1.Загальні положення

Метою виконання лабораторного практикуму є практичне закріплення теоретичних знань з відповідної теми робочої програми.

Методичні вказівки складені у відповідності з робочою програмою з дисципліни "Фізична хімія" для студентів усіх форм навчання за напрямами підготовки 6.090801 – “Мікро- та наноелектроніка”, 6.050802 - „Електронні пристрої та системи”.

В методичних вказівках наведено мету і теоретичні основи лабораторних робіт, необхідні для кращого розуміння матеріалу, що вивчається, та порядок виконання роботи.

Після виконання роботи студенти складають звіт установленої форми.

2. Правила безпеки при виконанні лабораторних робіт

1. Не дозволяється виконувати роботу у відсутності викладача. Категорично забороняється робити у лабораторії одному.

2. Виконувати роботи дозволяється після усвідомлення всіх операцій роботи.

3. При виконанні роботи будьте уважними, не відхиляйтеся від теми, не поспішайте. Поспіх і неуважність можуть привести до нещасних випадків.

4. Після виконання роботи не виливайте у раковини залишки кислот, лугів, вогненебезпечних рідин.

5. Перш ніж почати роботу перевірте справність електричної мережі, електровилок і розеток, якими Ви будете користуватися

6. Розчини і сухі реактиви повинні зберігатися у скляному посуді, закриті пробками. На кожній скляній банці повинна бути етикетка з назвою реактиву. Для розчинів повинна бути вказана концентрація.

7. Сухі реактиви брати за допомогою шпателів або ложечок.

8. Забороняється пробувати будь-які хімічні речовини на смак.

9. Виходячи з лабораторії, перевірте, чи виключена вода і електричний струм на робочому місці.

3. Правила пожежної безпеки

1. Починаючи роботу, переконайтесь у наявності у лабораторії засобів пожежегасіння.

2. Гарячий бензин, ефір та інші органічні речовини тушити піском або вогнегасником.

3. Не використовуйте відкритого полум'я.

4. Не кладіть легко запальні речовини в теплому місці, поблизу гарячих батарей, термостатів, муфельних печей.

5. В разі виникнення пожежі засипте вогонь піском або накрийте шерстяним покривалом. Велике полум'я гасіть за допомогою вуглекислотного вуглегасника.

6. Не захаращуйте робоче місце посудом, паперами і матеріалами.

5.Лабораторна робота №1

„Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації”

Мета роботи: Ознайомитися з теоретичними основами термодинаміки. Визначити тепловий ефект реакції нейтралізації

1.Теоретичні основи: Термодинаміка являє собою наукову дисципліну, яка вивчає, в тому числі, енергетичні ефекти, які супроводжують різні фізичні або хі­мічні процеси.

Термодинаміка базується на кількох основних законах, з яких найважливішими є перший і другий закони (принципи) термоди­наміки.

Перший закон термодинаміки є постулатом і являє частковий випадок закону збереження і перетворення енергії у застосуванні до теплових явищ. Існують різні формулювання першого закону термодинаміки:

1.Всі види енергії переходять один у другий у еквівалентних відношеннях;

2.Внутрішня енергія ізольованої системи залишається незмінною(в ізольованій системі сума усіх видів енергії стала);

3.При взаємоперетвореннях енергія не губиться і не утворюється знов.

4.Не можливо створити вічний двигун першого роду.

Математично перший закон термодинаміки можна записати у формі:

q = U – A.

q – кількість теплоти, яку отримала система. Теплота, що підводиться до системи, вважається позитив­ною {ендотермічний процес), а що віддається системою — негатив­ною {екзотермічний процес).

А – робота системи. Згідно з рекомендаціями IUРАС позитивною вважається робо­та, яку виконують зовнішні сили над системою (А > 0). Якщо ро­боту виконує система, то вона вважається негативною (А < 0). За­уважимо, що у більшості підручників з фізичної хімії до цього часу використовується протилежна система знаків (робота системи А > 0, робота над системою А < 0).

U – зміна внутрішньої енергії під якою розуміють повну енергію тіла, як сукупність потенціальної і кінетичної енергії усіх часток, які утворюють це тіло. U - позитивна, якщо внутрішня енергія збільшується і негативна, якщо зменшується.

З цього рівняння випливає, що тепло, яке поглинає система, витрачається на збільшення внутрішньої енергії і виконання системою роботи розширення. Якщо перейти до малих величин, то:

q = dU – A.

Оскільки всі перетворення відбуваються у еквівалентних кількостях, то для теплоти, внутрішньої енергії і роботи використовується одна одиниця – джоуль (Дж).

Частіш за усе А – це робота системи проти сил зовнішнього тиску, або робота розширення. Для ідеального газу(він розглядається як матеріальні точки, що мають певну масу, тобто власний об’єм молекул нескінченно малий у порівнянні із загальним об’ємом газу) робота елементарного процесу A = -pdV, а для кін­цевого процесу:

А = - ,

де: v₁, v₂ початковий і кінцевий об’єм системи. Тоді, згідно першого закону:

q = dU + pdV.

В залежності від умов проведення розрізняють такі види процесів(рис. 2.1).

Рисунок 2.1 - Залежність p-V для різних видів процесів. 1- ізохорний(v=const); 2 – ізобарний(p=const); 3 – ізотермічний(T=const); 4 – адіабатичний.

1.Ізохорний процес(v=const), dV=0, і робота розширення А=0, отже:

q_v = dU, (dU/dT)_v=( q/dT)_v =C . Звідки dU= C *dT, або U = C * T.

C - теплоємність при постійному об’ємі.

Таким чином теплота, яка підведена системі при ізохорному процесі, витрачається на збільшення внутрішньої енергії:

q_v = U₂ – U₁ = U.

2.Ізобарний процес(p=const). Робота розширення 1 моль ідеального газу:

А = - р(V₂ – V₁) = -p V. q_р = U – A = U + p V = (U₂ – U₁) +p(V₂ – V₁)= (U₂ + pV₂) – (U₁ + pV₁) = H₂ - H₁ = H.

Величина H = (U + pV) зветься ентальпією системи, H -зміна ентальпії системи. Таким чином, теплота, яка підведена системі при ізобарному процесі іде на збільшення ентальпії, якщо єдиним видом роботи є робота розширення.

3.Ізотермічний процес(T=const). При ізотермічному процесі для ідеального газу U = 0 і q = – A, тобто все підведене тепло повністю перетворюється на роботу розширення(для 1 моль газу, враховуючи pV=RT):

А = - = - = -RTln =-RTln =RTln .

4.Адіабатичний процес, коли між системою зовнішнім середовищем відсутній обмін тепловою енергією(q = 0). Тоді U = A, або - U = - A; А = C * T = C *(T₂ – Т₁) = (p₂V₂ – p₁V₁)/( - 1), де = C / C відношення ізобарної і ізохорної теплоємностей, для ідеального газу C = C +R. Оскільки тиск і об’єм у вихідному і кінцевому стані пов’язані рівнянням адіабати: і роботу можна розрахувати за рівнянням:

А = .

Теплові ефекти хімічних реакцій. Хімічні реакції супроводжуються виділенням або поглинанням енергії. Найбільша кількість теплоти, яку можливо отримати при перебіганні хімічної реакції зветься тепловим ефектом реакції. Рівняння, яке містить значення теплового ефекту реакції, зветься термохімічним рівнянням, наприклад:

, 821320 кДж.

В термодинаміці теплота q, яка підводиться до системи (реакція перебігає з поглинанням тепла)вважається позитивною(ендотермічний процес) на відміну від термохімії, де ця ж теплота Q вважається негативною. Тому q = -Q. В ізохорному процесі тепловий ефект дорівнює зміні внутрішньої енергії q_v = U, а в ізобарному – зміні ентальпії системи q_р = H.

Для розрахунку теплових ефектів реакцій важливе значення має закон Гесса: Тепловий ефект реакції не залежить від шляху перебігання реакції, а визначається лише вихідним і кінцевим станом системи. В техніці частіше за усе зустрічаються ізобарні процеси, тому, якщо немає вказівок, використовують ізобарні теплові ефекти, для яких q_р = Hр. Із закону Гесса випливає два слідства:

1.Тепловий ефект реакції дорівнює різниці(з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів) між сумою теплот утворення продуктів реакції і сумою теплот утворення вихідних речовин:

H =

2.Тепловий ефект реакції дорівнює різниці(з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів) між сумою теплот згоряння вихідних речовин і сумою теплот згоряння продуктів реакції:

H =

Теплота утворення – тепловий ефект реакції утворення 1 моль складної речовини із елементів(для простих речовин теплота утворення дорівнює 0).

Теплота утворення наведена у таблицях при стандартних умовах - Н⁰₂₉₈: – тиск Р=1.013*10⁵Па(1 атм), Т = 298 К(25⁰С), тому і зміна ентальпії розраховується за стандартних умов. Наприклад, теплота утворення Н₂О визначається для реакції: Н_2(газ) + 1/2О_2(газ) = Н₂О_(рід). Н⁰₂₉₈ = - 285,83кДж/моль. При розрахунках треба враховувати агрегатний стан речовини, що позначається в термохімічних рівняннях за допомогою індексів. Наприклад, термохімічне рівняння:

СаО_(тв) + Н₂О_(рід) = Са(ОН)_2(тв) Н = -63,85 кДж/моль.

Теплота згоряння – тепловий ефект реакції окислення 1 моль речовини в атмосфері чистого Оксигену з утворенням відповідних оксидів.

Тепловий ефект хімічної реакції залежить від температури. Ця залежність підпорядковується рівнянню Кірхгофа: .

2. Експериментальна частина.

Дослід 1. Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації. Дослід виконується на найпростішій колориметричній установці яка складається з скляного стакану ємністю 100 мл, розмішеного у термостаті з пінополістиролу, і термометру, розміщеного у кришці з пінополістиролу. Кришка має отвір для внесення кислоти, закритий гумовою пробкою. Робота виконується у наступній послідовності:

1.Налити у сухий стакан за допомогою піпетки 100 мл 0,1н розчину нітратної кислоти

2.Налити у стакан колориметричної системи 100 мл 0,1н розчину гідроксиду натрію.

3.Закрити колориметричну систему кришкою з термометром і впродовж 5-ти хвилин фіксувати температуру через кожну хвилину.

4 Відкрити гумову пробку, через отвір у кришці калориметричної установки через лійку швидко вилити розчин кислоти у розчин лугу, перемішати. Потім знову закрити отвір пробкою.

5.Знову впродовж 5-ти хвилин фіксувати температуру через кожну хвилину.

6.Побудувати графік зміни температури і визначити максимальне значення різниці температур Т після Т₂ і до Т₁ змішування розчинів.

7.Розібрати установку, вилити розчин, помити і висушити калориметричний стакан.

8. Прийняв питому густину розчину після нейтралізації 1г/см³ і його теплоємність С рівною теплоємності води, розрахувати кількість теплоти, яка виділилася при даній реакції за формулою:

Q= C*m*(T₂ – T₁).

9.По отриманим даним розрахувати теплоту реакції нейтралізації і визначити помилку, враховуючи, що теплота реакції нейтралізації сильної кислоти сильною основою дорівнює 57,1 кДж.