13 termodynamika zagadnienia teoretyczne




Pobierz 133.78 Kb.
Nazwa13 termodynamika zagadnienia teoretyczne
Data konwersji13.10.2012
Rozmiar133.78 Kb.
TypDokumentacja


13 TERMODYNAMIKA


Zagadnienia teoretyczne

Układ i otoczenie. Wielkości intensywne i ekstensywne. Pojecie energii, ciepła, pracy, temperatury. Zasady termodynamiki (pierwsza, druga, trzecia). Funkcje termodynamiczne jako funkcje stanu. Efekty energetyczne towarzyszące przemianom fazowym i reakcjom chemicznym. Pojemność cieplna. Entalpia tworzenia, spalania. Entalpia wiązań chemicznych. Odwracalność i nieodwracalność procesów. Entalpia swobodna i jej znaczenie. Potencjał chemiczny.


Teoria Przemianom fizycznym i chemicznym towarzyszy przekazywanie energii na sposób ciepła.

Energia (na sposób ciepła) może być przez układ oddana do otoczenia (proces egzotermiczny) lub do układu może być dostarczona energia (na sposób ciepła) z otoczenia (proces endotermiczny). W dalszej części opracowania użycie słowa „ciepło”, należy rozumieć jako zastąpienie wyrażenia „zmiana energii na sposób ciepła”.



Rys. 1. Q – oznacza energię przekazywaną na sposób ciepła.


Kalorymetr to przyrząd laboratoryjny pozwalający na pomiar zmiany energii towarzyszącej przemianom fizycznym i chemicznym, jak również pozwalający na określenie charakteru przemiany (endo- lub egzotermiczna). Zmianę energii (na sposób ciepła) towarzyszącą reakcji chemicznej nazywamy entalpią (ciepłem) reakcji, ΔH. Proces ten przebiega pod stałym ciśnieniem.

Wartości ΔH mogą być dodatnie lub ujemne, w zależności od charakteru przemiany. Jeżeli ciepło wydziela się w reakcji, to przemiana ma charakter egzotermiczny i ΔH przyjmuje wartości ujemne (ΔH < 0). Natomiast jeżeli ciepło jest pochłaniane, jak w przemianie endotermicznej, to ΔH przyjmuje wartości dodatnie (ΔH > 0). W przeprowadzonym doświadczeniu zostaną wyznaczone ilościowo: entalpia zobojętnienia zasady kwasem, ΔHn, i entalpia rozpuszczania soli w wodzie, Δ Hr.


Entalpia (ciepło) reakcji zobojętniania

Entalpia reakcji zobojętniania jest zmianą energii towarzyszącą powstawaniu 1 mola wody w reakcji zobojętniania zasady kwasem. Układ występujący w doświadczeniu jest układem zamkniętym (brak wymiany masy z otoczeniem) i izolowanym (teoretycznie brak wymiany ciepła i masy z otoczeniem).

W reakcji mocnego kwasu z mocną zasadą powstaje woda i zostaje wydzielone ciepło:

H3O+ (aq) + OH- (aq) → 2 H2O ( c ) + Q (ciepło) (1)

Entalpię (ciepło) zobojętniania, ΔHn, wyznacza się, przyjmując następujące założenia:

- gęstości roztworów kwasu i zasady są równoważne gęstości wody,

- ciepła właściwe roztworu kwasu, roztworu zasady i wody są jednakowe,

- zmianę temperatury, ΔT, towarzyszącą mieszaniu roztworów oblicza się z równania:

ΔT = Tk - Tp (2) gdzie: Tp - temperatura początkowa układu (wartość ekstrapolowana)

Tk - temperatura końcowa układu (wartość ekstrapolowana)

Całkowitą zmianę entalpii (ciepło) zobojętniania wylicza się z równania (3) :

Q = (- ciepło właściwe wody x masa roztworu (suma masy roztworu zasady

i masy roztworu kwasu) x ΔT) (3)


Natomiast

ΔHn – wyraża się w kJ / mol kwasu (lub wody) biorącej udział w reakcji.



gdzie: - liczba moli wody powstająca w reakcji.


Entalpia (ciepło) rozpuszczania soli w wodzie



Energia sieciowa ciała krystalicznego to energia wymagana do przeprowadzenia 1 mola soli (ciało stałe) w stan gazowy (proces endotermiczny).

Energia hydratacji soli: energia wydzielona w procesie hydratacji 1 mola jonów (rozpuszczania pojedynczych jonów składających się na określoną sól) w stanie gazowym przez cząsteczki wody, prowadzącym do powstania 1 mola hydratowanych jonów w wodnym roztworze (proces egzotermiczny).

Kiedy ma miejsce proces rozpuszczania soli w wodzie, energia zostaje wydzielona lub pochłonięta, w zależności od wielkości energii sieciowej ciała krystalicznego i energii hydratacji jonów tworzących sól.

Rozpatrzmy proces rozpuszczania KI:

KI (s) → K+ (aq) + I- (aq) ΔH = + 13 kJ / mol (4)

Energia sieci ciała krystalicznego, np. soli, ΔHS, (przyjmuje wartości dodatnie i dlatego jest to proces endoenergetyczny) i energia hydratacji, ΔHhydr (przyjmuje wartości ujemne – proces egzoenergetyczny), poszczególnych jonów muszą być uwzględnione w bilansie energetycznym procesu rozpuszczania.

Entalpia roztworu KI w wodzie jest sumą algebraiczną obu efektów energetycznych: energii potrzebnej na rozerwanie wiązań tworzących strukturę kryształów jodku potasu i energii hydratacji jonów jodu (dla KI patrz Rys. 2).

ΔHr = ΔHS + ΔHhydr (5)







Rys. 2. Schemat zmian energii towarzyszących procesowi rozpuszczania

soli (jodku potasu) w wodzie.


Wielkości ΔHS i ΔHhydr są trudne do osobnego zmierzenia w warunkach laboratoryjnych, natomiast łatwo można zmierzyć sumę tych wielkości:

Δ Hr = ΔHS + ΔHhydr

Entalpię (energię) roztworu powstającego w wyniku rozpuszczania soli, ΔHr, wyznacza się doświadczalnie jako sumę zmian ciepła soli i wody w wyniku ich zmieszania.


ΔHr = (- zmiana entalpii (energii) wody) + (- zmiana entalpii (energii) soli) (6)


ΔHro = (- ciepło właściwe wody x masa wody x ΔTw) / (liczba moli soli)

+ (- ciepło właściwe soli x masa soli x ΔTs / (liczba moli soli) (7)

gdzie: ΔTs i ΔTw oznaczają różnicę pomiędzy temperaturą końcową

i początkową.

Jeżeli temperatura roztworu wzrośnie, oznacza to proces egzotermiczny. Zatem ΔHhydr jest większe od ΔHS, w przeciwnym przypadku, kiedy temperatura roztworu obniży się, oznacza to proces endotermiczny.


Zastosowanie w farmacji


Przedmiotem termodynamiki jest badanie różnorodnych form energii i zależności pomiędzy nimi. Termodynamika opiera się o postulaty lub prawa ogólnie znane jako zasady termodynamiki. Teoria termodynamiki pozwala na przewidywanie czy projektowane transformacje są możliwe oraz przewiduje stany równowagi wielu układów wykorzystywanych w farmacji. Przykładem takiej transformacji jest pochłanianie energii świetlnej przez rośliny i na drodze fotosyntezy przekształcanie jej w energię chemiczną zgromadzoną w węglowodanach zawartych w roślinach. Następnie przez konsumpcje roślin np. przez krowę, węglowodany są przekształcane w laktozę zawartą w mleku, które jest konsumowane przez Czytelnika tego tekstu. W ten sposób uzyskał on energię niezbędna do czytania i nauki np. termodynamiki.

Innymi przykładami, które pokazują znaczenie termodynamiki w zrozumieniu procesów odgrywających dużą rolę w farmacji są: oddziaływania leków z receptorami, procesy związane z rozpuszczaniem leków i ich absorpcja, wpływ temperatury, itp.

Ogólnie, każdy proces jest związany z wymiana energii, zatem wszystkie procesy są „rządzone” przez prawa termodynamiki. Termodynamika jest uniwersalna teorią o szerokim zastosowaniu. Zrozumienie termodynamiki pozwala na zrozumienie różnych czynników wpływających na wytwarzanie, trwałość, wchłanianie i wydalanie leków.

Wykonanie ćwiczenia

12. TERMODYNAMIKA
WYZNACZANIE ENTALPII REAKCJI ZOBOJĘTNIANIA MOCNEJ ZASADY MOCNYMI KWASAMI
I ENTALPII PROCESU ROZPUSZCZANIA SOLI


Zadania do wykonania:

1. Wykonać pomiar temperatury roztworu NaOH, roztworów kwasów (HCl i HNO3), a następnie dwóch roztworów powstałych w wyniku dodania do roztworu zasady mocnych kwasów. Otrzymane wyniki przedstawić w tabeli 1.

2. Narysować wykres 1 ilustrujący zmianę temperatury roztworu w zależności od czasu. W oparciu o sporządzony wykres dokonać ekstrapolacji temperatury roztworu odpowiadającej t = 0 s (moment zmieszania roztworów).

3. W oparciu o wartość Tp i Tk (wartości ekstrapolowane) dokonać obliczeń i wyniki zamieścić w tabelach 2 i 3.

4.1.Porównać wartości Heks. procesu zobojętniania mocnych kwasów mocną zasadą z wartością literaturową Hlit. = 58 kJ/Mol

4.2.Uzasadnić podobieństwo wartości Heks. uzyskanych dla różnych par kwas – zasada.

4.3.Uzasadnić różnice w wartościach Heksp. i Hlit., uwzględniając sposób przeprowadzenia doświadczenia.

5.Wykonać pomiar temperatury roztworów powstałych w wyniku rozpuszczania soli 1 i soli 2. Otrzymane wyniki przedstawić w tabeli 4.

6. Na podstawie uzyskanych wyników narysować wykres 2 ilustrujący zmianę temperatury roztworu w zależności od czasu. W oparciu o sporządzony wykres dokonać ekstrapolacji temperatury roztworu odpowiadającej t = 0 s (moment dodania soli do wody).

7. W oparciu o wartości Tp i Tk. (wartości ekstrapolowane) przeprowadzić obliczenia i wyniki zamieścić w tabelach 5 i 6.

8. Wyjaśnić, jak niedoskonałość użytego urządzenia pomiarowego wpływa na wartości uzyskane w pomiarze.

9. Poprzez wykorzystanie następujących danych: zamiast 50 ml 1.1 M HCl dodano przez pomyłkę tylko 40 ml kwasu do 50 ml 1.0 M NaOH, wyjaśnić konsekwencje powstałego błędu.

10. Uzasadnić, czy w przypadku reakcji zobojętniania słabych kwasów mocną zasadą entalpia zobojętniania będzie jednakowa, niezależnie od rodzaju słabego kwasu.

11. Czy stężenia kwasu i zasady mają wpływ na wyznaczona wartość Hn ?

12. W trakcie pomiaru ciepła zobojętniania ciepło z roztworu jest częściowo pochłaniane przez styropianowy kalorymetr. Zakładając, że zmierzona różnica temperatur wyniosła 6.22oC. W reakcji HCl (aq) i NaOH (aq), oblicz utratę ciepła na rzecz kalorymetru o masie 1.34 J/g x OC.

13. Niewielkie ilości soli pozostają na papierze, użytym przy ważeniu, a tym samym nie zostały przeniesione do kalorymetru. Wyjaśnić, czy obliczona wartość Hr będzie za wysoka, czy za niska.


Wykonanie ćwiczenia:

Zadania: 1. Wyznaczenie entalpii reakcji zobojętnienia mocnej zasady mocnymi

kwasami.

2. Wyznaczenie entalpii procesu rozpuszczania soli.

3. Określenie charakteru przemiany reakcji rozpuszczania (proces egzo- lub

endotermiczny).


UWAGA : KONIECZNE JEST UŻYWANIE OKULARÓW OCHRONNYCH !


I. Pomiar ΔHh (entalpia procesu zobojętniania)


1. Odmierzyć 50 ml 1 molowego roztworu NaOH za pomocą cylindra. Roztwór zasady wlać do suchego kubka, a następnie włączyć mieszadło magnetyczne. Zmierzyć temperaturę roztworu zasady w odstępach co 30 s przez dwie minuty. Zapisać wartości temperatury w tabeli.

2. Odmierzyć 50 ml 1.1 molowego roztworu kwasu solnego za pomocą suchego cylindra, zmierzyć jego temperaturę i zapisać w tabeli 2.

3. Ostrożnie, ale szybko wlać kwas do zasady. Odczytać temperaturę roztworu w odstępach czasowych podanych w tabeli 1. Czas trwania pomiaru 5 minut (300 s). Stoper wyzerować w momencie rozpoczęcia wlewania roztworu kwasu.

4. Opisaną powyżej procedurę powtórzyć, stosując 1.1 molowy kwas azotowy i otrzymane wyniki zapisać w tabeli 1.

5. Na podstawie uzyskanych wyników sporządzić dwa wykresy zależności temperatury roztworu od czasu (dla kwasu solnego i kwasu azotowego) i wyznaczyć z wykresu 1 Tk (temperatura końcowa), Tp (temperatura początkowa) i ΔT (Rys. 3).

6. Na podstawie uzyskanych wyników wpisać zmierzone i obliczone wartości w tabelach 2 i 3.


Tabela 1. Pomiar temperatury roztworów powstałych w wyniku zmieszania

mocnych kwasów i mocnej zasady.

Czas, t / [s]

Temperatura, T / [oC]

Czas, t / [s]

Temperatura, T /[oC]

NaOH

NaOH

0




0




30




30




60




60




90




90




120




120




Dodanie HCl

Dodanie HNO3

5




5




10




10




15




15




30




30




45




45




60




60




90




90




120




120




150




150




180




180




240




240




300

.

300

.



Tabela 2. Charakterystyka roztworów kwasów i zasady.

Parametry

NaOH + HCl

NaOH +HNO3

1. Objętość kwasu [ml]







2. Temperatura kwasu [oC]







3. Objętość zasady [ml]







Temperatura początkowa zasady, Tp / [oC]

odczytana z wykresu (wartość ekstrapolowana)







5. Stężenie zasady [Mol / l]







6. Temperatura końcowa, Tk./ [oC] odczytana

z wykresu (wartość ekstrapolowana)









Tabela 3. Obliczanie entalpii reakcji zobojętniania mocnych kwasów mocną zasadą.

Parametry

NaOH + HCl

NaOH + HNO3

1. Średnia temperatura roztworu

kwasu i zasady [oC]







2. Przyrost temperatury [oC]







3. Końcowa objętość roztworu

(zasada + kwas) [ml]







4. Masa roztworu kwasu i zasady [g] (przy założeniu, że gęstość roztworu, d = 1 g/ml)







5. Ciepło właściwe roztworu kwasu

i zasady [J / g ∙ oC]

4.18

4.18

6. Wytworzone ciepło, Q / [J]








7. Ilość reagujących jonów OH- [Mol]








8. Ilość powstałej wody [Mol]








9. Ciepło wytworzone w odniesieniu

do 1 mola wody Δ Hno [kJ / mol H2O]







10. Średnia wartość Δ Hno

[kJ / mol H2O]








Metodę wyznaczania ΔT w pomiarze ΔHn (zobojętnianie) ilustruje Rys. 3.

Rys. 3. Metoda wyznaczania początkowej i końcowej temperatury roztworu metodą

ekstrapolacji w reakcji zobojętniania zasady mocnym kwasem (proces

egzotermiczny).


II. Pomiar ΔHr (entalpia rozpuszczania soli w wodzie)

1. Odważyć 5.00 g (+- 0,01 g) soli 1.
2. Odmierzyć suchym cylindrem 40 ml wody destylowanej do kalorymetru (zakładając, że gęstość wody wynosi 1 g/cm3) i włączyć mieszadło. Następnie zmierzyć temperaturę wody w odstępach czasowych podanych w tabeli 4.

3. Ostrożnie dodać sól do wody w kalorymetrze (unikając rozsypania), a następnie zakryć kalorymetr. Ponownie mierzyć temperaturę w odstępach czasowych opisanych w tabeli 4.

4. Na podstawie uzyskanych wyników sporządzić dwa wykresy i metodą ekstrapolacji wyznaczyć temperaturę końcową dla procesu egzotermicznego wg Rys. 3a dla procesu endotermicznego wg Rys. 4.

5. Powtórzyć procedurę opisaną w pkt 2.1 do 2.4. z odważką soli 2.

6. Na podstawie uzyskanych wyników wpisać zmierzone i obliczone wartości w tabelach 5 i 6.


Tabela 4. Pomiar temperatury wodnych roztworów powstałych w wyniku

rozpuszczania soli.


Czas , s / [s]

Temperatura, T / [oC]

Czas, s / [s]

Temperatura, T / [oC]

Sól 1:

Sól 2:

Woda

Woda

0




0




30




30




60




60




90




90




120




120




Dodanie soli 1

Dodanie soli 2

5




5




10




10




15




15




30




30




45




45




60




60




90




90




120




120




150




150




180




180




240




240




300

.

300

.



Tabela 5. Charakterystyka roztworów soli.


Parametry

Nazwa soli 1:

..................................

Nazwa soli 2:

.........................................

1. Masa soli / [g]







2. Ilość moli soli / [Mol]







3. Masa kalorymetru i wody / [g]







4. Masa kalorymetru / [g]







5. Masa wody / [g]







6. Temperatura początkowa wody, Tp./[oC]

odczytana z wykresu (wartość ekstrapolowana)







7. Temperatura końcowa, Tk. / [oC] odczytana

z wykresu (wartość ekstrapolowana)








Tabela 6. Obliczenie entalpii rozpuszczania soli.

Parametry

Wzór soli 1:


............................

Wzór soli 2:


..........................

1.Zmiana temperatury roztworu, ΔT / [oC]








2.Ciepło utracone przez wodę [J]








3. Ciepło utracone przez sól [J]








4. Całkowita zmiana entalpii [J]

ΔHr = (- zmiana energii wody) + (- zmiana energii soli)







5. ΔHro / [J / mol]

ΔHro = (- ciepło właściwe wody x masa wody x Δ Tw) / liczba moli soli) + (- ciepło właściwe soli x masa soli

x Δ Ts / liczba moli soli)







6.Średnia wartość ΔHro / [J / mol soli]










Metodę wyznaczania ΔT w pomiarze ΔHr (rozpuszczanie) ilustruje Rys. 4.






Rys. 4. Metoda wyznaczania końcowej temperatury w reakcji rozpuszczania

soli w wodzie (reakcja endotermiczna).


Tabela 7. Ciepła właściwe, C, soli.

Sól

Wzór

C [J / g x oC]

Chlorek amonu

NH4Cl

1.57

Azotan (V) amonu

NH4NO3

1.74

Siarczan (VI) amonu

(NH4)2SO4

1.409

Chlorek wapnia

CaCl2

0.657

Węglan sodu

Na2CO3

1.06

Siarczan (VI) sodu

Na2SO4

0.903

Tiosiarczan sodu

Na2S2O3 ∙ 5 H2O

1.45

Bromek potasu

KBr

0.439

Azotan (V) potasu

KNO3

0.95


12. TERMODYNAMIKA

WYZNACZANIE ENTALPII REAKCJI ZOBOJĘTNIANIA
MOCNEJ ZASADY MOCNYMI KWASAMI
I ENTALPII PROCESU ROZPUSZCZANIA SOLI

(schemat formularza do opracowania wyników ćwiczenia)


Data wykonania ćwiczenia:


Imię i nazwisko studenta: GS.:


Imię i nazwisko asystenta:


Zadania do wykonania:


Tabela 1.

Tabela 2.

Tabela 3.

Wykres 1. Zależność temperatury roztworu od czasu dla reakcji zobojętniania mocnej zasady

mocnymi kwasami: T = f(t)


Tabela 4.

Tabela 5.

Tabela 6.


Wykres 2. Zależność temperatury roztworu od czasu dla reakcji rozpuszczania soli: T = f(t)


Obliczenia (przykłady stosowanych obliczeń).


Omówienie wyników i wnioski.


Podpis studenta:


Podpis opiekuna: Data





Dodaj dokument na swoim blogu lub stronie

Powiązany:

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne iconZagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon15 destylacja zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon7 emulsje zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon8 elektroforeza zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon1 adsorpcja zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon4. ekstrakcja zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon5 ekstrakcja zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon6 koloidy zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon2 chromatografia cienkowarstwowa zagadnienia teoretyczne

13 termodynamika zagadnienia teoretyczne icon14 diagram gibbsa zagadnienia teoretyczne

Umieść przycisk na swojej stronie:
Rozprawki


Baza danych jest chroniona prawami autorskimi ©pldocs.org 2014
stosuje się do zarządzania
Rozprawki
Dom