Ćwiczenie Nr 12, 1-
[ Pobierz całość w formacie PDF ]
Łódź, dn. 14 października 2002 r.
Wydział Chemiczny.
Kierunek
Papiernictwo i Poligrafia.
Ćwiczenie Nr 12
Pomiar ciepła zobojętniania.
Ćwiczenie wykonano: 21.10.2002 r.
Sprawozdanie złożono: 28.10.2002 r.
Ćwiczenie wykonała:
Agnieszka Andruszkiewicz
10
A. Część teoretyczna.
Tematem mojego ćwiczenia jest pomiar kalorymetryczny ciepła reakcji zobojętniania.
Reakcją zobojętnienia, nazywamy reakcję kwasu i zasady w roztworze wodnym prowadzącą do powstania roztworu obojętnego.
n Entalpię, DH, układu definiuje zależność; DH=U+pV lub DH=g (pod stałym ciśnieniem)
n Reakcje endotermiczne odpowiadają zwiększeniu entalpii układu, ponieważ energia doprowadzona jest w niej do układu jako ciepło i jego entalpia się zwiększa (wtedy znak dodatni w wartości entalpii).
n Reakcje egzotermiczne odpowiadające zmniejszeniu entalpii układu, ponieważ energia jako ciepło, opuszcza układ i jego entalpia maleje (wtedy znak ujemny w wartości entalpii)
n Entalpia jest funkcją stanu, niezależną od drogi.
n Wielkością ważną w termodynamice chemicznej jest STANDARDOWA ENTALPIA REAKCJI, DrH°, jest równa sumie standardowych entalpii tworzenia produktów i substratów, w której każdy wyraz jest pomnożony przez współczynnik stechiometryczny (n) odpowiedniego reagenta (dodatni dla produktu, a ujemny dla substratu)
n Stan standardowy substancji jest to stan czystej substancji pod ciśnieniem równym 1 bar (105 Pa)
Znajomość standardowych entalpii tworzenia poszczególnych związków jest bardzo przydatna w termochemii, gdyż przez ich kombinację można obliczyć zmianę standardowej entalpii zachodzącej w wyniku dowolnej reakcji między tymi związkami.
DH° = S n DtwH° - S n DtwH°
produkty substraty
n – bezwzględna wartość współczynników stechiometrycznych
w równaniu reakcji.
B. Część praktyczna
1. Obliczenie pojemności cieplnej układu kalorymetrycznego.
W naczyniu Dewara umieszczam odmierzoną ilość wody (600 ml), następnie umieszczam ampułkę Nr 1 z reagentem (kwas siarkowy o masie 6,35 g). Zapisuję zmiany rezystancji 10 następujących po sobie, w odstępie 30 s, wskazań termistora sondy temperaturowej NTC210. Następnie rozbijam ampułkę z kwasem i dokonuję analogicznych pomiarów.
DANE:
n Waga ampułki Nr 1 pustej – 17,38 g
n Waga ampułki Nr 1 z reagentem – 23,73 g
n Masa – H2SO4 23,73 – 17,38 =6,35 g
n Czerwona sonda –B=3835 [drg]
n R25 = 16,27 [kW]
n Tabela rezystancji termistora RT dla ampułki Nr1 oraz obliczonej temperatury środowiska.
Przed rozbiciem ampułki. Po rozbiciu ampułki.
RT [kW] [ C] RT [kW] [ C]
22,90 17,28 21,24 18,95
22,89 17,29 21,25 18,94
22,90 17,28 21,25 18,94
22,90 17,28 21,25 18,94
22,89 17,29 21,25 18,94
22,89 17,29 21,25 18,94
22,88 17,30 21,25 18,94
22,88 17,30 21,25 18,94
22,88 17,30 21,25 18,94
22,88 17,30 21,25 18,94
Wykorzystując podane wartości stałych B i R25 dla używanej sondy temperaturę środowiska obliczałam wg wzoru – T= B/(ln RT – ln R25 +B/ 298,15)-273,15
Przykładowo:
T=3835 / ( ln 22,9 – ln 16,27 +3835 / 298,15 )-273,15 = 17,28
Na podstawie zanotowanych wskazań rezystancji termistora RT wykonuję wykres w układzie osi RT = f(czas)
WYKRES Nr 1
Z wykresu odczytuję wartości RT, które przeliczam na temperatury, co pozwala mi obliczyć wartość DT i poprawkę na promieniowanie
n Obliczona (Dt + Sv) = 1,64 K
n Do obliczenia pojemności cieplnej układu kalorymetrycznego brakuje wielkości Q
1000 ml --- 55,5 mola wody
600 ml --- x
x = 33,3 mola wody
n Obliczam liczbę moli kwasu siarkowego n = n = = 0,065 mola kwasu
n Podstawiam do wzoru na obliczenie molowego ciepła rozpuszczania kwasu Q w zależności od rozcieńczenia.
= = 512,3
n Kolejnym etapem jest obliczenie pojemności cieplnej:
K=
n Podstawiając dane otrzymujemy:
2. Pomiar ciepła zobojętniania.
W ampułce odważam kwas H2SO4
n Waga ampułki Nr 2 pustej – 17,72 g
n Waga ampułki Nr2 z reagentem – 23,04 g
n Masa kwasu 23,04 g – 17,72 g = 5,32 g
n Obliczam liczbę moli kwasu n = = 0,054 moli kwasu
Sporządzam wodny roztwór NaOH zawierający 30% nadmiaru zasady w stosunku do kwasu. Roztwór NaOH przyrządzam ze stężonego roztworu NaOH (ok. 20%)
H2SO4 + 2NaOH -------- 2H2O + Na2SO4
Z równania wynika, iż 1mol kwasu odpowiada 2 molom NaOH
2 * 0,054 = 0,108 moli NaOH
1 mol ----- 40 g NaOH
0,108 g----- x
x = 0,108 * 40 = 4,32 g
4,32 g ---- x
30 ----- 100
x = 14,4
14,4 g * 1,3 = 18,72 g
V = == 15,3442 ml
Do naczynia Dewara wlewam 585 ml wody i 15 ml NaOH
Następnie umieszczam ampułkę Nr 2 z reagentem (kwas siarkowy o masie 5,32 g). Zapisuję zmiany rezystancji 10 następujących po sobie, w odstępie 30 s, wskazań termistora sondy temperaturowej NTC210. Następnie rozbijam ampułkę z kwasem i dokonuję analogicznych pomiarów.
Tabela rezystancji termistora RT dla ampułki Nr 2 oraz obliczonej temperatury środowiska.
...
[ Pobierz całość w formacie PDF ]