Numer ćwiczenia: 20	Temat ćwiczenia: Wyznaczanie entalpii swobodnej (G), entalpii (H) i entropii (S) reakcji zachodzącej w ogniwie Clarka.	Data wykonania doświadczenia: 02.12.08r.
				Data oddania sprawozdania: 10.12.08r.
Grupa: C2	Imię i nazwisko: Katarzyna Sarnek	Nazwisko sprawdzającego: dr M. Kępczyński
Uwagi:		Ocena:

1. Cel doświadczenia:

Celem przeprowadzonego doświadczenia było wyznaczenie funkcji termodynamicznych: entalpii (H), entalpii swobodnej (G) i entropii (S) reakcji zachodzącej w ogniwie Clarka.

2. Przebieg doświadczenia:

Wykonanie:

● Zmierzono SEM ogniwa Clarka w zakresie temperatur od 273 K do 308 K. Pomiary dokonano w naczyniu Dewara. W każdej temperaturze pomiaru ogniwo termostatowano ok. 10 minut.

3. Zestawienie wyników:

Nr pomiaru	Temperatura [^oC]	Temperatura [K]	SEM [mV]
1.	4,6	277,6	1444
2.	9,8	282,8	1439
3.	14,8	287,8	1433
4.	19,7	292,7	1425
5.	24,5	297,5	1419
6.	29,2	302,2	1413
7.	34,0	307,0	1408

4.Opracowanie wyników:

Wykres zależności SEM ogniwa od temperatury

Średni współczynnik temperaturowy

Wyznaczono metodą regresji liniowej. Do punktów pomiarowych dopasowano prostą i z jej równania wyznaczono współczynnik temperaturowy:

Doświadczalne wartości funkcji termodynamicznych

Obliczono na podstawie danych doświadczalnych. Skorzystano ze wzorów:

● Entalpia:

● Entalpia swobodna: ΔG = -zFE

● Entropia:

● Ciepło molowe:

Wyniki obliczeń zebrano w tabeli:

Temp. [K]	H [kJ/mol]	G [kJ/mol⋅K]	S [J/mol⋅K]	Cp [J/mol⋅K]
277,6	-348,34	-278,69	-250,9	-342,89
282,8	-348,68	-277,73	-250,9	-349,31
287,8	-348,78	-276,57	-250,9	-355,49
292,7	-348,46	-275,03	-250,9	-361,54
297,5	-348,51	-273,87	-250,9	-367,47
302,2	-348,53	-272,71	-250,9	-373,28
307,0	-348,77	-271,74	-250,9	-379,21

Teoretyczne wartości funkcji termodynamicznych dla reakcji zachodzącej w temperaturze 298 K.

Zn + Hg₂SO₄ + 7H₂O = ZnSO₄ ⋅7H₂O + 2Hg

Obliczono na podstawie danych termochemicznych oraz prawa Hessa:

●Entalpia:

ΔH⁰₂₉₈=ΔH⁰ _{ZnSO4 ⋅7H2O} - [7ΔH⁰ _H2O +ΔH⁰ _Hg2SO4] =-332,741 [kJ/mol]

● Entalpia swobodna:

ΔG⁰₂₉₈=ΔG⁰ _{ZnSO4 7H2O} - [7ΔG⁰ _H2O +ΔG⁰ _Hg2SO4] =-275,943 [kJ/mol]

● Entropia:

ΔS⁰₂₉₈=ΔS⁰_{ZnSO4 7H2O}+2ΔS⁰_Hg - [7ΔS⁰_H2O +ΔS⁰_Hg2SO4 +ΔS⁰_Zn]= -190,7 [J/mol⋅K]

● Ciepło molowe:

ΔCp= Cp _{ZnSO4 7H2O} + 2 Cp _Hg - [7 Cp _H2O +Cp _Hg2SO4+Cp _Zn]= -207,5 [J/mol⋅K]

Wyniki obliczeń zebrano w tabeli:

Temp. [K]	H [kJ/mol]	G [kJ/mol⋅K]	S [J/mol⋅K]	Cp [J/mol⋅K]
298	-332,741	-275,943	-190,7	-207,5

Teoretyczne wartości funkcji termodynamicznych dla reakcji w mierzonych podczas wykonywania doświadczenie temperaturach

Obliczeń dokonano na podstawie prawa Kirchhoffa:

●

●

●ΔG_T = ΔH_T - TΔS_T

Wyniki obliczeń zebrano w tabeli:

Temp. [K]	H [kJ/mol]	G [kJ/mol⋅K]	S [J/mol⋅K]
277,6	-328,51	-283,89	-175,99
282,8	-329,59	-281,88	-179,84
287,8	-330,62	-279,94	-183,47
292,7	-331,64	-278,01	-186,98
297,5	-332,64	-276,11	-190,35
302,2	-333,61	-274,23	-193,60
307,0	-334,61	-272,30	-196,87

Wartości teoretyczne porównano z doświadczalnymi.

Wyniki zestawiono w tabeli:

Temp. [K]	SEM [V]	H [kJ/mol]		G [kJ/mol⋅K]		S [J/mol⋅K]
				doświadczalne	teoretyczne	doświadczalne	teoretyczne	doświadczalne	teoretyczne
277,6	1,444	-348,34	-328,51	-278,69	-283,89	-250,9	-175,99
282,8	1,439	-348,68	-329,59	-277,73	-281,88	-250,9	-179,84
287,8	1,433	-348,78	-330,62	-276,57	-279,94	-250,9	-183,47
292,7	1,425	-348,46	-331,64	-275,03	-278,01	-250,9	-186,98
297,5	1,419	-348,51	-332,64	-273,87	-276,11	-250,9	-190,35
302,2	1,413	-348,53	-333,61	-272,71	-274,23	-250,9	-193,60
307,0	1,408	-348,77	-334,61	-271,74	-272,30	-250,9	-196,87

5. Dyskusja wyników:

W wyniku przeprowadzonego doświadczenia wyznaczono trzy funkcje termodynamiczne: entalpie (H), entalpie swobodną (G) i entropie (S) reakcji zachodzącej w ogniwie Clarka. Wartości te następnie porównano z ich z teoretycznymi wartościami.

Niestety wartości doświadczalne nie pokrywają się z wartościami teoretycznymi, ale różnice nie są znaczne. Wyniki porównywalne otrzymano dla ∆G natomiast mniej zbliżone dla ∆S i ∆H. Błędy powstałe podczas doświadczenia mogą wynikać ze zbyt krótkiego czasu oczekiwania na ustalenie się temperatury wody. Ponadto mogły również wystąpić miejscowe różnice w temperaturze wody pomimo intensywnego mieszania. Kolejna przyczyną powstania różnic mógł być problem w utrzymaniu temperatury na jednym, stałym poziomie przez całe 10 minut. Z tego powodu wskazania czułej elektrody mogły ulec zafałszowaniu, co miało zasadniczy wpływ na otrzymane wyniki.

---