Определение теплоты реакции нейтрализации

Лабораторная работа.

Самостоятельная работа студентов.

Типовой тест входного контроля.

Оснащение рабочего места.

Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.

Занятие № 6.

Тема. Химическая термодинамика.

1. Актуальность: знание законов химической термодинамики позволит будущему врачу получить представления об энергетическом балансе человеческого организма, установить специфические особенности преобразования одних видов энергии в другие в процессе жизнедеятельности, получить объективные критерии осуществимости реакций в живых организмах как открытых термодинамических системах.

2. Учебные цели: научиться определять и рассчитывать тепловые эффекты химических реакций, на основе термодинамических характеристик предсказывать направление и предел процессов жизнедеятельности, пользоваться справочной литературой.

Вопросы и упражнения для самоподготовки к занятию.

1. Основные понятия химической термодинамики. Классификация систем и

процессов,примеры.

2. Тепловой эффект процесса. Энтальпия. Экзотермические,

эндотермические процессы. Закон Гесса, следствия из него.

Термохимические расчеты.

3. Энтропия, ее смысл и изменения в различных процессах.

4. Энергия Гиббса, ее смысл, расчет.

4. Вид занятия: лабораторное занятие.

5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

Калориметр, термометр, 2 мерных цилиндра	на группу
6.4. Объекты исследования:
раствор 1н. Н2SO4.	на группу
6.5. Реактивы:
раствор 1н. КОН	На группу

7. Содержание занятия:

1. К какому типу систем относится человек?

1) открытая 2) закрытая 3) изолированная 4) гомогенная

2. Мера хаотичности системы –

1) энтальпия 2) энтропия 3) теплота 4) работа

3. Для экзотермических реакций

1) ∆Н^о › 0 2) ∆Н^о ‹ 0 3) ∆Н^о = ∆S 4) ∆Н^о= 0

4. Реакция возможна, если

1) ∆G^о › 0 2) ∆Н^о › 0 3) ∆S ‹ 0 4) ∆G^о ‹ 0

5. Единица измерения внутренней энергии (U)

1) моль 2) кг 3) Дж 4) г/л.

7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия:

1. Основные понятия химической термодинамики. Классификация систем и

процессов,примеры.

2. Тепловой эффект процесса. Энтальпия. Экзотермические,

эндотермические процессы. Закон Гесса, следствия из него.

Термохимические расчеты.

3. Энтропия, ее смысл, изменения в различных процессах, расчет.

4. Энергия Гиббса, ее смысл, расчет.

2 NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O ∆Н^о_нейтр. =?

Во взвешенный калориметрический стакан налейте

30 мл 1н. раствора щелочи NaOH, измерьте

термометром температуру раствора до реакции t₁.

В другой цилиндр налейте 30 мл 1н. раствора

H₂SO₄. Быстро влейте раствор кислоты в

калориметр к раствору щелочи, осторожно

перемешайте раствор и отметьте самую высокую

температуру раствора t₂. Приняв теплоемкость

раствора С_р = 4,18 Дж/г∙град, стекла С_с = 0,75

Дж/г∙град, зная массы раствора (60г) и

калориметрического стакана, вычислите количество

теплоты, выделившейся в результате реакции (∆Н),

теплоту нейтрализации (∆Н_нейтр.). Определите

абсолютную и относительную ошибки опыта.

Справочная ∆Н_нейтр.= - 57,2 кДж/моль.

Результаты опыта занесите в таблицу.

№	Величина	Обозначение, ед. изм.	Значение
	Масса калориметрического стакана	mc,г
	Начальная температура	t1, ^oC
	Конечная температура	t2, ^oC
	Теплоемкость системы	∑С=Срmp+Ccmc, Дж/г
	Количество выделившейся теплоты	∆Н=-∑С∙(t2- t1), Дж
	Теплота нейтрализации	∆Ннейтр=∆Н/0,03, дЖ/моль
	Абсолютная погрешность опыта	δ=∆Нн.теор-∆Нн..эксп
	Относительная погрешность опыта	∆=│δ: ∆Ннейтр│∙100%

7.4. Контроль усвоения темы занятия.

Дата добавления: 2014-10-31