Zakład Chemii Fizycznej

Laboratorium Studenckie

SPRAWOZDANIE

ĆWICZENIE 19

WYZNACZANIE CIEPŁA REAKCJI ZOBOJĘTNIANIA KWASU SIARKOWEGO WODOROTLENKIEM SODOWYM W ROZTWORZE WODNYM

WYKONALI:

Kozieł Urszula

Piotr Gawroński

Technologia Chemiczna

rok III grupa II

SZCZECIN 2002

CEL ĆWICZENIA:

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie metodą kalorymetryczną ciepła zobojętniania kwasu siarkowego wodorotlenkiem sodowym w roztworze wodnym.

WSTĘP:

Reakcję zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą, można zapisać następująco:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

Jeżeli przyjąć, że roztwór 2 moli NaOH w 100 g wody zobojętniono za pomocą roztworu 1 mola H₂SO₄ w 200 g wody, to powyższe równanie przyjmuje postać:

2NaOH · 100 H₂O_(c) + H₂SO₄ · 200 H₂O_(c) = Na₂SO₄ · 402 H₂O_(c)

Proces ten charakteryzuje się określonym efektem cieplnym, będącym głównym tematem rozważań.

Badanie polegało na przeprowadzeniu reakcji 450 cm³ NaOH z 25 cm³ H₂SO₄. Takie proporcje są wystarczające do całkowitego zobojętnienia substancji. Reakcję przeprowadzono w kalorymetrze cieczowym zaopatrzonym w termometr Beckmanna, a także w mieszadło i grzałkę o dokładnie znanym oporze.

Pomiarów temperatury dokonano według instrukcji wykonania ćwiczenia, a uzyskane wyniki przedstawione zostały w tabeli.

Lp.	Czas [s]	T [^0C]
Początkowy bieg kalorymetru(pomiar co 1 min)
1	0	0,1
2	60	0,12
3	120	0,14
4	180	0,15
5	240	0,16
6	300	0,17
7	360	0,18
Główny bieg kalorymetru (pomiar co 30 s)
1	390	1,44
2	420	1,44
3	450	1,44
4	480	1,44
5	510	1,44
6	540	1,44
7	570	1,45
8	600	1,45
9	630	1,46
10	660	1,475
11	690	1,48
12	720	1,49
13	750	1,5
14	780	1,51
15	810	1,52
16	840	1,53
17	870	1,54
18	900	1,545
19	930	1,55
20	960	1,56
21	990	1,57
22	1020	1,58
23	1050	1,59
24	1080	1,595
25	1110	1,6
26	1140	1,61
27	1170	1,615
28	1200	1,62
29	1230	1,63
30	1260	1,64
31	1290	1,645
32	1320	1,65
33	1350	1,66
34	1380	1,665
35	1410	1,67
36	1440	1,675
37	1470	1,68
38	1500	1,69
39	1530	1,695
40	1560	1,7
41	1580	1,71
42	1620	1,715
43	1650	1,72
Po ustaleniu się biegu kalorymetru (pomiar co 1 min)
1	1710	1,73
2	1770	1,73
3	1830	1,74
4	1890	1,74
5	1950	1,745
6	2010	1,75
7	2070	1,755
8	2130	1,76
Włączenie grzałki (pomiar co 1 min)
1	2190	1,86
2	2250	1,92
3	2310	1,98
4	2370	2,04
5	2430	2,1
6	2490	2,16
7	2550	2,21
8	2610	2,27
9	2670	2,33
10	2730	2,39
11	2790	2,44
12	2850	2,5
13	2910	2,56
14	2970	2,61
15	3030	2,67
16	3090	2,73
17	3150	2,76
Wyłączenie grzałki (pomiar co 1 min)
1	3210	2,79
2	3270	2,79
3	3330	2,79
4	3390	2,8
5	3450	2,8
6	3510	2,81
7	3570	2,81
8	3630	2,82
9	3690	2,82
10	3750	2,82

OPRACOWANIE WYNIKÓW POMIARÓW:

1. Na podstawie wyników pomiarów zestawionych w tabeli sporządzono wykres biegu kalorymetru: T = f(t)

2. Z wykresu wyznaczono wartości przyrostów temperatury ΔT i ΔT_el

Wyniosły odpowiednio: ΔT= 1,24 i ΔT_el = 0,88

3. Z równania

gdzie:

U = 40 [V]

R = 934 [Ω]

t= 1020 [s]

ΔT= 1,24

ΔT_el = 0,88

obliczono ciepło reakcji zobojętniania:

[V·A·s]=[J]

=2,46188934 [kJ]

4. Obliczamy zmianę entalpii dla reakcji zobojętniania ΔH odniesioną o 1 mola NaOH:

gdzie:

n_NaOH = V_NaOH · c_NaOH = 450 ·10^-3 dm³ · 0,1 mol/dm³ = 4,5 · 10^-2

więc:

[kJ/mol]

jeżeli 1 kcal = 4,1868 kJ to:

ΔH = 13,06693704 [kcal/mol]

5. W procesie zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą, nie biorą udziału aniony kwasu i kationy zasady, a obserwowane ciepło reakcji wywiązuje się w wyniku powstawania cząsteczki wody:

H₃O⁺ + OH^- = 2 H₂O

Ciepło neutralizacji mocnych kwasów za pomocą mocnych zasad jest praktycznie niezależne od rodzaju kwasu i zasady i w temperaturze 298 K wynosi 13,33 kcal/mol (55,81 kJ/mol). Porównując otrzymane wyniki można stwierdzić, iż ciepło neutralizacji badanej reakcji pozostaje w bardzo dobrej zgodności z podanymi wartościami.

L.Sobczyk, A.Kisza, K.Gatner, A.Koll:Eksperymentalna Chemia Fizyczna, PWN, W-wa 1982 str 205

---