1. Теплоемкость калориметрической системы можно записать по приближенной формуле:

C_общ=C_{стакана} +C_{термометра} +C_{мешалки} + С_{раствора}.

Теплоемкостью термометра необходимо пренебречь, а теплоемкости остальных частей определить по формуле:

C = C_удm, где m – масса вещества, г , а C_уд- удельная теплоемкость вещества,

При дальнейших расчетах возникают трудности, связанные с тем, что удельная теплоемкость в значительной мере зависит от состава. Теплоемкость дистиллированной воды составляет 4187 Дж/г∙К, но водные растворы неорганических соединений имеют теплоемкость от 2,9 до 3,9 Дж/г∙К. К тому же их теплоемкость зависит от их концентрации и температуры. Аналогично, учитывая, что стекло и сталь (мешалка), могут иметь различную теплоемкость в зависимости от состава (сорта), ниже при расчетах приведены усредненные значения C_уд.

С_{стакана} = С _{уд.стекла}m₁ ; ( )

C_{раствора} = C _{уд. раствора}m_р-ра ; ( )

C_{мешалки} = C _{уд. стали}m_меш.; ( ).

Изменение температуры в ходе реакции определить графически в соответствии с рис.3 на миллиметровой бумаге. На оси абсцисс отложить время в масштабе 1 мин = 1 см, на оси ординат- температуру, выбор масштаба которой зависит от величины . При при После того, как на график нанесены все экспериментальные точки, получается кривая ABCD. Участок АВ называется предварительным периодом, ВС- главным, СD- заключительным. Чтобы определить измерение температуры _, не искаженное теплообменом, происходящим в течение главного периода, продолжить АВ и СD до пересечения с вертикальной прямой EF. Для этого точки mи n, соответствующие начальной и конечной температуре главного периода, нанести на ось ординат. Через середину отрезка mn провести линию КР. Пересечение этой линии с кривой ВС дает точку L, определяющую положение прямой EF. Отрезок EFи будет равен , отрезок mn= . Чем меньше температурный ход в предварительном и заключительном периоде, тем меньше потери теплоты за счет теплообмена и тем ближе и .

Рис. 3

2. Определить число молей кислоты в растворах

где m_к-ты - масса раствора кислоты, - эквивалентная концентрация кислоты (1 моль-экв/л или 2 моль-экв/л), - плотность раствора кислоты(1,01 или 1,02 ).

3. Расчет погрешности эксперимента.

где - экспериментально определенное значение энтальпии реакции; - теоретическое значение энтальпии реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием. Нейтрализация моля эквивалентов любой сильной кислоты любым сильным основанием в разбавленных растворах всегда сопровождается одним и тем же экзотермическим эффектом, равным 55,8 кДж/моль. Этот факт теория электролитической диссоциации объясняет тем, что реакция нейтрализации сводится к образованию молекул воды:

[H⁺+ Cl^-]+[Na⁺+OH^-]=[ Na⁺+ Cl^-]+H₂O, т.е. H⁺+OH^-=H₂O.

Для участников реакции H⁺+OH^-=H₂O соответственно равны 0, -230,02 и -285,83 кДж/моль. По закону Гесса для реакции нейтрализации: -285,83+230,02=-55,8 кДж/моль.

Главным фактором, определяющим точность результата, будет погрешность определения (заведомое пренебрежение теплоемкостью термометра, изменяющейся теплоемкостью раствора в результате реакции и др.), т.к. ошибки взвешивания не превышают сотых долей процента.