Лабораторная работа №3. Определение теплоты растворения соли.
Цель работы: определить тепловой эффект растворения соли (по указанию преподавателя) с использованием тепловой постоянной калориметра.
Оборудование и реактивы: химический стакан (колба) на 100 мл,мешалка, термометр, технические весы, ступка с пестиком, воронка, мерный цилиндр. Соль (по указанию преподавателя), дистиллированная вода.
Ход работы:
1. Собрать калориметр (см. лаб. раб. №2.).
2. Тщательно растереть в ступке исследуемую соль (полученную у преподавателя) с известной теплотой растворения (справочные данные).
3. Взвесить на технических весах 10 г. растёртой соли и пересыпать её на часовое стекло или чистый лист бумаги.
4. Заполнить внутренний калориметрический стакан точно измеренным объёмом дистиллированной водой (100 мл).
5. Провести измерения температуры в ходе растворения соли, как описано в лабораторной работе №2.
8. Результаты эксперимента занести в таблицу.
9. Построить график зависимости температуры от времени. Определить по графику значение ∆t.
10. По полученным результатам и с использованием тепловой постоянной калориметра (см. лаб. раб. №2) рассчитать теплоту растворения (энтальпию) соли (кДж/моль).
Таб. 2.2. Результаты эксперимента
| Соль -
| |||||||
| Предварительный период | Главный период | Заключи тельный период | |||||
| время | температура | время | температура | время | температура | ||
∆Нсоли =
Занятие № 3 Тема: « Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы и критерии оценки направленности процессов.»
1. Вопросы для обсуждения :
| 1. | Обратимые и необратимые процессы. |
| 2. | Второй закон термодинамики и его математическое выражение. |
| 3. | Энтропия и ее физический смысл. Изменения энтропии, как критерий направленности спонтанных процессов. |
| 4. | Применение энтропии для решения физико-химических задач. |
| 5. | Энтропия и вероятность нахождения системы в данном состоянии. Статистический характер второго закона термодинамики. |
| 6. | Третий закон термодинамики, зависимость энтропии от температуры. |
| 7. | Термодинамические потенциалы (внутренняя энергия, энтальпия, энергия Гиббса, энергия Гельмгольца). |
| 8. | Критерии равновесия и направленности процессов в химических и биохимических системах. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. |
Ответить на тестовые задания (выполнить письменно):
|
|
|
| 1. | Стандартные условия - это: | |
| А | давление 1 атм. и температура 0°С | |
| Б | давление 101325 Па и температура 273К | |
| В | давление 100 Па и температура 100К | |
| Г | давление 101325 Па и температура 298К | |
| 2. | При каком фазовом переходе изменение энтропии отрицательно: | |
| А | Н2О(лед) → Н2О (пар) | |
| Б | Н2О(лед) → Н2О (жидкость) | |
| В | Н2О(жидкость) → Н2О (пар) | |
| Г | Н2О(пар) → Н2О (лед) | |
| 3. | В каком случае реакция происходит самопроизвольно: | |
| А | А + В = С ∆Н>0 | |
| Б | А + В = С ∆Н<0 | |
| В | А + В = С ∆G>0 | |
| Г | А + В = С ∆G<0 | |
| 4. | В каком из случаев самопроизвольный процесс протекает наиболее полно: | |
| А | ΔG = 0 | |
| Б | ΔG = – 850 кДж | |
| В | ΔG = – 20 кДж | |
| Г | ΔG = 54 кДж | |
| 5. | Какая из формул позволяет рассчитать изменения величин стандартного изохорного потенциала: | |
| А | ΔG0 = - RT ln Кр | |
| Б | ΔF° = Δ U – ТΔS | |
| В | ΔS = ΔS1 + ΔS2 | |
| Г | Q = ΔU + А | |
| 6. | Энтальпийный фактор положительный, а энтропийный – отрицательный. Какое направление и условия процесса? | |
| А | Реакция может происходить при температуре абсолютного нуля. | |
| Б | Реакция может происходить только при высоких температурах. | |
| В | Реакция может происходить только при низких температурах. | |
| Г | Реакция не происходит вообще. | |
| 7. | Какая из величин позволяет судить о возможности самопроизвольного протекания реакции: | |
| А | ∆U | |
| Б | ∆S | |
| В | ∆Н | |
| Г | ∆G | |
| 8. | Не производя расчеты, указать для каких реакций изменение энтропии положительно: | |
| А | С(графит) + СО2(г) = 2СО(г) | |
| Б | 3Н2(г) + N2(г) = 2NH3(г) | |
| В | NH4NO3(т) = N2O(г) + 2Н2О(ж) | |
| Г | СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г) | |
| 9. | Энтропия правильно образованного кристала чистого вещества при абсолютном нуле равна: | |
| А | 1 | |
| Б | 0 | |
| В | 2 | |
| Г | -1 | |
| 10. | Для постоянства каких условий используют энергию Гиббса? | |
| А | PT | |
| Б | T | |
| В | P | |
| Г | V | |
| 11. | Возможность, направление и пределы протекания самопроизвольного процесса определяет: | |
| А | I закон термодинамики | |
| Б | II закон термодинамики | |
| В | внутренняя энергия системы | |
| Г | изменение энтальпии системы | |
| 12. | Энтропия изолированной системы в необратимых (самопроизвольных) процесах: | |
| А | увеличивается | |
| Б | уменьшается | |
| В | не изменяется | |
| Г | не существует | |
| 13. | Для постоянства каких условий используют энергию Гельмгольца? | |
| А | VT | |
| Б | V | |
| В | PT | |
| Г | SV | |
| 14. | Энтальпийный фактор положителен, а энтропийный отрицателен. Каково направление и условия процесса? | |
| А | Реакция не идет вообще. | |
| Б | Реакция может идти только при высокой температуре. | |
| В | Реакция идет при любой температуре. | |
| Г | Реакция идет при низкой температуре. | |
| 15. | Каким уравнением можно оценить влияние температуры на константу равновесия? | |
| А | Уравнением Больцмана. | |
| Б | Уравнением Вант Гоффа. | |
| В | Уравнением изотермы реакции. | |
| Г | Уравнением изобары реакции. | |
|
|
|
|
|
|
1. Обучающие задачи с эталонами ответов:
№1. Вычислить изменение энтропии реакции при стандартных условиях:
СН4(г) + 2О2(г) = СО2 (г) + 2Н2О (ж), использовав табличные данные
Решение:
ΔS0 реакции = [2S0(Н2О(ж)) + S0(СО2 (г))] – [S0(СН4(г)) + 2S0(О2(г))] = [2´70 + 213,7] – [186,3 + 2´205,0] = -242,4 Дж´моль-1·К -1.
№2. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции:С6Н12О6 ® 2 СзН6Оз
р-р глюкозы р-р молочной кислоты
Решение:
Критерием самопроизвольно протекающего процесса является величина свободной
энергии Гиббса.
Из таблицы найти значение энергии Гиббса:
ΔGореакции = ∑ ΔGобр.0 (продуктов реакции) - ∑ ΔGобр.0 (исходных веществ)
ΔGореакции = [2´ (-539)] - [-917] = -161 кДж/моль
Эта реакция может протекать самопроизвольно в стандартных условиях, т.к. ΔG
имеет отрицательное значение.
№3. Вычислить ΔGо для следующей реакции (при 25оС), используя нижеприведённые термодинамические данные:
СО2 (г) + 4 Н2 (г) = СН4 (г) + 2 Н2О (ж)
ΔНообр , кДж/моль –394 0 –75 –286
Sо, Дж/(моль∙К) 214 131 186 70
Решение :
а) ΔНореакции = ΔНообр(СН4) + 2ΔНообр(Н2О) – ΔНообр(СО2) = – 253 кДж/моль.
б) ΔSореакции = Sо(СН4) + 2Sо(Н2О) – Sо(СО2) – 4Sо(H2) = – 412 Дж/(моль∙К).
в) ΔGореакции = ΔНореакц. – TΔSореакц. = -253 – 298×(-0,412) = –130 кДж/моль.
Значительное отрицательное значение энергии Гиббса свидетельствует о том, что при
соответствующих кинетических условиях реакция может самопроизвольно протекать в
прямом направлении.
№4. На основании данных таблицы вычислите ΔH0298, ΔS0298 и Δ G0298 реакции, протекающей по уравнению Fe2O3(к) + 3С = 2Fe + 3CO (г). Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 при температуре 500 и 1000 К.
Решение: ΔН реакции = [3(-110,52) + 2,0] - [-822,10 + 3,0] = - 331,56 – 882,0 = + 490,54 кДж
ΔSо реакции = (2х27,2 + 3х197,91) – (89,96 + 3х5,69) = 541,1 Дж/К
Энергия Гиббса при 500 К
ΔGо реакции = 490,54 кДж –500 541,1/1000 = + 219,99 кДж
ΔGо > O - процесс невозможен.
Энергия Гиббса при 1000 К
ΔGо = 490,54 - 1000 х541,1/1000 = - 50,56 кДж; ΔG<O - процесс возможен.
Дата добавления: 2023-01-08; просмотров: 93; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!