Ćwiczenie nr 2- „Kalorymetria”
Obliczenia
W naczyniu Dewara umieściłyśmy 200 cm3 NaOH (0,1M), zaś w probówce 5cm3 HCl (0,5M)
Masa pustego naczynie Dewara: 219,38g
Masa naczynia Dewara z NaOH: 416,56g
pomiar biegu kalorymetru- wykonywałyśmy przez 28min (gdzie 15min to okres początkowy reakcji, 3min okres główny i 10 min to okres końcowy)
Lp. |
Czas[s] |
U [mV] |
|||
1 |
0 |
0,5 |
30 |
870 |
3,41 |
2 |
30 |
0,6 |
31 |
900 |
4,79 |
3 |
60 |
0,7 |
32 |
930 |
6,34 |
4 |
90 |
0,82 |
33 |
960 |
7,04 |
5 |
120 |
0,91 |
34 |
990 |
7,78 |
6 |
150 |
1,02 |
35 |
1020 |
8,29 |
7 |
180 |
1,12 |
36 |
1050 |
8,62 |
8 |
210 |
1,22 |
37 |
1080 |
8,8 |
9 |
240 |
1,33 |
38 |
1110 |
8,96 |
10 |
270 |
1,44 |
39 |
1140 |
9,08 |
11 |
300 |
1,55 |
40 |
1170 |
9,19 |
12 |
330 |
1,69 |
41 |
1200 |
9,25 |
13 |
360 |
1,79 |
42 |
1230 |
9,37 |
14 |
390 |
1,89 |
43 |
1260 |
9,48 |
15 |
420 |
1,98 |
44 |
1290 |
9,59 |
16 |
450 |
2,08 |
45 |
1320 |
9,68 |
17 |
480 |
2,15 |
46 |
1350 |
9,77 |
18 |
510 |
2,26 |
47 |
1380 |
9,87 |
19 |
540 |
2,35 |
48 |
1410 |
9,94 |
20 |
570 |
2,43 |
49 |
1440 |
10,02 |
21 |
600 |
2,52 |
50 |
1470 |
10,11 |
22 |
630 |
2,62 |
51 |
1500 |
10,2 |
23 |
660 |
2,72 |
52 |
1530 |
10,3 |
24 |
690 |
2,82 |
53 |
1560 |
10,37 |
25 |
720 |
2,92 |
54 |
1590 |
10,47 |
26 |
750 |
3,03 |
55 |
1620 |
10,56 |
27 |
780 |
3,12 |
56 |
1650 |
10,63 |
28 |
810 |
3,22 |
57 |
1680 |
10,72 |
29 |
840 |
3,31 |
Na podstawie danych zawartych w tabeli, można sporządzić wykres U(t) dla przebiegu reakcji chemicznej.
Po sporządzeniu wykresu możemy odczytać wartość
Ur, która pozwoli nam na obliczenie ciepła wydzielonego podczas reakcji.
Obliczenie ilości ciepła wydzielonego podczas reakcji
Ilość ciepła wydzielonego podczas reakcji obliczamy ze wzoru:
q = -k
Ur
gdzie: q- ilość ciepła wydzielonego podczas reakcji
k- pojemność cieplna kalorymetru
Ur- różnica między napięciem po skończonej reakcji, a napięciem przed reakcją
Ur możemy odczytać z wykresu, tak więc:
Ur= 8,29[mV]- 3,14[mV]= 5,15[mV]= 5,15*10-3[V]= 0,00515[V]
Wartość pojemności cieplnej została nam podana(w związku z tym, że podczas naszych pomiarów grzałka była popsuta), tak więc k= 26835
Tak więc ciepło wydzielone podczas reakcji wynosi:
q= - 26835
* 0,00515 V = - 138,2 J
q= - 138,2 J
obliczenie molowego ciepła reakcji
Aby obliczyć molowe ciepło reakcji korzystamy ze wzoru:
Q=
gdzie:
Q- molowe ciepło reakcji
q- ilośc ciepła wydzielonego podczas reakcji
n- ilość moli HCl
Ilość moli HCl możemy obliczyć ze wzoru:
CM=
gdzie: CM- stężenie molowe
n- liczba moli
V- objętość
Tak więc mając daną objętość równą 5cm3(0,005 dm3) oraz stężenie molowe równe: 0,5
, możemy obliczyć liczbę moli:
n = CM*V= 0,5
* 0,005 dm3= 0,0025 mola.
Tak więc:
Q=
=
= - 55280
= -55,28
Obliczenie ciepła neutralizacji
Ciepło neutralizacji obliczamy ze wzoru:
Qn= Q- Q1
gdzie:
Qn- ciepło neutralizacji
Q- ciepło molowe reakcji
Q1- ciepło rozcieńczania wyjściowego roztworu kwasu wodą zawartą w wyjściowym roztworze zasady.
Wartość ciepła Q1 można odczytać z wykresu entalpii rozpuszczania kwasu solnego, który sporządzamy na podstawie danych literaturowych, z poradnika fizykochemicznego tj.:
|
Cn [ |
-72,59 |
1,85 |
-73,02 |
1,39 |
-73,28 |
1,11 |
-73,65 |
0,74 |
-73,85 |
0,5 |
-74,52 |
0,11 |
-74,61 |
0,079 |
-75,14 |
1/ |
Z wykresu możemy odczytać wartość Q1, jeżeli znamy stężenie początkowe i końcowe kwasu solnego. Stężenie początkowe wynosiło 0.5
, zaś końcowe 0,012
, co można obliczyć z zależności:
Ckoń=
= 0,012
, tak więc Q1 wynosi:
Q1= -75,14
-(-73,85
) = -1,29
mając Q1 możemy obliczyć ciepło neutralizacji:
Qn= Q- Q1= - 55,28
- (- 1,29
)= -53,99
Qn= -53,99
Błąd pomiaru
Aby wyliczyć błąd pomiaru korzystamy ze wzoru:
Błąd względny =
* 100%
Entalpia rozpuszczania HCl w wodzie według literatury równa jest -75,14
, tak więc:
Błąd względny=
* 100%= 28,15%
Jak widać błąd pomiaru jest stosunkowo duży, co może wynikać z faktu niedokładnego odczytu napięcia podczas pomiaru, ponieważ szczególnie w czasie okresu głównego reakcji zmiany są napięcia są bardzo duże.