Enthalpitilvækst - Natriumhydrogencarbonat

Side 1

HTX 3. år

Enthalpitilvækst

Øvelse 23

HTX 3. år

Side 2

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 2 af 10

Indholdsfortegnelse

Formål: ............................................................................................................................................................... 3 Teori: .................................................................................................................................................................. 3 Materialeliste: ................................................................................................................................................... 5 Fremgangsmåde: ............................................................................................................................................... 5 Resultater: ......................................................................................................................................................... 6 Efterbehandling: ................................................................................................................................................ 6 Fejlkilder: ......................................................................................................................................................... 10 Konklusion: ...................................................................................................................................................... 10

Side 3

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 3 af 10

Formål:

Formålet med dette forsøg er, at måle den molare enthalpitilvækst (𝛥H) for følgende 3 m reaktioner:

𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3} ( 𝑠) → 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞)
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ( 𝑎𝑞) → 𝑁𝑎_{2} 𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞) + 𝐻_{2} 𝑂 ( 𝑙)
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3} ( 𝑠) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ( 𝑎𝑞) → 𝑁𝑎_{2} 𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞) + 𝐻_{2} 𝑂 (𝑙)

Teori:

Kemisk energi kan defineres, som værende når man går fra en høj energitilstand til en lavere energitilstand.

Ordet system bruges om en givent mængde stof, som man betragter. Et lukket system er et system, hvor der ikke udveksles stoffer med omgivelserne. I vores forsøg betragter vi dog et åbent system som værende lukket. Dette kan vi gøre, fordi forsøget kun strækker sig over en kort tidsperiode ved stuetemperatur. I et lukket system kan stofmængden kun ændre sig, hvis der sker en kemisk reaktion i systemet.

Hvis ”det lukkede” systems temperatur er forskellig fra omgivelsernes, vil der foregå en energitransport i form af varme mellem systemet og omgivelserne. Denne varmetilføjelse betegnes Q;

𝑄 = 𝐶 ∗ Δ𝑇

Hvor C er systemets varmekapacitet og delta T er temperaturændringen.

Den molare energitilvækst i en reaktion kan bestemmes ved brug af følgende formel;

Δ𝐸_{𝑚} =

Δ𝐸

𝑛_{𝑔𝑖𝑣𝑛𝑒𝑡 𝑠𝑡𝑜𝑓}

Den molare energitilvækst er et udtryk for energitilvæksten pr. mol reaktion.

Enthalpitilvæksten kan bestemmes ud fra at vi kender varmtilførelsen;

Δ𝐻 = 𝑄

Side 4

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 4 af 10

Dette gælder dog kun ved konstant tryk og volumen, som det var tilfælde under vores forsøg.

Måden hvorpå man finde sammen til denne sammenhæng er;

Vi har gundformlen, som lyder 𝐻 = 𝐸 + 𝑝 ∗ 𝑉. E er systemet energi, V er dets volumen og p er

trykket. Da energien er en tilstandsfunktion må enthalpi også være en tilstandsfunktion. Vi kan betragte den grundlæggende formel fra tilstand 1 til 2.

Δ𝐻 = 𝐻_{2} − 𝐻_{1} = ( 𝐸_{2} + 𝑝 ∗ 𝑉_{2}) − ( 𝐸_{1} + 𝑝 ∗ 𝑉_{1}) = 𝐸_{2} − 𝐸_{1} + 𝑝 ∗ (𝑉_{2} ∗ 𝑉_{1})

Som det kan ses ovenfor, iagttager vi et forsøg, hvor trykket er det samme og dermed konstant, derfor;

Δ𝐻 = Δ𝐸 + 𝑝 ∗ Δ𝑉

Hvis vi iagttager et forsøg, hvor man bevæger et stempel ud og ind, vil volumen være den eneste variabel. Vi kan dermed nu benytte den første hovedsætning;

Δ𝐸 = 𝐴_{𝑣𝑜𝑙} + 𝑄 = −𝑝 ∗ Δ𝑉 + 𝑄

Dermed bliver formlen for den tilførte varme ved konstant tryk;

𝑄 = Δ𝐸 + 𝑝 ∗ Δ𝑉

Vi kan du sammenligne de to ligninger og se at det er præcis det samme ligningerne lyder på, derfor må følgende altså også gælde;

Δ𝐻 = 𝑄

Hvis det lukkede system modtager varme fra omgivelserne vokser systemets enthalpi, afgives der varme bliver systemets enthalpi mindre. Enthalpiændringen er altså lig med varmeændringen.

Den molare enthalpitilvækst kan bestemmes via følgende formel;

Δ𝐻_{𝑚} =

Δ𝐻

𝑛_{𝑔𝑖𝑣𝑒𝑛𝑡 𝑠𝑡𝑜𝑓}

Der enthalpitilvæksten større end nul, er reaktionen endoterm og er enthalpitilvæksten mindre end nul er reaktionen exoterm.

Side 5

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 5 af 10

Materialeliste:

- Plasticbæger

- Termometer (Pasco)

- Vægt

- Måleglas, 100 mL

- Magnetomrør

- NaHCO (Findelt)

3

- 1,0 M NaHCO

3

- 1,0 M NaOH

Fremgangsmåde:

Der anvendes et plasticbæger som kalorimeter. Forsøgene laves med følgende mængder:

1. 100 mL vand + 4,2 g NaHCO (s)

3

2. 50 mL 1,0 M NaOH + 50 mL 1,0 M NaHCO

3

3. 100 mL 0,50 M NaOH + 4,2 g NaHCO

3

Forsøgsgangen beskrives nærmere nedenfor. Værskerne afmåles med måleglas. Det er vigtigt, at man er omhyggelig med at rense måleglasset og plasticbægeret med vand. Det har også stor betydning, at man er omhyggelig ved aflæsning af termometeret, så man undgår fejlaflæsninger.

Man starter forsøg 1 med at hælde 100 mL vand (stuetemperatur) op i plasticbægeret. Mål

vandets temperatur med 1/10 graders nøjagtighed (temperaturen før reaktionen). Tilsæt 4,2

NaHCO og rør rundt med termometeret til stoffet er opløst.

3

Straks efter måles temperaturen (temperaturen lige efter reaktionen).

Til reaktion nr. 2 hælder man 50 mL 1,0 M NaOH op i plasticbægeret. Hæld 50 mL 1,0 NaHCO op i

3 måleglasset. Mål temperaturen af væskerne i bæger og måleglas. Gennemsnittet af de to temperaturer anvendes som temperaturen før reaktionen. Hæld væsken fra måleglasset ned i reaktionen.

Side 6

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 6 af 10

Til reaktion nr. 3 blander man 50 mL vand og 50 mL 1,0 M NaOH i plasticbægeret. Mål blandingens temperatur, opløs 4,2 g NaHCO

3 og mål temperaturen efter reaktionen.

Resultater:

Til dette forsøg foretog vi målingerne 2 gange, for at kunne sammenligne dem. Jeg har her listet begge forsøgs målinger. Det kan dog også ses, at temperaturforskellen i måling 2 og 3 forsøg 2, ikke ændre sig, derfor har jeg valgt at se bort fra dette forsøg i min efterbehandling.

Forsøg 1 Temp før Temp efter Q Stofmængde Stofmængde 𝛥H

NaHCO NaOH

3 m

1 20,5 °C 18,6 °C 0,79 kJ 0,05 mol ---

15,8 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙

2 20,9 °C 23,4 °C -1,05 kJ 0,05 mol 0,05 mol

−21

𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙

3 21,7 °C 22,6 °C -0,38 kJ 0,05 mol 0,05 mol

−7,6

𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙

Forsøg 2 Temp før Temp efter Q Stofmængde Stofmængde 𝛥H

NaHCO NaOH

3 m

1 | 20,5 °C | 18,6 °C
2 | 21,0 °C | 23,6 °C
3 | 21,3 °C | 23,9 °C

Herunder vil jeg vise, hvordan jeg har beregnet den tilførte varme (Q), stofmængderne for NaOH og NaHCO, samt beregne 𝛥H.

3 m

Efterbehandling:

1. Beregningsgangen i kalorimeterforsøg er gennemgået detaljeret i Kemi 1 (afsnit 10.3).

Antag, at reaktionsblandingen har samme varmekapacitet som 100 g vand, dvs. 0,418 kJ/K.

Side 7

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 7 af 10

Beregn den varme Q (positiv eller negativ), som skal tilføres for at ændre systemets temperatur fra værdien lige efter reaktionen tilbage til begyndelsestemperatur.

Til at bestemme den tilførte varmemængde, benytter jeg følgende formel;

𝑄 = 𝐶 ∗ Δ𝑇

Som eksempel vil jeg indsætte data’en fra forsøg 1;

𝑄 = 0,418 ∗ ( 293,5 + 291,6) 𝐾

𝑘𝐽

𝐾

𝑄 = 0,79 𝑘𝐽

Det er præcis samme formel og fremgangsmåde for bestemmelse af den tilførte eller afgivende varmemængde ved de øvrige reaktioner.

2. Beregn stofmængden af NaHCO

3 og NaOH, som anvendes i forsøgene.

Jeg bestemmer reaktion nr.1’s stofmængde på følgende måde;

𝑛_{(𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3}} = =

) 𝑚 4,2𝑔

𝑀

(22,99 + 1,008 + 12,01 + ( 3 ∗ 16,00))𝑔/ 𝑚𝑜𝑙

𝑛_{(𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3}} = 0,05 𝑚𝑜𝑙

)

Da der ikke forekommer nogen mængde NaOH i denne blanding er stofmængden for denne lig nul.

𝑛_{(𝑁𝑎𝑂𝐻)} = 0 𝑚𝑜𝑙

Dernæst bestemmes stofmængden for reaktion nr. 2;

𝑛 = 𝑐 ∗ 𝑉

𝑛_{(𝑁𝑎𝑂𝐻)} = 1,0 𝑀 ∗ 0,05 𝐿

𝑛_{(𝑁𝑎𝑂𝐻)} = 0,05 𝑚𝑜𝑙

𝑛_{(𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3}} = 1,0 𝑀 ∗ 0,05 𝐿

)

Side 8

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 8 af 10

𝑛_{(𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3}} = 0,05 𝑚𝑜𝑙

)

Til slut bestemmes stofmængden for reaktion nr. 3;

𝑛 = 𝑐 ∗ 𝑉

𝑛_{(}_{𝑁𝑎𝑂𝐻} = 0,5 𝑀 ∗ 0,1 𝐿

)

𝑛_{(𝑁𝑎𝑂𝐻)} = 0,05 𝑚𝑜𝑙

𝑛 =

𝑚

𝑀

𝑛_{(𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3}} =

)

4,2𝑔

(22,99 + 1,008 + 12,01 + ( 3 ∗ 16,00))𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝑛_{(𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3}} = 0,05 𝑚𝑜𝑙

)

3. Hvor mange mol reaktion er der tale om i de tre forsøg? Anvend værdien for Q til at beregne H for de tre reaktioner.

𝛥 m

Alle beregninger af enthalpi i denne rapport beregnes på samme måde, så lad os tage udgangspunkt i forsøg 1’s anden måling;

𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ( 𝑎𝑞) → 𝑁𝑎_{2} 𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞) + 𝐻_{2} 𝑂 ( 𝑙)

Først og fremmest skal vi finde varmetilførelsen ved opvarmning i et bestemt interval. I dette tilfælde fra 20,9 til 23,4 °C. Dernæst skal vi bestemme stofmængden. Begge disse oplysninger har jeg tidligere beregnet mig frem til. De er;

𝑄_{𝑎𝑛𝑑𝑒𝑛 𝑚å𝑙𝑖𝑛𝑔} = −1,05 𝑘𝐽

𝑛_{𝑎𝑛𝑑𝑒𝑛 𝑚å𝑙𝑖𝑛𝑔} = 0,05 𝑚𝑜𝑙

Da både NaHCO og NaOH optræder med en koefficient, er der tale om en reaktion hvor mol

3 reaktionens tallet altså er 0,05 mol.

Derefter kan jeg bestemme den molare enthalpitilvækst;

Δ𝐻_{𝑚} =

Δ𝐻

𝑛_{𝑎𝑛𝑑𝑒𝑛 𝑚å𝑙𝑖𝑛𝑔}

Side 9

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 9 af 10

Da jeg ved, at delta enthalpi er det samme som varmetilførelsen, kan jeg nemt bestem den molare enthalpi;

Δ𝐻_{𝑚} =

( −1,05) 𝑘𝐽

0,05 𝑚𝑜𝑙

Δ𝐻_{𝑚} = −21

𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙

Dermed bliver den molare enthalpi for denne reaktion altså -21 kJ/K

𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ( 𝑎𝑞) → 𝑁𝑎_{2} 𝐶𝑂_{3} ( 𝑎𝑞) + 𝐻_{2} 𝑂 ( 𝑙) Δ𝐻 = −21

𝑚 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙

4. Betragt de tre reaktionsskemaer. Reaktion nr. 3 er ”summen” af reaktion nr. 1. og 2. Beregn summen af H for reaktion nr. 3;

𝛥 m

Ved at ligge den molare enthalpi for reaktion nr. 1 og 2 sammen burde man få den molare enthalpi for reaktion nr. 3. Dette er imidlertidig ikke tilfældet for mig. Jeg får en forholdvis høj afvigelses procent, her vil jeg vise hvordan jeg har beregnet det;

Δ𝐻_{𝑚1} + Δ𝐻_{𝑚2} = Δ𝐻_{𝑚3}

15,8 + ( −21) = −5,2

𝑘𝐽 𝑘𝐽 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙

Sammenlignes dette med den molare enthalpi, som jeg beregnede i opgave c, kan det ses at der forekommer en meget stor afvigelse. I opgave c, beregnede jeg min enthalpi til at være

-7,6 kJ/mol. Afvigelses i procent har jeg beregnet på følgende måde;

𝐴𝑓𝑣𝑖𝑔𝑒𝑙𝑠𝑒 𝑖 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑛𝑡 = ∗ 100

(𝑇𝑒𝑜𝑟𝑒𝑡𝑖𝑠𝑘 − 𝑚å𝑙𝑡)

𝑇𝑒𝑜𝑟𝑒𝑡𝑖𝑠𝑘

𝐴𝑓𝑣𝑖𝑔𝑒𝑙𝑠𝑒 𝑖 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑛𝑡 = ∗ 100

( ( −7,6) − ( −5,2))
(−7,6)

𝐴𝑓𝑣𝑖𝑔𝑒𝑙𝑠𝑒 𝑖 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑛𝑡 = 31,58 %

Side 10

[navn fjernet] , 3A

Øvelse om enthalpi 12/11-2009

Side 10 af 10

Fejlkilder:

Da beregningerne kun gælder for et lukket kredsløb, vil der naturligvis være en vis usikkerhed i forhold til beregningerne, alt andet vil være underligt.

Desuden kræver dette eksperiment enorm stor præcision. Vores måleredskaber er ikke super præcise, dette kan også være en af grundende til, at forsøget har en vis usikkerhed.

Konklusion:

Jeg kan hermed konkludere, at forsøget forløb nogenlunde som forventet. Usikkerheden i beregningerne er forholdsvis stor, men dette er der som jeg beskrev det i afsnittet ”fejlkilder” også gode grunde til.

Formålet med forsøget var, at finde enthalpitilvæksten for 3 reaktioner. Dette har jeg også fået gjort. For at sikre at jeg fik så gode resultater som overhoved muligt, foretog vi 2 målinger og brugte den bedste til at lave beregninger ud fra.

Alt i alt et lærerigt spændende forsøg, hvor jeg har fået en stor viden indenfor enthalpi, som ellers var et ukendt område for mig indtil denne gennemgang på klassen.