SPRAWOZDANIE Z ĆWICZENIA1 Termochemia. Pomiar ciepła spalania substancji organicznych. Wstęp teoretyczny: Kalorymetria to dział chemii fizycznej i termodynamiki zajmujący się rozwijaniem technik pomiaru ciepła powstającego w wyniku reakcji chemicznych i rozmaitych procesów fizycznych. Kalorymetria dostarcza wielu cennych informacji o termodynamicznym przebiegu procesu. Pomiar ciepła przemiany umożliwia bowiem ustalenie także wartości zmian innych wielkości termodynamicznych takich jak entalpia, entropia i wiele innych. Pomiar ciepła przemiany układu nie jest tożsamy z pomiarem zmian jego temperatury, ze względu na to, że w naturze nie istnieją w praktyce układy w pełni adiabatyczne, czyli nie wymieniające ciepła z otoczeniem. Ponadto efekt cieplny wielu przemian jest trudny do zmierzenia, gdyż mogą mu towarzyszyć procesy uboczne, które same pochłaniają lub wytwarzają energię termiczną. Z tych wszystkich względów w urządzeniach do pomiaru efektów cieplnych, zwanych kalorymetrami stosuje się rozmaite, często bardzo skomplikowane, pośrednie techniki pomiaru energii termicznej, takie jak pomiar energii elektrycznej dostarczanej do układu grzejno-chłodzącego, potrzebnego do utrzymywania stałej temperatury badanego układu, w którym zachodzi analizowana przemiana. Za inicjatora kalorymetrii uważa się zwykle Josepha Blacka, szkockiego fizyka, który jako pierwszy wyraźnie rozgraniczył pojęcia temperatury i ciepła. Pierwszym fizykiem, który zbudował działający kalorymetr byli prawdopodobnie Antoine Lavoisier i Pierre Simon de Laplace. Kalorymetr - przyrząd laboratoryjny do pomiaru ciepła wydzielanego lub pobieranego podczas procesów chemicznych i fizycznych. Wykorzystywany jest przede wszystkim do wyznaczania ciepła właściwego cieczy i ciał stałych, ciepła topnienia i ciepła parowania. Pomiar kalorymetryczny umożliwia też badanie zmian w czasie wartości termodynamicznych takich jak entalpia i entropia umożliwiając szczegółową analizę przemian zachodzących w analizowanym układzie. Najprostszy kalorymetr, tzw. "szkolny" jest urządzeniem, które mierzy zmiany temperatury w czasie procesu, ściśle określonej masy próbki układu w którym ona zachodzi. Aby wyeliminować przypadkową wymianę ciepła z otoczeniem układ musi być dobrze izolowany cieplnie. Tego rodzaju kalorymetr jest skuteczny gdy zmiany temperatury układu są duże i można go stosować wyłącznie do układów ciekłych. W szkołach najczęściej spotyka się kalorymetry wykonane z aluminium. Natomiast w laboratoriach wykorzystuje się kalorymetry o bardzo dużej dokładności i dobrze izolowane, często połączone z komputerem. Znacznie dokładniejsze pomiary
(…)
… będąca funkcją stanu mająca wymiar energii,
będąca też potencjałem termodynamicznym, której wartości bezwzględnej nie można poznać. Można
natomiast wyznaczyć ∆H, metodami bezpośrednimi lub pośrednimi. Proces, w którym wzrasta entalpia
układu, tzn. ∆H jest dodatnie nazywamy endotermicznym. I odwrotnie, jeśli entalpia układu maleje, czyli ∆H
jest ujemne proces nazywamy egzotermicznym.
Entropia – termodynamiczna funkcja stanu, określająca kierunek przebiegu procesów
spontanicznych (samorzutnych) w odosobnionym układzie termodynamicznym. Jest wielkością
ekstensywną. Zgodnie z drugą zasadą termodynamiki, jeżeli układ termodynamiczny przechodzi od
jednego stanu równowagi do drugiego, bez udziału czynników zewnętrznych (a więc
spontanicznie), to jego entropia zawsze rośnie. Pojęcie entropii wprowadził…
… ilości moli gazowych substancji i produktów reakcji (na podstawie równania reakcji: ∆n=77,5= -0,5 mol),
T – temperatura standardowa (298,15K)
R – stała gazowa (8,31 J/mol K)
Qv =-3225853,66 J/mol –(-0,5mol· 8,31
·298,15K)
Qv = -3224614,8 J/mol
3. Wyznaczamy pojemność cieplną układu korzystając ze wzoru:
K=
gdzie:
Qv- ciepło spalania kw. benzoesowego (-3224614,8 J/mol)
ma- masa tabletki (0,97g)
- zmiana…
… układu (1,32 K)
poprawki na promieniowanie nie uwzględniamy
Qvnaftalenu =1869867,154 J/mol → 7869,867 kJ/mol
5. Obliczamy molowe entalpie spalania naftalenu o masie 0,49g:
C10H8(s) + 12O2(g) = 10CO2(g) + 4H2O(c)
Qp=∆H°=Qv+∆nRT,
∆n- na podstawie równania reakcji: ∆n=10-12= -2mol,
T – temperatura standardowa (298,15K)
R – stała gazowa (8,31 J/mol K)
∆H° = 1869867,154 J/mol + (-2 mol ·298,15 K · 8,31 J/mol…
… niemiecki uczony
Rudolf Clausius.
II. Przebieg doświadczenia:
Do przeprowadzenia doświadczenia sporządziłam dwie tabletki, jedną z kwasu benzoesowego,
drugą zaś z naftalenu. Gotowe tabletki, wykonane w prasie do tabletkowania,
w których zostały umieszczone druciki oporowe zważyłam. Masa pierwszej tabletki wykonanej z
kwasu benzoesowego wynosiła 0,97 g, a masa dwóch kolejnych tabletek zrobionych z naftalenu…
... zobacz całą notatkę
Komentarze użytkowników (0)