To tylko jedna z 7 stron tej notatki. Zaloguj się aby zobaczyć ten dokument.
Zobacz
całą notatkę
Nr 8
Temat ćwiczenia: Entalpia i entropia kompleksowania jonów miedzi.
Nr ćwiczenia: 21. Przebieg ćwiczenia: W termostacie zaopatrzonym w mieszadło, grzałkę i termistor, umieściłem odpowiednio: 500 ml wody destylowanej, 100 ml CuSO 4 (0,2 m). Ogrzewałem układ grzałką przy włączonym mieszadle do momentu wskazania przez omomierz wartości 18,00 kΩ. Tak przygotowany roztwór doprowadziłem do równowagi termicznej kontrolując temperaturę podczas mieszania. Po osiągnięciu stanu równowagi przez specjalny otwór wprowadziłem 15 ml (2 m) etylenodiaminy. Od tego momentu kontrolowałem czas i opór w kΩ odczytywany z miernika.
Następnie korzystając z równania termistora obliczyłem wartość oporu jaką powinien wskazywać miernik aby temperatura układu podniosła się o 1˚C i ograłem badany roztwór o tę wartość kontrolując czas i wskazania omomierza oraz amperomierza. Ogrzewanie prowadziłem stosując napięcie 10 V. Wstęp teoretyczny: Ponieważ celem ćwiczenia jest wyznaczenie entalpii i entropii należy bliżej zdefiniować te wielkości, pamiętając o warunkach w jakich ćwiczenie zachodziło (warunki izobaryczne). Korzystając z pierwszej zasady termodynamiki, która mówi, że energia wewnętrzna układu jest sumą pracy i ciepła dostarczonego możemy otrzymać nową funkcję stanu.
(i) dU = Q el + W el (ii) W el = - pdV
○ Korzystając z równań (i) i (ii) otrzymujemy:
dU = Q el - pdV
ΔU = Q - pdV
○ Po zróżniczkowaniu równania otrzymujemy: dU = Q el - pdV + Vdp
d (U + pV) = Q el + Vdp
Wyrażenie d (U + pV) określa się jako nową funkcję termodynamiczną zwaną entalpią (H). Jest ona tak jak energia wewnętrzna funkcją stanu, a jej zmiany nie zależą od drogi procesu, a jedynie od stanów końcowego i początkowego.
dH = Q el + Vdp Sens entalpii jest analogiczny do energii wewnętrznej układu wówczas kiedy mamy doczynienia ze stałością ciśnienia. Przy energii wewnętrznej zakładamy niezmienność objętości podczas reakcji (dp = 0). W praktyce łatwiej jest zachować izobaryczne warunki, stąd powszechniejsze stosowanie entalpii jako funkcji stanu. Kolejną istotną wielkością opisującą badany układ jest ciepło molowe. Rozumie się je jako ilość ciepła potrzebnego do ogrzania 1 mola substancji o jeden Kelwin pod stałym ciśnieniem. Wtedy to dp = 0 i dH = (Q el ) p , co można zapisać korzystając z zależności termodynamicznych jako:
C p = [dH/dT] p gdzie: C p - to ciepło przy stałym ciśnieniu
(…)
… moli utworzonego kompleksu
n = cen ·Ven = 2 [mol/l] · 0,015 [l] = 0,03 [mola]
• Obliczam entalpię reakcji kompleksowania w następujący sposób:
-ΔH = ( 0,07097 [K] · 2,7852[kJ/K]) / 0,03 [mola] = 6,5888 [kJ/K]
• Wyznaczenie entropii:
ΔS = (ΔG - ΔH) / T
ΔG = - RT ln K
gdzie: K - stała trwałości kompleksu [Cu(en)]2+ ∆T - temperatura tworzenia kompleksu
R - stała gazowa (8,314 [J/K·mol])
ΔS = (- RT ln K…
... zobacz całą notatkę
Komentarze użytkowników (0)