ: Украинский Государственный химико-технологический Университет
Категория: Методичка
Дисциплина: Химия
Добавлен: 06.02.2019
Просмотров: 2138
Скачиваний: 4
11
Визначення сталої калориметра за розчиненням KCl у воді
Сталу калориметра зазвичай визначають за зниженням температури (
Т)
при розчиненні наважки KCl у воді (ендотермічна реакція).
Обробку даних калориметричних вимірювань для розчинення KCl
проводять за рівнянням теплового балансу:
KCl
KCl
KCl
g
M
T
Δ
К
H
Δ
,
(1.6)
де
KCl
H
– інтегральна теплота розчинення наважки KCl, Дж/моль;
KCl
g
–
наважка KCl, г; К
– стала калориметра; ΔТ – зміна температури в процесі
розчинення наважки KCl;
KCl
M
– молярна маса KCl, яка дорівнює 74,5 г/моль.
Із рівняння 1.6 може виражатися стала калориметра К:
KCl
KCl
KCl
M
ΔT
g
ΔH
K
.
(1.7)
У довідковій літературі
мол.
ΔH
наведена в залежності від моляльної
концентрації розчинів. Величину молярної теплоти розчинення, що відповідає
концентрації утвореного розчину KCl, знаходять методом чисельної
інтерполяції, використовуючи дані інтегральної теплоти розчинення (таблиця
1.2).
Таблиця 1.2
Інтегральна теплота розчинення калій хлориду в воді
m, моль/кг
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
ΔН, кДж/моль
17,55
17,57
17,55
17,50
17,43
Послідовність калориметричного визначення константи К така.
1. В калориметричний стакан наливають 300 мл води і поміщають у
калориметр.
2. У отвір вставляють ампулу з наважкою KCl.
3. Вмикають мішалку та вичікують 5–7 хвилин, протягом яких прилад
прогрівається.
4. Починають відлік Т через кожні 30 с. При цьому спостерігається зниження
температури внаслідок теплообміну з навколишнім середовищем.
Виконують 9–10 відліків температури (початковий період).
5. На десятому відліку розбивають ампулу з наважкою KCl. У результаті
перебігу процесу розчинення KCl температура в стакані, де відбувається
реакція, різко знижується (головний період). Продовжують записувати Т.
Рівномірна зміна Т відповідає завершенню головного періоду.
6. Фіксують ще 10–12 значень температури (кінцевий період).
7. Результати вимірювань заносять у таблицю:
12
Результати калориметричного дослідження розчинення KCl; g
KCl
=
Час, с
Т, К
Приклад розрахунку K у результаті процесу розчинення KCl.
Припустимо, що розчинюється 3,14 г KCl у 300 мл води.
Розрахуємо моляльну концентрацію (m
KCl
, моль/кг) розчину KCl, що
утворюється:
O
H
KCl
KCl
KCl
2
g
M
m
m
,
моль/кг
14
,
0
кг
3
,
0
моль
/
г
5
,
74
г
14
,
3
m
KCl
Методом чисельної інтерполяції довідкових величин (таблиця 1.2)
знаходимо теплоту розчинення калій хлориду для моляльності 0,14 моль/кг.
Н
мол., KCl
= 17,56 кДж/моль.
На рис. 1.3 наведено термохімічну криву розчинення наважки KCl
(g
KCl
= 3,14 г) у воді (g
H2O
= 300 г). Стрибок температури склав
Т
KCl
= -0,545
0
.
Хід кривої вказує на ендотермічний характер процесу розчинення калій
хлориду у воді: ΔТ<0.
Розрахуємо за рівнянням теплового балансу (1.7) сталу калориметра К.
Дж/К
358
1
г/моль
74,5
0,545К
3,14г
Дж/моль
10
17,56
K
3
Особливості визначення сталої електронного калориметра за розчиненням
наважки KCl
Стала калориметра може визначатись за зниженням температури (
Т)
при розчиненні наважки KCl у воді з рівняння (1.7).
Калориметричне визначення сталої К´ проводять у наступній
послідовності.
1. Вмикають електронний калориметр. При цьому вмикаються табло
секундоміра та температури.
2. Прогрівають прилад 10 хвилин.
3. До калориметричних стаканів 1 та 2 наливають по 300 мл води, поміщують
їх в калориметр, закривають кришку калориметра.
4. У спеціальному тримачі закріпляють пробірку з наважкою KCl (3–4 г) та
вмикають мішалку.
5. Після того, як ΔТ для стаканів не буде перевищувати 0,1
0
, вмикають
секундомір "пуск", записують 9 значень ΔТ через кожні 10 секунд за
звуковим сигналом (початковий період).
6. На десятому відліку часу розбивають ампулу з наважкою KCl. В результаті
перебігу процесу розчинення KCl температура в стакані знижується
(головний період).
13
7. Фіксують ще 10–20 відліків ΔТ до того часу, коли швидкість змінення ΔТ не
буде перевищувати 0,01–0,02°С за відлік (кінцевий період).
8. Результати вимірювань заносять у таблицю, будують графік залежності ΔТ
від часу і визначають ΔТ
експ.
.
Хід роботи
При підготовці до лабораторної роботи слід прочитати та ретельно
законспектувати загальні положення калориметрії і принципи роботи з
калориметричними пристроями (розділи 1.1–1.3).
Робота складається з трьох експериментальних та розрахункової частин.
1. Визначення сталої калориметра К за розчиненням наважки KCl проводять
експериментально, як викладено вище.
2. Визначення теплоти розчинення безводної солі CuSO
4
(
H
1
). Теплоти
розчинення солей визначаються експериментально, для чого в калориметричну
склянку наливають 300 мл дистильованої води, поміщають в отвір кришки
ампулу з (3–6) г CuSO
4
та проводять визначення ΔТ
експ.
за методикою, яка
викладена в розділах 1.2.3 та 1.3.1. Заносять експериментальні дані в таблицю
1.1 та будують термохімічну криву (рис. 1.6). Графічно визначають ΔТ
експ
(див.
пункт 1.2.4).
3. Визначення теплоти розчинення кристалогідрату CuSO
4
·5H
2
O (
H
3
)
проводять ідентично попередньому досліду, за винятком того, що в ампулу
вміщують наважку (3–6 г) CuSO
4
·5H
2
O. Графічну обробку експериментальних
даних див. рис. 1.7.
0
50
100
150
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
1,2
1,4
T = 1,336 - 0,154 = 1,182K
T = T
2
- T
1
T
1
T
2
t, c.
T, K
Екзотермічний процес
0
50
100
150
200
0,10
0,15
0,20
0,25
Eндотермічний процесс
T = 0,106 - 0,273 = -0,167K
T = T
2
- T
1
T
2
T
1
t, c.
T, K
Рис. 1.6. Термохімічна крива розчинення
наважки CuSO
4
у воді
Рис. 1.7. Термохімічна крива розчинення
наважки CuSO
4
·5H
2
O у воді
14
Обробка даних калориметричних вимірювань проводиться за рівняннями
теплового балансу:
солі
солі
мол
g
M
T
Δ
K
H
Δ
,
де
H
мол
– молярна інтегральна теплота розчинення солі, Дж/моль; g – маса
наважки солі, г;
Т – стрибок температури в процесі розчинення наважки солі;
М – молярна маса солі, г.; К – стала калориметра, Дж/К.
Визначивши теплоту розчинення безводної солі
H(CuSO
4
) та
кристалогідрату
H(CuSO
4
·5H
2
O) за законом Гесса розраховуємо теплоту
гідратоутворення CuSO
4
:
H(гідр) =
H(CuSO
4
) -
H(CuSO
4
·5H
2
O).
Приклад розрахунку:
Розрахуємо інтегральну теплоту розчинення безводної солі:
моль
Дж
85608
г
3
моль
/
г
160
К
182
,
1
К
Дж
1358
)
CuSO
(
H
4
.
Розрахуємо інтегральну теплоту розчинення кристалогідрату:
моль
Дж
18900
г
3
моль
/
г
250
К
167
,
0
К
Дж
1358
)
О
Н
5
CuSO
(
H
2
4
.
Визначимо за законом Гесса теплоту гідратоутворення CuSO
4
:
моль
Дж
104508
моль
/
Дж
18900
моль
/
Дж
8608
)
гідр
(
H
.
Контрольні запитання та завдання до лабораторної роботи № 1
1. В чому полягає суть калориметричного методу?
2. Що таке стала калориметра?
3. Які способи визначення сталої калориметра?
4. Що таке тепловий ефект?
5. Що таке інтегральна та диференційна теплоти розчинення?
6. Чим термометр Бекмана відрізняється від звичайного термометра?
7. Сформулюйте закон Гесса та висновки з нього. Яким висновком із
закону Гесса Ви користуєтесь при виконанні цієї лабораторної роботи?
15
Лабораторна робота № 2
Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації сильних та слабких
кислот
Мета роботи – експериментально визначити тепловий ефект реакції
нейтралізації сильної та слабкої кислот, та розрахувати теплоту дисоціації
слабкої кислоти.
Короткі теоретичні відомості з роботи
Молярною інтегральною теплотою нейтралізації (ΔН
нейтр.
) називають
кількість теплоти, яка виділяється при взаємодії одного молю кислоти з одним
молем основи. Тому знаючи
НЕЙТР.
Q
можна визначити ΔН
нейтр.
за рівнянням (1.5):
n
Q
H
Δ
нейтр.
нейтр.
,
де
НЕЙТР.
Q
– кількість теплоти, що виділилася при взаємодії
n
моль-
еквівалентів кислоти чи лугу.
У 1842 Герман Іванович Гесс встановив, що під час нейтралізації 1 моль-
еквівалента будь-якої сильної кислоти лугом завжди виділяється однакова
кількість тепла (56 кДж).
Реакцію нейтралізації сильних кислот сильними основами в іонній формі
можна записати таким чином:
Na
+
+ OH
-
+ H
+
+ Cl
-
Na
+
+ Cl
-
+ Н
2
O ,
(1.12)
або у скороченому іонному вигляді:
H
+
+ OH
-
Н
2
O + ΔН
нейтр.
.
(1.13)
З цього випливає, що взаємодія сильних кислот з сильними основами
супроводжується виділенням однакової кількості теплоти. За табличними
даними в цьому випадку ΔН
нейтр.
= -55,9·10
3
Дж/моль. При проведенні
експерименту одночасно з нейтралізацією має місце процес розведення, але
значення теплоти розведення невеликі, тому ними нехтують.
Величина теплового ефекту реакцій нейтралізації слабких кислот
залежить від сили кислоти. В загальному вигляді реакцію нейтралізації
одноосновних слабких кислот, наприклад оцтової, можна надати таким чином:
НАс + NaOH = NaАс + Н
2
O + ΔН
нейтр., НАс
.
(1.14)
Цей процес складається з реакції дисоціації слабкої кислоти:
НАс + Н
2
O = H
3
O
+
+ Ас
-
+ ΔН
дис., НАс
(1.15)
та самої нейтралізації (1.13):
H
3
O
+
+ OH
-
= 2Н
2
O + ΔН
нейтр.
.
Тому тепловий ефект нейтралізації слабкої кислоти (ΔН
нейтр.,НАс
) дорівнює
сумі теплот дисоціації та нейтралізації: