Лабораторная работа №1. Определение тепловой постоянной калориметра.

Стр 1 из 4Следующая ⇒

МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФГАОУ ВО «КРЫМСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

ИМЕНИ В. И. ВЕРНАДСКОГО»

МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ ИМЕНИ С.И.ГЕОРГИЕВСКОГО

(структурное подразделение)

Кафедра медицинской и фармацевтической химии

Физическая и коллоидная химия

(часть 1)

ТЕТРАДЬ

Для практических работ

студента 1 курса фармацевтического факультета,

группы № ____________

_______________________________________________________

(фамилия, имя, отчество)

20 - 20 уч. год

г. Симферополь, 2020

Занятие № 2. Тема: « Первый закон термодинамики. Термохимия. Закон Гесса».

1. Актуальность темы: Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты, что объясняется разрывом одних химических связей в молекулах исходных веществ и образование других химических связей в молекулах продуктов реакций. Частью термодинамики является термохимия, которая изучает тепловые эффекты реакции.

Термохимические расчеты широко используют в медицине для оценки калорийности пищевых продуктов, составления диет для больных. Знание раздела термодинамики позволяет определить возможность самопроизвольного протекания реакций, направление реакций, биоэнергетику физиологических процессов в живых организмах. В процессе эволюции в живых организмах выработалась определенная последовательность биологического окисления, обеспечивающего организм необходимым запасом энергии. Эта энергия накапливается в макроэргических связях некоторых соединений, главнейшим из которых является АТФ. По мере необходимости энергия, содержащиеся в макроэргических связях, расходуется на построение клеток, синтез белков, механическую работу мышц, сердца. Термодинамические расчеты можно использовать и для этих процессов.

Использование закономерностей, вытекающих из термодинамических теорий, позволяет увеличивать выход при синтезе лекарственных веществ.

2. Вопросы для обсуждения :

1.	Начало термодинамики. Нулевой закон термодинамики. Термодинамическое равновесие.
2.	I-е начало термодинамики, математическая запись закона. Энтальпия. Закон Гесса.
3.	Энтальпия образования, сгорания, разложения, нейтрализации, растворения.
4.	Закон Гесса и следствие из него. Применение закона к расчету тепловых эффектов.
5.	Понятие теплоемкости веществ: удельной; молярной; средней. Теплоемкости при постоянном давлении и постоянном объеме. Взаимосвязь между этими величинами.
6.	Особенности практического применения в медицине и фармации термохимических методов исследования.
7.	Методика расчета изменения термодинамических функций состояния системы в результате протекания физико-химического процесса на основании следствий из закона Гесса.

Ответить на тестовые задания (выполнить письменно):

1.		Выражение первого начала термодинамики, имеет вид:
	А	Q = U - А
	Б	Q = U + А
	В	U = Q + А
	Г	А = U + Q

2.		Какая из формул относится к первому следствию из закона Гесса:
	А	∆Н(реак.) = ∆H₁ + ∆Н₂ + ∆Н₃
	Б	∆ Н(реак.) = ∆Н(обр. прод. реакции.) - ∆Н(обр. исх. в-в.)
	В	∆Н(реак.) = ∆Q + Т∆S
	Г	∆Н(реак.) = ∆Q - Т∆S

3.		Выберать верные стандартные условия:
	А	101,3 кПа, 298 К
	Б	100 кПа, 298 К
	В	100 кПа, 273 К
	Г	101,3 кПа, 273 К

4.		Теплотой растворения называется:
	А	тепловой эффект растворения 1 моля вещества в очень большом объеме растворителя
	Б	тепловой эффект растворения вещества
	В	тепловой эффект растворения 1 моля вещества
	Г	тепловой эффект растворения 1 моля вещества в стандартных условиях

5.		Для каких веществ стандартные теплоты сгорания равны нулю?
	А	CO, H₂
	Б	NO₂, N₂H₄
	В	NO, NH₃
	Г	CO₂, H₂

6.		Тепловой эффект какого уравнения реакции отвечает стандартной теплоте образования диоксида углевода:
	А	СО + ¹/₂ О₂= СО₂
	Б	С + О₂ = СО₂
	В	СаСО₃ = СаО + СО₂
	Г	СаСО₃ + 2НС1 = СаСl₂ + Н₂О + СО₂

7.		Теплосодержание расширенной системы – это:
	А	энтропия
	Б	энтальпия
	В	внутренняя энергия
	Г	температура

8.		Первый закон термодинамики позволяет:
	А	рассчитать равновесное состояние системы
	Б	оценить энергетические характеристики процесса
	В	определить возможность протекания процесса
	Г	определить направления процесса

9.		Для постоянства каких условий справедлив закон Гесса?
	А	P, V
	Б	P, T
	В	P, S
	Г	V, m

10.		Зависимость теплового эффекта от температуры выражается уравнением:
	А	Вант Гоффа
	Б	Кирхгоффа
	В	Гесса
	Г	Больцмана

11.		Каково соотношение между Ср и Сv для идеального газа?
	А	Ср + Сv = R
	Б	Ср = Сv + R
	В	Ср / Сv = R
	Г	Ср = Сv + RT

12.		В гомологических рядах теплота сгорания увеличивается с каждой СН2-группой на:
	А	54 Дж
	Б	660 Дж
	В	101 Дж
	Г	728 Дж

13.		Тепловой эффект реакции нейтрализации кислот в ряду HCl, HNO3, H₂SO4 будет:
	А	Останется постоянным
	Б	Возрастать
	В	Убывать

14.		Постоянство значений теплоты нейтрализации для любой пары сильной кислоты и сильного основания правильно объясняется теорией:
	А	Аррениуса
	Б	Вант Гоффа
	В	Гесса
	Г	Менделеева

15.		Для реакции сгорания ацетилена даны теплоты образования исходных веществ и продуктов. Какое следствие из закона Гесса вы используете для расчета теплового эффекта реакции?
	А	Первое
	Б	Второе
	В	Ни одно из них

4. Обучающие задачи с эталонами ответов:

№1.Вычислить тепловой эффект реакции (ΔН⁰ р-ции) при н.у.:

4NН₃(г) + 5О₂(г) = 4NO(г) + 6Н₂О(ж), используя справочные значения стандартных теплот (энтальпий) образования веществ.

Решение:

По 1 следствию из закона Гесса ΔН⁰ р-ции = ∑ ΔН⁰ обр. (прод. р-ции) - ∑ ΔН⁰ обр. (исх. в-в);

ΔН⁰ р-ции = [4 ´ ΔН⁰ обр.(NO)г + 6 ´ ΔН⁰ обр.(Н₂О)ж] – [4 ´ ΔН⁰обр.(NHз)г + 5 ´ ΔН⁰обр.(О₂)г]

ΔН⁰ р-ции = [4 ´ 91 + 6 ´ (-286) ] - [4 ´ (-46) + 5 х 0] = -1168 кДж/моль. Процесс экзотермический.

№2. Рассчитать стандартную энтальпию реакции 2SО₂(г) + О₂(г) =2SО₃(г)

Указать, данная реакция будет экзо- или эндотермической.

Решение:

2SО₂(г) + О₂(г) = 2SО₃(г)

2 1 2 моль

-297 0 -396 ΔН_обр.⁰веществ, кДж/моль

ΔН⁰ = ∑ ΔН_обр.⁰ (прод.) - ∑ ΔН_обр.⁰ (реаг.) = [2 (-396)] - [2 (-297) + 1(0)] = -198 кДж, реакция экзотермическая.

№3.Рассчитать тепловой эффект реакции взаимодействия метана с диоксидом углерода: СН₄(г) + СО₂(г) = 2СО + 2Н₂ по стандартным теплотам сгорания.

Решение:

Из таблиц находим стандартные теплоты сгорания исходных веществ и продуктов реакций (кДж/моль): ∆Н⁰_{с, 298}(СН₄) = -802,32 кДж/моль; ∆Н⁰_{с, 298}(СО₂) = 0 кДж/моль;

∆Н⁰_{с, 298}(СО) = -283,0 кДж/моль; ∆Н⁰_{с 298}(Н₂) = -241,84 кДж/моль.

По закону Гесса: ∆Н⁰_х = ∆Н⁰_{с, 298}(СН₄) + ∆Н⁰_{с, 298}(СО₂) - 2∆Н⁰_{с, 298}(СО₂) - 2∆Н⁰_{с 298}(Н₂) =

-802,32 - (-2 283,0) + (-2 241,84) = 247,36 кДж/моль (эндотермическая).

№4.Используя уравнение Кирхгоффа для небольшого температурного интервала рассчитать тепловой эффект реакции СН₃ОН_(г)+ 3/2О_2(г)= СО_2(г)+ 2Н₂О_(г) при температуре 500К и давлении 1,0133´10⁵ Па.

Решение: Из таблиц находим стандартные теплоты образования исходных веществ и продуктов реакций и рассчитываем тепловой эффект реакции при 298К:

DН^о_f₂₉₈= (DН^o_f _CO₂+ 2 DН^o_f _H₂_O) – (DН^o_f _CH₃_OH +3/2DН^o_f_О2) = (–393,51–2´241,8) –(–201,00 + 3/2´0) = –676,13 кДж/моль.

Зная DН^о_f₂₉₈, можно по уравнению Кирхгоффа рассчитать тепловой эффект реакции при 500К: DН^о_f_Т2 = DН^о_f _Т1 + DС^о_р(Т₂ - Т₁), где DС^о_р – изменение теплоемкости в ходе реакции. Его можно определить таким образом: DС^о_р = Sn_iС_рi _прод. – Sn_iС_{рi исх.} = (С^о_рСО2 + 2С^о_рН2О) – (С^о_рСН3ОН – 3/2 С^о_рО2) = (37,11+2´33,56)–(43,9–3/2´28,83) = 17,10 Дж/моль•К и значит, тепловой эффект реакции при 500К равен: DН^o_f₅₀₀ = DН^o_f ₂₉₈ + DС^о_р(500–298) = –676130 + 17,1´202 = –672676 Дж/моль = –672,676 кДж/моль.

№5. Рассчитать стандартную энтальпию образования витамина Е (С₃₁Н₅₂О₃), если при сгорании его в калориметрической бомбе при 298 К выделяется 39,14 кДж\г теплоты.

Решение: а)Уравнение реакции сгорания имеет вид:

Согласно закону Гесса, тепловой эффект процесса не зависит от его пути, а определяется начальным и конечным состоянием системы, если давление или объём в течение всего процесса остаются неизменными: При V = const Q_v = DU: DU = 39,14 × М_С31Н52О3 =

-39,14 × 472,83 = -18506,6 кДж\моль.

б) При Р = const Q_р = DН

Изобарный и изохорный тепловые эффекты связаны соотношением: Q_р = Q_v + DnRT

Q_р = DН = -18506,6 – 11,5 × 8,314×10^-3 × 298 = -18535,1 кДж\моль.

в) Стандартную энтальпию образования витамина Е находим по первому следствию из закона Гесса:

5. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

№ 1. Рассчитать тепловой эффект реакции: 2NaOH(к) + СО₂(г) = Na₂CO₃(к) + Н₂О(ж),

если ΔН⁰_обр.(NaOH) = -426,6 кДж/моль, ΔН⁰_обр.(СО₂) = -393,6 кДж/моль, ΔН⁰_обр.(Nа₂СO₃) =

-1129,3 кДж/моль, ΔН⁰_обр.(H₂O) = -285,8 кДж/моль

№ 2. При сгорании 1 г b-аланина (С₃Н₇NO₂), одного из промежуточных полупродуктов синтеза витамина В₃, в калориметрической бомбе при 298 К выделяется 18,32 кДж теплоты. Рассчитать стандартную энтальпию образования b-аланина.

№ 3. Рассчитать тепловой эффект реакции превращения лимонной кислоты в яблочную 2С₆Н₈О₇ (кр) + Н₂О (ж) = 3С₄Н₆О₅ (кр), если стандартные теплоты сгорания лимонной и яблочной кислот соответственно -1987,4 кДж/моль; -1339,3 кДж/моль.

№ 4. Расcчитать ΔН нижеследующей реакции при Т = 500 К, используя значения ΔН^о_обр и С_Р её реагентов и продуктов:

2NaBr (кр) + Сl₂ (г) = 2NaCl (кр) + Br₂ (ж)

ΔН^о_обр, кДж/моль - 365 0 -411 0

С_Р, Дж/(моль∙К) 88,3 33,9 50,9 75,7

№ 5. Определите стандартную энтальпию (Δ Н₂₉₈) образования РН₃исходя из уравнения:

2РН₃(г) + 4О₂(г) = Р₂О₅ (к) + 3Н₂О (ж), Δ Н = - 2360 кДж.

Лабораторная работа №1. Определение тепловой постоянной калориметра.

Основным экспериментальным методом в химической термодинамике является калориметрия. В основе калориметрического исследования термохимических процессов лежит уравнение теплового баланса системы: , где ∆Н – тепловой эффект изучаемого процесса; m_i и c_i – массы и теплоёмкости отдельных частей калориметра (сосуд, мешалка, пробирка, термометр и т.д.) и калориметрической жидкости; ∆ t – изменение температуры в ходе термохимического процесса при условии отсутствия теплообмена с окружающей средой; К – постоянная калориметра. Как видно из уравнения, постоянная калориметра К представляет собой количество тепла, необходимое для нагревания всех частей калориметра на один градус, т.е. является теплоёмкостью калориметрической системы.

Цель работы: освоить калориметрический метод исследования термохимического процесса. Определить тепловую постоянную калориметра.

Оборудование и реактивы: химический стакан (колба) на 100 мл,мешалка, термометр, технические весы, ступка с пестиком, воронка, мерный цилиндр. Соли: KCl, KNO₃, дистиллированная вода.

Ход работы:

1. Собрать калориметр (см. рис. 1.).

1 – стакан большего размера для теплоизоляции, 2 – стеклянный или пластмассовый стакан или колба, 3 – воронка или ампула для ввода исследуемого вещества, 4 – мешалка, 5 – термометр.

Рис. 1. Устройство калориметра.

2. Заполнить внутренний калориметрический стакан точно измеренным объёмом дистиллированной водой (100 мл).

3. Тщательно растереть в ступке исследуемую соль с известной теплотой растворения (справочные данные).

4. Взвесить на технических весах 10 г. растёртой соли и пересыпать её на часовое стекло или чистый лист бумаги.

5. Начальный период измерений. Перемешивая калориметрическую жидкость, с помощью мешалки, наблюдать за изменениями температуры, измеряя её каждые 0,5 мин (температура может меняться из-за теплообмена с окружающей средой). Проводят не менее 10 измерений температуры.

6. Главный период измерений. Продолжая измерять температуру каждые 0,5 мин ввести через воронку навеску соли в калориметр. Температура вначале резко изменяется в зависимости от типа процесса (эндо- или экзотермический), затем изменение замедляется.

7. Заключительный период измерений. После замедления изменения температуры провести ещё 10 измерений.

8. Результаты эксперимента занести в таблицу.

Таб. 2.1. Результаты измерения температуры в калориметрическом эксперименте.

К Cl						KNO ₃
Предварительный период		Главный период		Заключитель ный период		Предваритель ный период		Главный период		Заключитель ный период
время	температура	время	температура	время	температура	время	температура	время	температура	время	температура

Время, относящееся к участку АВ, называется «начальным периодом», ВС — «главным периодом», СД — «заключительным». Чтобы определить действительное изменение температуры ∆t, проводят линии через точки, фиксирующие равномерное изменение температуры начального и конечного периодов АВ и СД. За начало главного периода принимают момент начала растворения соли, после которого начинается резкое изменение температуры, а за конец главного периода — точку, которая первой ложится на прямую СД. Точки В и С проектируют на ось ординат, находят середину отрезка mn и проводят линию kp. Через точку g проводят вертикаль. Экстраполируют линейные участки АВ и СД до пересечения с вертикалью в точках Е и F. Отрезок ЕF соответствует изменению температуры ∆t в калориметрическом опыте с учетом поправки на теплообмен. При нахождении Δt надо учитывать направление изменения температуры (для эндотермических процессов Δt отрицательное).

9. На миллиметровке построить график зависимости температуры от времени. По графику определить истинное значение ∆t, как показано на рис. 2. Построение графика необходимо для более точного определения ∆t, т.к. калориметр имеет теплообмен с окружающей средой, который необходимо учитывать.

Рис. 2. Зависимость изменения температуры

от времени эксперимента.

Крутизна линии ВС зависит от характера и условий протекания исследуемого теплового процесса. Крутизна линий АВ и СД зависит от характера теплообмена с окружающей средой.

10. Произвести расчёт тепловой постоянной калориметра по формуле: , где

∆ Н – интегральная теплота растворения соли (для КCl = 17,577 кДж/моль, для KNO₃ = -35,62 кДж/моль), М – её молярная масса, ∆ t – изменение температуры в процессе растворения. Размерность [K] = кДж/град.

Дата добавления: 2023-01-08; просмотров: 94; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 3 4 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!