Форма отчета и расчеты. 1.Теплоту химической реакции определить по формуле:

1. Теплоту химической реакции определить по формуле:

=

m ₁, ρ ₁(1, 0155 г/см³); C ₁ – масса, плотность и теплоемкость раствора кислоты;

m ₂, ρ ₂ (1, 0428 г/см³), C ₂ – масса, плотность и теплоемкость раствора щелочи;

Δ T ₁, Δ T ₂ – разность температур при нейтрализации и разведении соответственно;

К – постоянная калориметра (см. часть 1).

Теплоемкости растворов щелочи и кислоты принять приблизительно равными теплоемкости воды (4, 18 Дж/г·К).

2. Полученный тепловой эффект пересчитывают на 1 моль щелочи (Дж/моль). Тепловой эффект пересчитывают на то вещество, которое находится в меньшем количестве.

=

V – объем щелочи, см³;

С – концентрация щелочи, моль/дм³.

Сравнить полученные данные DН с истинным значением теплоты нейтрализации (-56, 0 кДж/моль). Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов: Н⁺(аq) + OH^–(aq) → Н₂О_(ж).

4. Оценить относительную погрешность эксперимента:

=

5. Рассчитать изменение энтропии реакции нейтрализации по имеющимся справочным данным.

	Н2О(ж)	Н+(аq)	ОН–(aq)
, Дж/моль× К	69, 95		–10, 75

=

6. Рассчитать энергию Гиббса реакции нейтрализации. Сделать вывод о соответствии найденной величины самопроизвольному течению реакции нейтрализации.

=

Вывод:

Вопросы к защите лабораторной работы

1. Основные термодинамические понятия и термины. Система, типы систем. Термодинамические параметры. Функции состояния и функции перехода. Термодинамический процесс. Обратимые и необратимые процессы. Равновесные и неравновесные процессы.

2. Понятие о внутренней энергии. Работа и теплота как формы передачи энергии. Первый закон термодинамики.

3. Понятие о теплоемкости. Удельная и молярная, средняя и истинная, изохорная и изобарная теплоемкость. Теплоемкость идеальных газов (формула Майера). Зависимость теплоемкости от температуры.

4. Термохимия. Закон Гесса и следствия из него.

5. Второй закон термодинамики. Основные формулировки и аналитические выражения второго закона термодинамики. Изменение энтропии как критерий возможности протекания самопроизвольных процессов в изолированных системах.

6. Абсолютная энтропия. Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка (третий закон термодинамики).

7. Изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса) и изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца). Условия самопроизвольного протекания процессов и достижения равновесия в закрытых системах. Расчет изменения энергии Гиббса в химических реакциях.

8. Понятие о химическом потенциале. Условия самопроизвольного протекания процессов и достижения равновесия в открытых системах.

9. Закон действующих масс. Константа химического равновесия. Связь между константой, выраженной через равновесные парциальные давления и константой, выраженной через равновесные концентрации (Кр и Кс).

10. Изменение энергии Гиббса при протекании химической реакции. Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа. Смещение химического равновесия.