VII Международная студенческая научная конференция Студенческий научный форум - 2015

Актуальность данной темы обуславливается тем, что термохимические данные, такие как энтальпия образования, теплоемкость лежат в основе разработки, внедрения и освоения высокоэффективных технологий производства органических соединений и переработки углеводородного сырья.

Цель работы: рассмотреть основы термохимии, изучить калориметрический метод анализа, определить теплоты диссоциации муравьиной, винной, щавелевой кислот.

В соответствии с целью работы поставлены следующие задачи:

- изучить основные понятия и законы термохимии;

- изучить сущность калориметрии, структуру калориметра;

-изучить основы методики калориметрических измерений

-определить теплоты диссоциации щавелевой, винной и муравьиной кислот.

Теоретическаячасть

Термохимия – раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений.

В термохимии выделяют два типа реакций.

Экзотермические реакции – реакции, протекающие с выделением теплоты.

Эндотермические реакции – реакции, протекающие с поглощением теплоты.

Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций. Во многих случаях эти реакции протекают при постоянном объеме или постоянном давлении. При постоянном объеме теплота равна изменению внутренней энергии:

δQ_V=dU, Q_V=ΔU,

а при постоянном давлении - изменению энтальпии:

δQp=dH, Qp=ΔH.

Важнейший закон термохимии - закон Гесса:

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при по­стоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием реагентов и про­дуктов реакции.

Следствие 1. Стандартная энтальпия химической реакции

равна разности стандартных энтальпий образования продуктов ре­акции и реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов):

Стандартной энтальпией(теплотой)образования вещества

(f означает «formation») при заданной температуре называют энтальпию реакции образования одного моля этого вещества из эле­ментов (в виде простых веществ), находящихся в наиболее устой­чивом стандартном состоянии. Согласно этому определению, эн­тальпия образования наиболее устойчивых простых веществ в стандартном состоянии равна 0 при любой температуре. Стандарт­ные энтальпии образования веществ при температуре 298К приве­дены в справочниках.

Следствие 2. Стандартная энтальпия химической реакции

равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов):

(означает «combustion»). Стандартной энтальпией (теплотой) сго­рания вещества называют энтальпию реакции полного окисления одного моля вещества. Это следствие обычно используют для рас­чета тепловых эффектов органических реакций.

Следствие 3. Энтальпия химической реакции равна разности энергий разрываемых и образующихся химических связей.

Закон Гесса может быть выражен также следующим образом: если система посредством ряда химических превращений совершает круговой процесс при неизменных температуре и объёме или неизменных температуре и давлении, то алгебраическая сумма тепловых эффектов реакций должна быть равна нулю. В результате кругового процесса значения функций состояния остаются неизменными, а значит, алгебраическая сумма тепловых эффектов должна быть равна нулю.

Большинство термохимических данных в справочниках приве­дено при температуре 298 К. Для расчета тепловых эффектов при других температурах используют уравнение Кирхгофа:

(дифференциальная форма),

(интегральная форма),

где ΔС_Р - разность изобарных теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ. Если разница Т₂– Т₁невелика, то можно принять ΔС_Р=const. При большой разнице температур необходимо учитывать температурную зависимость ΔС_Р(Т). Для этого используют различные интерполяционные полиномиальные зависимости типа:

где коэффициенты а,b, с и т.д. для отдельных веществ табулирова­ны в справочниках, а знак Δ обозначает разность между продуктами и реагентами (с учетом стехиометрических коэффициентов в урав­нении реакции). Следует помнить, что экстраполяция зависимостей такого вида за пределы рекомендованных температурных интервалов может привести к физически некорректному поведению рассчиты­ваемых термодинамических функций.

Сущность калориметрии. Описание калориметра

Калориметрия (от лат. calor - тепло и греч. metreo - измеряю), совокупность методов измерения количества теплоты, выделяющейся или поглощающейся в каком-либо процессе. Калориметрия используется для определения удельной теплоемкости (количества тепла, необходимого для повышения температуры единицы массы или объема вещества на один градус), теплоты плавления или испарения (количества тепла, необходимого для плавления или испарения единицы массы или объема вещества) и теплоты реакций (количества тепла, выделяемого или поглощаемого в химических реакциях). В основе калориметрических измерений лежат законы Гесса и Кирхгофа. Содержание калориметрии – измерение теплоемкостей систем различного состава, тепловых эффектов химических реакций и физико-химических процессов, установление зависимости тепловых эффектов от параметров состояния.

Для определения количества теплоты используют специальные приборы - калориметры. Совокупность частей калориметра, между которыми распределяется измеряемое количество теплоты, называют калориметрической системой. Она включает в себя калориметрический сосуд, в котором протекает изучаемый процесс, инструмент для измерения электрический нагреватель и др. Калориметрическую систему защищают экранами или оболочками, предназначенными для регулирования ее теплообмена с окружающей средой. Оболочки могут быть изотермическими или адиабатическими. Разность температур калориметрической системы и оболочки контролируют простыми и дифференциальными термопарами и термобатареями, терморезисторами и т.д. Температуру оболочки, снабженную электрическим нагревателем, регулируют автоматически с помощью электронных устройств.

Практическая часть

Определение теплового эффекта диссоциации слабых органических кислот

Задача экспериментальной части: определить тепловой эффект диссоциации муравьиной, винной и щавелевой кислот.

Реактивы: раствор муравьиной кислоты, 1н., раствор винной кислоты, 1н, раствор щавелевой кислоты, 1н., раствор гидроксида натрия, 1н.

Оборудование и посуда: секундомер, штатив, калориметрический стакан (стеклянный), магнитная мешалка (якорь) с магнитом, нагреватель.

Ход работы:

1. Расчет теплоемкости калориметрической системы.

Теплоемкость калориметрической системы – количество теплоты, требующейся для нагревания её на один градус:

С_к=∆Н/∆Т (1)

Ее можно вычислить суммированием теплоемкостей калориметрической жидкости и всех частей калориметра: стакана; мешалки, погруженной в жидкость(якорь), части термометра. Каждая из них равна произведению массы на удельную теплоемкость.

С_к=m_воды.*Сp_(воды)+m_{стекл.цил.}*Сp(_{стекл.цил.})+m_меш.*С_р(меш.)+V_терм.*C_{р(терм.) ,} (2)

где:

m (калориметрического стакана)=114, 11 г

m (якоря)= 2,01 г

m (воды) =150 г

С_р(воды) = 4,1819 Дж/К*г

С_р(стакана)= 0,670 Дж/К*г

С_р(якоря) = 0,48 Дж/К*г

V(терм) = 1 мл

С_р(терм) = 1,925 Дж/К*г

С_к=150г*4,1819Дж/К*г +114,11г*0,67Дж/К*г +2,01г*0,48Дж/К*г +1мл*,1925Дж/К*г=706,63 Дж/К (Теплоемкость калориметрической системы)

1. Определение теплоты нейтрализации.

В калориметрический стакан наливают 150 мл 1н. раствора NaOH помещают якорь. Его закрывают, вставляют в отверстие крышки воронку и термометр.

Весь калориметрический опыт делят на 2 периода: 1-предварительный период (не менее 5 минут); главный период, соответствующий протеканию термохимического опыта (реакции нейтрализации). В течении опыта каждые 30 секунд наблюдают за температурой и записывают её, которая может изменяться в результате обмена с окружающей средой. Когда установится равномерный ход температуры, то есть когда изменение температуры каждые 30 секунд будет одинаковым, начинается второй период. Через воронку наливают определенное количество-8мл 1н. слабой органической кислоты в стакан с раствором щелочи. Дальнейшие 5 минут проводят измерения; через каждые 30 секунд наблюдают изменение температуры. Результаты измерений записывают в таблицах№1,2,3.

Время от начала опыта , мин	Температура р-ра NaOH tNaOH ,оС	Время после добавления органической к-ты , мин	Температура смеси tc , оС
0,5	25,9	5,5	25,9
1	25,9	6	26,5
1,5	25,9	6,5	26,5
2	25,9	7	26,7
2,5	25,9	7,5	26,7
3	25,9	8	26,7
3,5	25,9	8,5	26,7
4	25,9	9	26,7
4,5	25,9	9,5	26,7
5	25,9	10	26,7

Результаты измерения температуры раствора NaOH и его смеси с щавелевой кислотой в калориметре

Таблица 1

Рис. 1 Изменение температуры раствора NaOH при смешении его с щавелевой кислотой в калориметре.

Результаты измерения температуры раствора NaOH и его смеси с

Время от начала опыта , мин	Температура р-ра NaOH tNaOH ,оС	Время после добавления органической к-ты , мин	Температура смеси tc , оС
0,5	25,9	5,5	26,3
1	25,9	6	26,5
1,5	25,9	6,5	26,5
2	25,9	7	26,5
2,5	25,9	7,5	26,5
3	25,9	8	26,5
3,5	25,9	8,5	26,5
4	25,9	9	26,5
4,5	25,9	9,5	26,5
5	25,9	10	26,5

муравьиной кислотой в калориметре

Таблица 2

Рис. 2 Изменение температуры раствора NaOH при смешении его с муравьиной кислотой в калориметре.

Результаты измерения температуры раствора NaOH и его смеси с винной кислотой в калориметре

Время от начала опыта , мин	Температура р-ра NaOH tNaOH ,оС	Время после добавления органической к-ты , мин	Температура смеси tc , оС
0,5	25,9	5,5	26,4
1	25,9	6	26,5
1,5	25,9	6,5	26,6
2	25,9	7	26,6
2,5	25,9	7,5	26,6
3	25,9	8	26,6
3,5	25,9	8,5	26,6
4	25,9	9	26,6
4,5	25,9	9,5	26,6
5	25,9	10	26,6

Таблица 3

Рис. 3 Изменение температуры раствора NaOH при смешении его с винной кислотой в калориметре.

1. Проведение расчетов

Теплоту нейтрализации кислот вычисляют по уравнению:

∆ (Дж/моль).

После расчета теплоты нейтрализации можно вычислить теплоту диссоциации слабой кислоты по формуле:

,

где ∆Н_н - энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях и равна -55,9 кДж/моль.

а) Расчет теплоты диссоциации щавелевой кислоты

Рассчитать разницу температур ∆t

∆t = 26,7^oC -25,9^oC =0,8 ^oC

Тепловой эффект диссоциации щавелевой кислоты равен -14,7 кДж/моль

б)Расчет теплоты диссоциации муравьиной кислоты

Рассчитать разницу температур ∆t

∆t = 26,5^oC -25,9^oC =0,6 ^oC

Тепловой эффект диссоциации муравьиной кислоты равен 2,9 кДж/моль

в) Расчет теплоты диссоциации винной кислоты

Рассчитать разницу температур ∆t

∆t = 26,6^oC -25,9^oC =0,7^oC

Тепловой эффект диссоциации винной кислоты равен -5,9 кДж/моль

Таблица 4

Название кислот	Теплота диссоциации кислоты, кДж/моль	Константы диссоциации кислот Kд1
Щавелевая (СООН)2	-14,7	5,6*10-2
Муравьиная (СН2О2)	2,9	1,75*10-4
Винная (С4Н6О6)	-5,9	1,3*10-3

Таким образом, в ходе работы была установлена зависимость константы диссоциации от теплоты диссоциации кислот: чем больше константа диссоциации, тем меньше теплота диссоциации органической кислоты.

Заключение

При выполнении работы:

-изучены основные понятия и законы термохимии;

-изучена сущность калориметрии, структура калориметра;

-изучены основы методики калориметрических измерений;

-калориметрическим методом определены тепловые эффекты диссоциации щавелевой, муравьиной, винной кислот.

Список использованной литературы

1. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия: Учебн. для хим. спец. вузов/Под ред. А.Г. Стромберга. - 3-е изд., испр. и доп.-М.: Высш. школа,1999.─ 527 с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб.для вузов/Н.С. Ахметов – 7-е изд., стер. – М.:Высш.шк.,2008. – 743 с., ил.

3. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов/Н.В. Коровин. – 10-е изд.,доп. – М.:Высш.шк.,2008. – 557 с.: ил.

4. Кругляков П.М. Физическая и коллоидная химия: Учеб. пособие/ П.М. Кругляков, Т.Н. Хаскова. – 2-е изд.,испр. – М.: Высш.шк., 2007. – 319 с.: ил.

5. Скуратов С.М., Колесов В.П., Воробьев А.Ф. Термохимия М.: МГУ, 1966 ─ 434 с.

6. http://www.chemport.ru (10.12.2014)

7. http://www.hemi.nsu.ru (8.12.2014)

8. http://victor.chuvsu.ru (10.12.2014)

Код для цитирования: Скопировать