Ćwiczenie nr 2- „Kalorymetria”

1. 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

1. 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.

2. 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

3. 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:

C_M=

gdzie: C_M- 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 = C_M*V= 0,5
* 0,005 dm³= 0,0025 mola.

Tak więc:

Q=
=
= - 55280
= -55,28

4. Obliczenie ciepła neutralizacji

Ciepło neutralizacji obliczamy ze wzoru:

Q_n= Q- Q₁

gdzie:

Q_n- 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.:

H/Q [ ]	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:

C_koń=
= 0,012
, tak więc Q₁ wynosi:

Q₁= -75,14
-(-73,85
) = -1,29

mając Q₁ możemy obliczyć ciepło neutralizacji:

Q_n= Q- Q₁= - 55,28
- (- 1,29
)= -53,99

Q_n= -53,99

2. 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.