X Международная студенческая научная конференция Студенческий научный форум - 2018

Введение

Как известно, жизнь на Земле невозможна без протекания химических реакций. Они составляют основу создания и существования большинства современных предметов. Без химических реакций нашу планету не защищал бы озоновый слой, в недрах земли не скрывались бы полезные ископаемые. Поэтому химические реакции – одна из самых важных вещей на Земле, а их изучение – сложный, но очень полезный процесс.

Но охватить всю суть химических реакций в одном реферате невозможно. Можно лишь описать какую-то их сторону. Именно поэтому я и выбрала в качестве темы своего исследования, наверное, один из самых интересных и уж точно один из самых важных аспектов химических реакций – тепловой эффект.

Тепловые эффекты химических реакций необходимы для многих технических расчетов. Они находят обширное применение во многих отраслях промышленности, а также в военных разработках. Знание теплового эффекта также важно для решения многих практических задач. Посредством химических реакций с тепловым эффектом в наших квартирах горит газ, идет горячая вода, есть электричество, благодаря именно этому типу химических реакция ездят наши автомобили, летают ракеты и самолеты. Все реакции горения – суть тепловые реакции. Порох, огнестрельное оружие, сварка и резка металлов, промышленные лазеры… Химические реакции везде.

Актуальность данной темы обуславливается тем, что термохимические данные, такие как энтальпия образования, теплоемкость лежат в основе разработки, внедрения и освоения высокоэффективных технологий производств.

Цель курсовой работы: рассмотреть основы термохимии, изучить калориметрический метод анализа, определить теплоту образования кристаллогидратов: железо сернокислое (FeSO₄*7H₂O), магний сернокислый (MgSO₄*7H₂O), никель сернокислый (NiSO₄*7H₂O).

Задачи курсовой работы:

На основе анализа учебно-методической литературы:

изучить основные понятия и законы термохимии;

изучить сущность калориметрии, структуру калориметра;

изучить основы методики калориметрических измерений.

При выполнении практической части работы:

определить теплоту образования кристаллогидратов в воде калориметрическим методом.

ГЛАВА 1. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ ИЗМЕРЕНИЯ

1.1 Краткий очерк из истории термохимии

В конце XVIII века появились первые работы, посвящённые изучению тепловых эффектов химических реакций, с которых и началось становление термохимии. Выделение теплоты как одна из составляющих химического процесса рассматривалось уже во флогистонной теории. Следует отметить, что термохимия сразу же приобрела важное практическое значение: определение теплоты горения различных видов топлива имело большое значение для техники. В первой половине XIX века химики рассматривали термохимию как важный инструмент для решения таких важнейших теоретических проблем химии, как изучение состава и строения вещества и определения сил химического сродства. Теплоту начали рассматривать и как возможную меру прочности соединения атомов и взаимодействия молекул.

Следует отметить, что во время возникновения термохимии взгляды на природу теплоты существенно отличались от современных. Естествоиспытатели исходили из предположения, что существует некая невесомая материальная субстанция – теплород – высвобождающаяся либо поглощающаяся в ходе химической реакции.

Иное представление о теплоте как о форме движения мельчайших частиц материи (атомов) появилось в XVII веке. Этих воззрений придерживались Фрэнсис Бэкон, Рене Декарт, Исаак Ньютон, Роберт Гук. Швейцарский математик и физик Даниил Бернулли предложил в 1734 г. уравнение, связывающее давление газа с движением атомов. Михаил Васильевич Ломоносов, развивая свою корпускулярную философию, детально разработал положения кинетической теории теплоты. Однако без доказательства существования атомов кинетические воззрения на природу теплоты не могли найти всеобщего признания. В 1798 г. Бенджамин Томпсон (граф Румфорд), описав выделение большого количества тепла при высверливании канала в пушечном стволе, посчитал это экспериментальным доказательством того, что теплота является формой движения. Конечно, факт выделения тепла при трении был известен с незапамятных времен; однако сторонники теории теплорода усматривали в этом явлении нечто аналогичное электризации тел трением – трение способствует выжиманию теплорода из тела. Румфорд, однако, показал, что из ограниченного количества материи может быть получено неограниченное количество теплоты. Получение теплоты с помощью трения подтвердили и опыты Гемфри Дэви, обнаружившего, что трение двух кусков льда друг о друга вызывает их плавление. После утверждения атомно-молекулярной теории теплородная теория теплоты в значительной степени поколебалась, однако в первой половине XIX века концепция теплорода разделялась большинством ученых.

Одним из первых систематическое изучение тепловых явлений начал английский химик Джозеф Блэк. Он сформулировал понятия теплоёмкости тел и скрытой теплоты изменения агрегатного состояния вещества, указал на необходимость различения между количеством и интенсивностью теплоты (температурой). С помощью изобретённого им калориметра Блэк в 1759-1763 гг. выполнил первые определения теплоёмкостей веществ и скрытой теплоты плавления льда и испарения воды.

Первые систематические опыты по измерению теплот химических реакций начали в 1780 г. французские химики Антуан Лоран Лавуазье и Пьер Симон де Лаплас. Обобщая результаты своих исследований, Лавуазье и Лаплас сформулировали правило, известное сейчас как первый закон термохимии (закон Лавуазье-Лапласа): "Если при соединении или при любом изменении состояния системы происходит уменьшение свободной теплоты, то эта теплота в полной мере появится вновь, когда вещества вернутся к своему первоначальному состоянию, и наоборот…".

Важнейшую роль в развитии термохимии сыграл русский химик Герман Иванович Гесс. В период с 1830 по 1850 гг. им был проведён ряд систематических исследований в области термохимии. В 1840 г. Гесс сформулировал фундаментальный закон термохимии – закон постоянства количества теплоты: "Каким бы путём не совершалось соединение, – имело ли оно место непосредственно или происходило косвенным путём в несколько приёмов, – количество выделившейся при его образовании теплоты всегда постоянно". Гесс не только открыл основной закон термохимии, доказав его экспериментально, но и широко применял этот закон для расчётов теплот различных процессов, которые невозможно определить непосредственно. Закон Гесса выражает принцип сохранения энергии применительно к химическим процессам, являясь следствием первого начала термодинамики. Гесс одним из первых высказал предположение, что определение теплоты реакции может дать возможность измерить химическое сродство; впоследствии эта идея легла в основу принципа максимальной работы Бертло-Томсена.

В 60-е годы XIX века независимо друг от друга два выдающихся исследователя – Пьер Эжен Марселен Бертло и Ханс Петер Юрген Юлиус Томсен высказали предположение о том, что тепловой эффект реакции является мерой химического сродства между реагентами. Основное положение данного подхода Бертло сформулировал следующим образом:"Теплота, выделяющаяся при реакции, служит мерой суммы физических и химических работ, совершаемых при этой реакции. …Принцип максимальной работы заключается в том, что всякое химическое превращение… стремится к образованию тела или системы тел, которые выделяют наибольшее количество тепла". Считая, что реакции самопроизвольно протекают лишь тогда, когда сопровождаются выделением теплоты, Бертло многие годы посвятил систематическому определению тепловых эффектов химических реакций. По его мнению, результаты термохимических измерений должны были позволить вычислять направление реакции и предвидеть принципиальную осуществимость химического взаимодействия.

Следует отметить, что принцип максимальной работы Бертло-Томсена критиковался многими современниками, поскольку далеко не все самопроизвольные реакции сопровождаются выделением теплоты; кроме того, уже были известны обратимые реакции. Тем не менее, хотя принцип максимальной работы не является общим законом природы, в ряде случаев (особенно в области низких температур) его можно было успешно использовать для предсказания направления реакции [2].

1.2.Основные понятия термохимии

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций называется термохимией. При протекании химических реакций происходит разрыв химических связей между атомами в молекулах одних веществ и образование химических связей между атомами в молекулах других веществ. Разрыв химических связей связан с затратами энергии, а образование новых химических связей приводит к выделению энергии. Суммы энергий всех разорванных и всех образованных связей не являются равными, поэтому все реакции проходят либо с выделением, либо с поглощением энергии. Энергия может выделяться или поглощаться в виде звуковых волн, света, работы расширения или сжатия и т.п. В большинстве случаев энергия химической реакции выделяется или поглощается в виде тепла.

Тепловой эффект химической реакции.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при протекании химической реакции, называется тепловым эффектом реакции.

Тепловой эффект реакции, протекающей в условиях постоянства давления и постоянства температуры (р = const, T = const), равен изменению энтальпии системы ∆Н.

Энтальпия Н  это тепловой эффект при постоянном давлении. Размерность энтальпии - [кДж/моль].

Тепловой эффект химической реакции обозначается символами Q или ΔH, причем их значения равны по величине, но противоположны по знаку:

+Q = –ΔH.

Реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, называются экзотермическими.

Они характеризуются положительным тепловым эффектом (Q> >0), и соответственно уменьшением энтальпии (теплосодержания) системы (ΔH 0, а это приводит к образованию термодинамических неустойчивых веществ. В отличие от термодинамики, в термохимии выделяемую теплоту считают положительной, а поглощаемую – отрицательной. Теплота в термохимии обозначается Q. Единица измерения теплоты – Дж/моль или кДж/моль. В зависимости от условий протекания процесса, различают изохорный и изобарный тепловые эффекты.

Изохорным (Q_V) тепловым эффектом называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе данного процесса при постоянном объеме (V = const) и равенстве температур конечного и начального состояния (Т₁ = Т₂).

Изобарным (Q_р) тепловым эффектом называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе данного процесса при постоянном давлении (р = const) и равенстве температур конечного и начального состояния (Т₁ = Т₂).

Для жидких и твердых систем изменение объема мало и можно принять, что Q_р » Q_V. Для газообразных систем

Q_р = Q_V – ∆nRТ, (4.3)

где ∆n – изменение числа молей газообразных участников реакции

∆n = n_{прод. реакции} – n_{исх. веществ}. (4.4)

Во всех случаях преобразование части внутренней (химической) энергии в тепловую (или другие виды) и наоборот, тепловой в химическую происходит в строгом соответствии с законом сохранения энергии и первым законом термодинамики.

В термохимии принято использовать термохимические уравнения - это уравнения химических реакций, в которых в левой части равенства приведены исходные вещества, а в правой – продукты реакции плюс (или минус), тепловой эффект, а также показано агрегатное состояние веществ и их кристаллические формы. Например,

С_графит + О₂ = СО_{2 (г)}- 393,77 кДж

Н₂ + 1/2О₂ = Н₂О_(ж) - 289,95 кДж

С_(алмаз) + 2S_(ромб) = CS_{2 (г)}– 87,9 кДж

С термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия: складывать, вычитать, умножать, переносить члены и т.д.

Тепловые эффекты многих химических и физических процессов определяют опытным путем (калориметрия) или рассчитывают теоретически, используя величины теплот образования (разложения) и теплот сгорания тех или иных химических соединений.

Теплотой образованияданного соединения называется количество выделяющейся или поглотившейся теплоты при образовании 1 моля его из простых веществ в кДж. Теплоты образования простых веществ, находящихся при стандартных условиях в устойчивом состоянии, принимают за нуль. В реакциях

К_(тв) + 1/2Сl_2(г) = КС1_(тв) - 442,13 кДж

С_(тв) + 1/2Н_2(г) + 1/2N_(г) = HCN_(г) – 125,60 кДж

тепловые эффекты 442,13 кДж и -125,60 кДж представляют собой теплоты образования соответственно КСl и HCN.

Теплоты разложенияуказанных соединений на простые вещества, согласно закону сохране­ния энергии, равны по абсолютной величине, но противоположны по знаку, т. е. для КСl теплота разложения равна -442,13 кДж, а для HCN она составляет +125,60 кДж.

Чем больше выделяется теплоты при образовании соединения, тем, следовательно, больше теплоты необходимо затратить на разложение его, и тем прочнее данное соединение при обычных условиях. Химически устойчивыми и прочными веществами являются: SiO₂, А1₂О₃, Р₂О₅, КСl, NaCl и др. Вещества же, образующиеся с поглощением тепла, малоустойчивы (например, NO, CS₂, С₂Н₂, HCN и все взрывчатые вещества). Теплоты образования органических соединений невоз­можно определить на опыте. Их рассчитывают теоретически по величинам теплот сгорания данных соединений, найденным опытным путем.

Теплотой сгорания называется теплота, выделяющаяся при полном сгорании 1 моля вещества в токе кислорода. Теплоты сгорания определяют на калориметрической установке, основными частями которой являются: баллон с кислородом, калориметрическая бомба, калориметр с отвешенным количеством воды и мешалкой и зажигающее электрическое устройство.

Величины тепловых эффектов химических реакций зависят от многих факторов: от природы реагирующих веществ, агрегатного состояния начальных и конечных веществ, условий проведения реакции (температуры, давления, объема систем, концентрации).

1.3. Закон термохимии

Большинство термохимических расчетов основано на важнейшем законе термохимии, которым является закон Гесса. Этот закон, установленный русским ученым Г.И. Гессом в 1840 г., называют также основным законом термохимии.

Этот закон гласит:

тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Например, тепловой эффект реакции окисления углерода (графит) в оксид углерода (IV) не зависит от того, проводится ли это окисление в одну стадию (при непосредственном сжигании углерода) до углекислого газа:

С_(тв) + О_{2 (г)} =СО_{2 (г)} ,ΔH₁ (реакция 1),

или реакция протекает через промежуточную стадию образования оксида углерода (II):

С_(тв) + ½О_{2 (г)} =СО _(г) ,ΔH₂ (реакция 2)

с последующим дожиганием угарного газа в углекислый газ:

СО _(г) + ½О_{2 (г)} =СО_{2 (г)} ,ΔH₃ (реакция 3).

Эти превращения можно представить следующей схемой:

ΔH₁

С_(тв) СО_{2 (г)}

ΔH₂ ΔH₃

СО _(г)

При обоих способах проведения процесса система переходит из одного и того же начального состояния (графит) в одно и то же конечное состояние оксид углерода (IV). В соответствии с законом Гесса тепловой эффект реакции 1 равен сумме тепловых эффектов реакций 2 и 3:

ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃.

Используя закон Гесса можно вычислить тепловой эффект промежуточной стадии реакции, если известны общий тепловой эффект реакции и тепловые эффекты других ее промежуточных стадий.

Например, непосредственное экспериментальное определение теплового эффекта реакции окисления углерода в оксид углерода (II) ΔH₂ (реакция 2) осуществить практически невозможно (при сгорании образуется смесь оксидов). Зная легко определяемые тепловые эффекты ΔH₁ (реакция 1) и ΔH₃ (реакция 3) на основании закона Гесса легко рассчитать тепловой эффект ΔH₂ промежуточной стадии (реакция 2):

ΔH₂ = ΔH₁ + ΔH₃. [1]

Из закона Гесса следует два важных следствия.

Первое следствие.

Энтальпия (тепловой эффект) химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции.

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то энтальпию реакции называют стандартнойи обозначают ∆Н⁰или ∆. Верхний индекс отвечает стандартному давлению (101,3 кПа), нижний индекс соответствует стандартной температуре, принятой по международному соглашению равной 298 К.

Величина стандартной энтальпии реакции соответствует разности между энтальпиями исходного и конечного состояний реакции:

ΔH⁰ =∑∆Н_кон.- ∑∆Н_исх.

Энтальпия конечного состояния определяются суммой стандартных энтальпий (теплот) образования веществ, получившихся в результате реакции. Энтальпия начального состояния определяется суммой стандартных энтальпий (теплот) образования веществ, вступающих в химическую реакцию.

Стандартной энтальпией образования веществаназывается количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля этого вещества из простых веществ при стандартных условиях (Р = 101,3 кПа, T = 298 К). Она измеряется в кДж/моль.

Теплота образования простого вещества, в наиболее устойчивой при стандартных условиях форме, принимается равной О.

Например, стандартная энтальпия реакции:

aA + bB = сС + dD

определяется по формуле:

ΔН⁰_{реакции}=(с∆Н⁰_С+ d∆Н⁰_D) – (a∆Н⁰_A+ b∆Н⁰B)

где ∆Н⁰ – стандартная энтальпия образования соединения, значение которой приводится в соответствующих таблицах [7].

Второе следствие.

Энтальпия (тепловой эффект) химической реакции равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (с учетом коэффициентов):

ΔH⁰_{реакции} = ∑∆Н⁰_{сгор. кон.}- ∑∆Н⁰_{сгор. исх.}

Стандартная энтальпия сгорания (теплота сгорания) (∆H⁰_сгор.)– это теплота, выделяющаяся при сгорании 1 моль вещества в кислороде при стандартных условиях с образованием оксида элемента в высшей степени окисления. Теплоты сгорания негорючих веществ равны нулю.

Данные по величинам стандартных энтальпий образования и сгорания многих веществ приводятся в справочных термодинамических таблицах.

Два следствия из основного закона термохимии делают термохимические уравнения похожими на математические.

В термохимических уравнениях реакций можно переносить члены из одной части в другую, почленно складывать, вычитать и сокращать формулы химических соединений. Однако, при этом следует учитывать коэффициенты в уравнениях реакций и агрегатное состояние веществ [7].

ГЛАВА 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ ОБРАЗОВАНИЯ КРИСТАЛЛОГИЛРАТОВ

Вещества, в кристаллы которых входят молекулы воды, называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода — кристаллизационной.

Состав кристаллогидратов принято изображать формулами, показывающими, какое количество кристаллизационной воды содержит кристаллогидрат. Например, кристаллогидрат сульфата меди (медный купорос), содержащий на один моль CuSO₄ пять молей воды, изображается формулой CuSO₄*5H₂O кристаллогидрат сульфатанатрия (глауберова соль)-формулой Na₂SO₄*10H₂O [3].

Прочность связи между веществом и кристаллизационной водой в кристаллогидратах различна. Многие из них теряют кристаллизационную воду уже при комнатной температуре. Так, прозрачные кристаллы соды Na₂CO₃*10H₂O легко «выветриваются», — теряя кристаллизационную воду, становятся тусклыми и постепенно рассыпаются в порошок. Для обезвоживания других кристаллогидратов требуется довольно сильное нагревание [3].

Процесс образования гидратов протекает с выделением теплоты. При растворении вещества, подвергающегося гидратации, общий тепловой эффект складывается из теплового эффекта собственно растворения и теплового эффекта гидратации. Поскольку первый из этих процессов эндотермичен, а второй экзотермичен, то общий тепловой эффект процесса растворения, равный алгебраической сумме тепловых эффектов отдельных процессов, может быть как положительным, так и отрицательным [6].

Теплота образования кристаллогидратов.

Теплота образования кристаллогидратов, это теплота, выделяющаяся при взаимодействии безводной соли с кристаллизационной водой. Ее определяют из интегральных теплот растворения безводной соли и кристаллогидрата в таких количествах воды, чтобы полученный раствор в обоих случаях имел одинаковую концентрацию [5] .

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.

Описание калориметрической установки и методика проведения опытов. Экспериментальное определение тепловых эффектов реакций, протекающих в растворах, проводят с помощью установки, показанной на рисунке 1.

Рис. 1. Схема калориметрической установки

Установка (рис. 1) состоит из калориметрического сосуда 1, внутреннего стакана 2, который помещен в наружный сосуд из органического стекла 3. Для уменьшения потерь тепла калориметрический сосуд и внутренний стакан не соприкасаются друг с другом, а также со стенками наружного сосуда. Наружный сосуд закрыт крышкой 4, в которой имеются три отверстия: для мешалки 5, воронки 6, через которую вводятся реагирующие вещества и термометра 7. Наружный сосуд установлен на подставке, в которую вмонтирована электрическая схема мотора, вращающего мешалку. Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в калориметре, определяется по формуле q = k c m Δt, (1.1) где k = 1,15 – поправочный коэффициент, учитывающий потери тепла при нагревании стеклянных частей прибора; m – масса раствора, равная сумме массы воды и массы растворенного вещества, г. При проведении реакции нейтрализации относительную плотность раствора (d) можно принять равной плотности воды (1 г/см3 ) и рассчитать массу раствора по формуле m = dV; с – удельная теплоемкость раствора, равная удельной теплоемкости воды 4,2 Дж/г0С. Пересчет теплового эффекта на 1 моль реагирующего вещества (ΔН) производится по формуле ΔН = - q/n, (1.2) где n – количество молей реагирующего вещества. Все работы по определению тепловых эффектов химических процессов следует проводить в одинаковой последовательности. Поместите в реакционный сосуд измеренный мерным цилиндром объем раствора и дождитесь выравнивания температуры калориметра и окружающей среды для чего, выждав предварительно 3-5 мин., запишите показания термометра в течение 3 мин. С интервалом в 30 с. Убедившись, что температура не меняется, примите ее за величину tнач. Затем включите мешалку и внесите через воронку измеренный объем раствора и, непрерывно перемешивая раствор мешалкой, проводите замеры температуры через 30 с., наблюдая ее рост и последующее уменьшение. Результаты измерений занесите в таблицу по образцу:

По данным таблицы постройте на миллиметровой бумаге график зависимости изменения температуры от времени. На рис.2. приведен примерный вид этого графика.

Рис. 2. Изменение температуры раствора в ходе реакции.

ГЛАВА 3. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТВ ОБРАЗОВАНИЯ

Цель работы: Определение теплоты образования: FeSO₄*7H₂O, MgSO₄*7H₂O, NiSO4*7H₂O.

Оборудование и реактивы:

калориметрическая установка;

весы;

мерный цилиндр на 250 см³;

секундомер;

фарфоровая ступка;

фарфоровая чашка;

FeSO₄*7H₂O;

MgSO₄*7H₂O;

NiSO₄*7H₂O;

дистиллированная вода.

Ход работы:

1.Получение безводного сульфата железа(2). Навески безводной соли и кристаллогидрата подбирают так, чтобы концентрации соли образующихся растворах были одинаковыми. Для этого берут две точные навески по 2 г растертого в порошок кристаллогидрата FeSO₄*7H₂O. Одну навеску нагревают в сушильном шкафу при t=300˚C до постоянной массы(1,1 г) и перехода бледно-зеленной окраски FeSO₄*7H₂O в белую, характерную для безводного FeSO_4. По окончании процесса гидратации безводной FeSO₄ и хранят в эксикаторе либо в пробирке, закрытой с помощью резиновой пробкой.

2.Получение безводного сульфата магния. Навески безводной соли и кристаллогидрата подбирают так, чтобы концентрации соли образующихся растворах были одинаковыми. Для этого берут две точные навески по 2 г растертого в порошок кристаллогидрата MgSO₄*7H₂O. Одну навеску нагревают в сушильном шкафу при t=237˚C до постоянной массы(0.97 г) и перехода бесцветного окраски MgSO₄*7H₂O в бесцветный, характерную для безводного MgSO_4. По окончании процесса гидратации безводной MgSO₄ и хранят в эксикаторе либо в пробирке, закрытой с помощью резиновой пробкой.

3.Получение безводного сульфата никеля. Навески безводной соли и кристаллогидрата подбирают так, чтобы концентрации соли образующихся растворах были одинаковыми. Для этого берут две точные навески по 2 г растертого в порошок кристаллогидрата NiSO4*7H₂O. Одну навеску нагревают в сушильном шкафу при t=240˚C до постоянной массы(1.1 г) и перехода изумрудно-зеленой окраски NiSO4*7H₂O в желтую, характерную для безводного NiSO_4. По окончании процесса гидратации безводной NiSO₄ и хранят в эксикаторе либо в пробирке, закрытой с помощью резиновой пробкой.

4.Определение константы калориметрической установки. 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)

5.Определение интегральной теплоты растворения кристаллогидрата.

В калориметрический стакан наливают 150 мл дистиллированной воды, 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 насыпаем кристаллогидрат FeSO₄*7H₂O. Дальнейшие 5 минут проводят измерения; через каждые 30 секунд наблюдают изменение температуры. Аналогически проводим для MgSO₄*7H₂O, NiSO₄*7H₂O и также для безводных солей.

Результаты измерений записывают в таблицы.

Обработка экспериментальных данных.

Расчет теплоемкости калориметрической системы

m (калориметрического стакана)=114, 03 г

m (якоря)= 2,01 г

m (воды) =150 г

С_р(воды) = 4,1819 Дж/К*г

С_р(стакана)= 1,966 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+114,03г*1,966Дж/К*г+2,01г*0,48Дж/К*г+1мл*1,925Дж/К*г=854,37 Дж/К

Расчет массы для безводной соли

m(FeSO₄*7H₂O) = 2г.

w (FeSO₄) = М_соли /M_кр

m_соли = m_кр*w

w (FeSO₄) = 152/278=0,55

m_соли = 2*0,55=1,1г.

m(MgSO₄*7H₂O) = 2г.

w (MgSO₄) = М_соли /M_кр

m_соли = m_кр*w

w (MgSO₄) = 120/246=0,49

m_соли = 2*0,49=0,97.

m(NiSO₄*7H₂O) = 2г.

w (NiSO₄) = М_соли /M_кр

m_соли = m_кр*w

w (NiSO₄) = 155/281=0,55

m_соли = 2*0,55=1,1г.

3.Определение теплоты образования

Таблица 1.

Время от начала опыта , мин	Температура дистиллированной воды, t ,оС	Время после добавления, FeSO4*7H2O, мин	Температура смеси tc , оС
0	25	5	24,7
0,5	25	5,5	24,7
1	25	6	24,7
1,5	25	6,5	24,5
2	25	7	24,5
2,5	25	7,5	24,5
3	25	8	24,5
3,5	25	8,5	24,5
4	25	9	24,5
4,5	25	9,5	24,5

Результаты измерения температуры дистиллированной воды и FeSO4*7H2O в калориметре.

Рис.3 Изменение температуры при растворении кристаллогидрата FeSO₄*7H₂O

По графику видно, что при добавлении в воду кристаллогидрата FeSO₄*7H₂O температура раствора понижается, следовательно, процесс идет с поглощением теплоты из окружающей среды, поэтому процесс эндотермический.

Таблица 2.

Время от начала опыта , мин	Температура дистиллированной воды, t ,оС	Время после добавления, FeSO4 ,мин	Температура смеси tc , оС
0	25	5	25,5
0,5	25	5,5	25,5
1	25	6	25,5
1,5	25	6,5	25,5
2	25	7	25,8
2,5	25	7,5	25,8
3	25	8	25,8
3,5	25	8,5	25,8
4	25	9	25,8
4,5	25	9,5	25,8

Результаты измерения температуры дистиллированной воды и FeSO4 в

калориметре.

Рис.4 Изменение температуры, вызванное растворением соли FeSO₄

По графику видно, что при добавлении в воду соль FeSO₄ температура раствора повысилась, следовательно, процесс идет с выделением теплоты в окружающую среду, поэтому процесс экзотермический.

∆Н_{раст. водн.}= ;

∆Т=25-24,5=0,5˚С;

∆Н_{раст. водн} == 59,378 кДж/моль

∆Н_{раст.безводн.}=;

∆Т=25-25,8=-0,8˚С;

∆Н_{раст. безводн} == -94,445 кДж/моль

∆Н_гидр. =∆Н_{раст.безводн} - ∆Н_{раст. водн};

∆Н_гидр =-94,445 кДж/моль - 59,378 кДж/моль = -153,823 кДж/моль

Таблица 3

Результаты измерения температуры дистиллированной воды и MgSO4*7H2O в калориметре.

Время от начала опыта , мин	Температура дистиллированной воды, t ,оС	Время после добавления, MgSO4*7H2O, мин	Температура смеси tc , оС
0	25,4	5	25
0,5	25,5	5,5	25
1	25,5	6	25
1,5	25,5	6,5	25
2	25,5	7	24,9
2,5	25,5	7,5	24,9
3	25,5	8	24,9
3,5	25,5	8,5	24,9
4	25,5	9	24,9
4,5	25,5	9,5	24,9

Рис.5 Изменение температуры при растворении кристаллогидрата MgSO₄*7H₂O

По графику видно, что при добавлении в воду кристаллогидрата MgSO₄*7H₂O температура раствора понижается, следовательно, процесс идет с поглощением теплоты из окружающей среды, поэтому процесс эндотермический.

Таблица 4.

Время от начала опыта , мин	Температура дистиллированной воды, t ,оС	Время после добавления, MgSO4 ,мин	Температура смеси tc , оС
0	24	5	24,7
0,5	24	5,5	24,7
1	24	6	24,8
1,5	24	6,5	24,8
2	24	7	24,8
2,5	24	7,5	24,8
3	24	8	24,8
3,5	24	8,5	24,8
4	24	9	24,8
4,5	24	9,5	24,8

Результаты измерения температуры дистиллированной воды и MgSO4 в калориметре.

Рис.6 Изменение температуры, вызванное растворением соли MgSO₄

По графику видно, что при добавлении в воду соль MgSO₄ температура раствора повысилась, следовательно, процесс идет с выделением теплоты в окружающую среду, поэтому процесс экзотермический.

∆Н_{раст. водн.}= ;

∆Т=25,5-24,9=0,6˚С;

∆Н_{раст. водн} == 63,052 кДж/моль

∆Н_{раст.безводн.}=;

∆Т=24-24,8=-0,8˚С;

∆Н_{раст. безводн} == -84,556 кДж/моль

∆Н_гидр. =∆Н_{раст.безводн} - ∆Н_{раст. водн};

∆Н_гидр = -84,556 кДж/моль - 63,052 кДж/моль = -147,608 кДж/моль

Таблица 5.

Результаты измерения температуры дистиллированной воды и NiSO4*7H2O в калориметре.

Время от начала опыта , мин	Температура дистиллированной воды, t ,оС	Время после добавления, NiSO4*7H2O, мин	Температура смеси tc , оС
0	25,5	5	25
0,5	25,5	5,5	25
1	25,5	6	25
1,5	25,5	6,5	25
2	25,5	7	25
2,5	25,5	7,5	25
3	25,5	8	25
3,5	25,5	8,5	25
4	25,5	9	25
4,5	25,5	9,5	25

Рис.7 Изменение температуры при растворении кристаллогидрата NiSO₄*7H₂O

По графику видно, что при добавлении в воду кристаллогидрата NiSO₄*7H₂O температура раствора понижается, следовательно, процесс идет с поглощением теплоты из окружающей среды, поэтому процесс эндотермический.

Таблица 6.

Результаты измерения температуры дистиллированной воды и NiSO4 в калориметре.

Время от начала опыта , мин	Температура дистиллированной воды, t ,оС	Время после добавления, NiSO4 ,мин	Температура смеси tc , оС
0	25	5	25,5
0,5	25	5,5	25,5
1	25	6	25,5
1,5	25	6,5	25,6
2	25	7	25,6
2,5	25	7,5	25,6
3	25	8	25,6
3,5	25	8,5	25,6
4	25	9	25,6
4,5	25	9,5	25,6

Рис.8 Изменение температуры, вызванное растворением соли NiSO₄

По графику видно, что при добавлении в воду соль NiSO₄ температура раствора повысилась, следовательно, процесс идет с выделением теплоты в окружающую среду, поэтому процесс экзотермический.

∆Н_{раст. водн.}= ;

∆Т=25,5-25=0,5˚С;

∆Н_{раст. водн} == 60,019 кДж/моль

∆Н_{раст.безводн.}=;

∆Т=25-25,6=-0,6˚С;

∆Н_{раст. безводн} == -72,233 кДж/моль

∆Н_гидр. =∆Н_{раст.безводн} - ∆Н_{раст. водн};

∆Н_гидр =-72,233 кДж/моль – 60,019 кДж/моль = -132,252 кДж/моль

Определим погрешность ∆Н_гидр по отношению к справочной величине.

∆Н_пр (FeSO₄*7H₂O) = -153,823 кДж/моль

∆Н_теор (FeSO₄*7H₂O) = -149,498 кДж/моль

∆Н_пр (MgSO₄*7H₂O) = -132,252 кДж/моль

∆Н_теор (MgSO₄*7H₂O) = -138,563 кДж/моль

∆Н_пр (NiSO₄*7H₂O) = -147,608 кДж/моль

∆Н_теор (NiSO₄*7H₂O) = -143,568 кДж/моль

Заключение

В данной курсовой работе:

Рассмотрены основные понятия термохимии. Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ. Термохимическое уравнение реакции, которое указывает на изменения энтальпии.

Рассмотрен основной метод экспериментальной термохимии- калориметрия. Калориметрия - изменение тепловых эффектов (количеств теплоты), сопровождающих физические, химические или биологические процессы. Калориметрия используется для определения удельной теплоемкости (количества тепла, необходимого для повышения температуры единицы массы или объема вещества на один градус), теплоты плавления или испарения (количество тепла, необходимого для плавления или испарения единицы массы или объема) и теплоты реакций (количество тепла, выделяемого или поглощаемого в химических реакциях).

Были определены теплоты растворения кристаллогидратов с погрешностью.

∆Н_гидр (FeSO₄*7H₂O) = -153,823 кДж/моль,

∆Н_гидр (MgSO₄*7H₂O) = -147,608 кДж/моль

∆Н_гидр (NiSO₄*7H₂O) = -132,252 кДж/моль,

Список использованной литературы:

Стромберг А.Г. Физическая химия М.: Высшая школа,2006.

Левченко С.И. Краткий очерк истории химии Ростов н/Д: Рост. ун-та, 2006.

Шаскольская М.П. Кристаллы М.: Наука, 1978.

Гельфман М.И. Практикум по физической химии СПб.: Лань, 2004.

Афанасьева Б.Н. Практические работы по физической химии Л.: Химия Ленинградское отделение, 1982.

Научная библиотека http://alnam.ru (02.12.2015г. 18.32).

Электронный учебно-методический комплекс Физическая химия Красноярск: ИПК СФУ, 2009.

Код для цитирования: Скопировать