23.X.2012r.	Agata Socha Justyna Sojka Anna Rozborska
Ćwiczenie nr 11: Wyznaczanie entalpii tworzenia naftalenu przez pomiar ciepła spalania.

1. Wyniki:

	Kwas benzoesowy	Naftalen
Masa drutu przed spalaniem [g]	0,06	0,06
masa drutu po spaleniu [g]	0,0024	0,0043
masa substancji [g]	0,6	0,7
masa pastylki + drucik [g]	0,66	0,76
T0	20,746	22,958
T1	20,846	22,932
T2	20,821	22,933
T3	22,785	25,302
T4	22,766	25,294
n	22	25
K	3000	3000
Q	6144	7224
Tmax	22,785	25,302
ΔT= T3- T2	1,92	2,369

Kwas benzoesowy

Masa drutu przed spalaniem [g]	Masa drutu po spaleniu [g]	Masa próbki [g]	ΔT [K]
0,06	0,0024	0,6	1,92

Naftalen

Masa drutu przed spalaniem [g]	Masa drutu po spaleniu [g]	Masa próbki [g]	ΔT [K]
0,06	0,0043	0,7	2,369

1. Wykresy zależności temperatury od czasu spalania danego związku chemicznego:

2. Obliczenia:

Obliczanie stałej K

[^kcal/_K]

gdzie:

Q_sp.kw – ciepło spalania kwasu benzoesowego 6,3176 [kcal/g],

K – stała kalorymetru [kcal/K],

ΔT – przyrost temperatury 1,92[K]

m_kw. – masa próbki kwasu benzoesowego0,6 [g]

m_dr – masa spalonego drutu 0,0576 [g]

Q_sp.dr. = ciepło spalania drucika 1,6 kcal/g

K= =2,02225 ^kcal/_K

1. Obliczanie ciepła spalania naftalenu:

Q_sp.naft. = - , [^kcal/_g]

gdzie:

Q_sp.naft – ciepło spalania naftalenu [kcal/g],

K – stała kalorymetru 2,02225 kcal/K

ΔT – przyrost temperatury2,369 [K]

m_naft. – masa próbki naftalenu 0,7[g]

m_dr – masa spalonego drutu0,0557 [g]

Q_sp.dr. = ciepło spalania drucika 1,6 kcal/g

Q_sp.naft.= = 6,72 ^kcal/_g

Zamieniamy [^Kcal/_g] na [^kJ/_mol] dzięki zależności:

1 kcal = 4,1868 kJ

oraz znajomości masy molowej naftalenu równej M_naft =128,18 ^g/_mol.

Q_sp.naft = Q_sp.naft * M_naft. * 4,184 ^kJ/_kcal

Q_sp.naft.= 6,72 ^kcal/_g * 128,18^g/_mol * 4,1868 kJ= 3606,38 ^kJ/_mol

1. Obliczanie entalpii reakcji spalania naftalenu w bombie kalorymetrycznej:

Reakcje spalania naftalenu przeprowadzaliśmy w stałej objętości i ciśnieniu, dlatego też możemy skorzystać z prawa Hessa:

ΔU = Q_v=Q_sp.naft , v = const

ΔH = Q_p , p = const

Gdzie:

Qv – ciepło przy stałej objętości [kJ /mol]

ΔU – zmiana energii wewnętrznej [kJ /mol]

Q_sp.naft – ciepło spalania naftalenu [kcal/g],

ΔH – zmiana entalpii spalania naftalenu w bombie kalorymetrycznej [kJ /mol]

Q_p – ciepło przy stałym ciśnieniu [kJ /mol]

Pomiędzy Q_v a Q_p istnieje zależność:

Q_p= Q_v + Δn RT

gdzie:

Δn – zmiana liczby moli substancji gazowej w czasie przebiegu reakcji(-2 mol) ,

R – stała gazowa wynosząca 0,008314 kJ /mol*K

T₃ – średnia temperatura przebiegu reakcji 298,452 [K].

Po uwzględnieniu tych wszystkich wzorów otrzymujemy wzór na zmianę entalpii reakcji:

C₁₀H_{8 (s)} + 12 O_{2 (g)} = 10 CO₂ + 4 H₂O _(c)

ΔH = Q_sp.naft + Δn RT

ΔH = 3606,38 ^kJ/_mol + (-2 mol *0,008314 ^kJ /_mol*K *298,452 K) = 3601,417 ^kJ/_mol

Za pomocą wyznaczonej wartości entalpii spalania naftalenu ΔH można wyznaczyć entalpię tworzenia naftalenu ∆Htw.C₁₀H₈:

10C_(s) + 4H_2(g) → C₁₀H_8(s)

Korzystamy znowu z prawa Hessa:

H_2(g) + ^1/₂ O_2(g) → H₂O_(c) , ∆Htw.H₂O = - -285,8 ^kJ/_mol

C_(s) + O_2(g) → CO_2(g) , ∆Htw.CO₂ = -393,5 ^kJ/_mol

10 CO_2(g) + 4 H₂O_(C) → C₁₀H_8(s) + 12O_{2(g) ,} -∆H=-3601,417 ^kJ/_mol

Po przekształceniu otrzymujemy wzór na entalpię tworzenia naftalenu:

∆Htw.C₁₀H₈ = 4*∆Htw.H₂O + 10∆Htw.CO₂ –∆H

∆Htw.C₁₀H₈ = 4*-285,8 ^kJ/_mol +10*-393,5 ^kJ/_mol -3601,417 ^kJ/_mol) = -8678,147^kJ/_mol

1. Obliczanie błędów.

Błąd wyznaczania stałej K:

K =

K= =1,860 kcal/K + 0,045kcal/K

ΔK = K₁ ( | | + | - | ) + K₂ ( | | + | - | )

=1,427*10^-3 kcal/K

Błąd wyznaczania ciepła spalania Q_sp.

Q_sp. = K - = Q₁ – Q₂

Q_sp = =6,716 ^kcal/_g + 0,127 ^kcal/_g

ΔQ = Q₁ ( | | + | | + | - | ) – Q₂ (| | + | - | )

0,021^kcal/_g

1. Wnioski

Standardowa entalpia tworzenia naftalenu wynosi 73,53 ^kJ/_mol

Wyznaczona doświadczalnie entalpię spalania naftalenu, odbiega bardzo od standardowej, powodem tego mogą być błędy pomiarowe i nieprawidłowe warunki prowadzenia pomiaru.