آزمایش آنتالپی انحلال

تئوری آزمایش :

آنتالپی انحلال برخی از اجسام مانند H₂SO₄   , NaoH , KOH و… که عاملآ انحلا ل آنها در آب با ایجاد گرما همراه است و چون سرعت ایجاد گرما در اثر انحلا ل بیش از سرعت انتقال آن از عواملآ حاصل به محیط خارج است محلول گرم میشود تا آنکه با گذشت زمان به تدریج محلو ل گرما را به خارج منتقل کرده و سرانجام به دمای محیط برسد در مقابل بعضی از اجسام دیگر مانند KI NH₄NO₃   ,   وغیره که عمل انحلا ل آنها در آب با جذب گرما صورت می گیرد واین گرما با مصرف انرژی جنبشی مو لکولهای آب تامین می شود و چون سرعت مصرف گرمایی لازم برای انحلال بیش از سرعت جذب گرما توسط محلول به محیط گرما می باشد محلول سرد می شود .

محلول با گذشت زمان به تدریج نقصان دمای خود نسبت به محیط خارج را با گرفتن گرما از آن جبران کرده و سرانجام به دمای محیط می رسد به این تر تیب ممکن است انحلال بسته به ماهیت جسم حل شده حلال گرمازا یا گرماگیرباشد

اجسامی که هنگام حل شدن در آب ایجاد گرما می کنند فرایند انحلال آنها ایجاد ترکیبی بین آنها و مولکولهای آب است بطورکلی اتصال بین مولکولهای آب وبرخی دیگر از کاتیونها رخ می دهد.

بنابراین انحلال نمکهای یونهای حاصل از تفکیک آنها با مولکولهای آب پیوند شده و به صورت یونهای هیدراته در می آیند که پدیده ای گرمازا است از جمله می توان سولفات مس سفید را نام برد که واکنش انحلال آن در آب به صورت زیر ارائه می شود :

CUSO₄  +  H₂O  →  (CU.4H₂O)²⁺  +  (SO₄.H₂O)^2-                                                                                        

 و برعکس نمکهایی که یو نهای حاصل از تفیک آنها با مولکولهای آب ترکیب نمی شوند انحلالشان در آب گرماگیر است زیرا در این حالت انحلال فقط عبارت است از جدا شدن یونهای مثبت و منفی از یکدیگر و چون انرژی لازم برای انجام این جدایی یعنی انرژی لازم برای مقابله با نیروی جاذبه به انرژی سینتیکی مولکولهای آب تامین می شود سبب می گردد که سرعت حرکت مولکولهای آب نقصان یافته و در نتیجه محلول سرد گردد .

به عنوان مثال می توان به انحلالKI اشاره کرد .انچه به عنوان حرارت انحلآالآ اندازه -گیری می شود حرارتی است که من از به وجود آمدن محلول با محیط خارج مبادله   می گردد

برای انکه سیستم در حال تعادل باشد :

                                                                                                                                           dGα=dGβ

═>(V_α-V_β)Dp=(S_α-S_β)dT  V_αdp-S_αdT = V_βdp - S_βdT          

  dp/dT=(Δs/Δv)→dp/ds=ΔH/TΔv         ,         ds=(dq_rew)/T

اگر ماده بخواهد از فاز مایع به گاز برگردد Δv=(Vg-Vl) واز Vl در مقابل Vg صرفنظر      می کنیم

If  Ideal : Vg = RT/P

dp/dt =ΔH/TVg  →dp/dt=ΔH/(T(RT/P))  →  dp/p= (ΔH/RT²)dt

Ln(p/p₀ )=ΔH/R(1/T-1/T₀)                                                معادله  کلاریوس-کلاپیرن

این معادله وابستگی فشار بخار را با آنتالپی تبخیر ΔH نشان می دهد

 

 

 

 

   

Slop=tanα=ضلع رو به رو /ضلع مجاور =(-ΔH/2.303R)Lnp/p₀

           =-ΔH/R(1/T)+ΔH/RT₀

       →Lnp/p₀=-ΔH/R+ΔS/R

T₀ثابت وT متغیر است پس          

                                             If  p₀=1 → R=0.082  Lit atm/mol k

چون فشار بخار یک ماده را دماهای مختلف اندازه گرفته ایم . تغییرات فشار بخار را بر حسب 1/T رسم می کنیم وشیب خط آنتالپی تبخیر را می دهد.

PV=nRT→  P=(n/V)RT  →  P=CRT

هنگامی که یک جامد در مجاورت مایعی قرار می گیرد که در آن قابل حل است ، ذرات جسم به داخل حلال می روند تا زمانیکه حالت اشباع بیفتد. در اندازه گیریهای حلالیت لازم است که علاوه بر مقدار جسم حل شده طبیعت فاز جامد در حال تعادل با محلول را نیز معین کرد .

حلالیت بستگی زیادی به دما دارد . چنانچه گرما باعث افزایش حلالیت شود واکنش اندوترمیک نامیده می شود . در حالیکه اگر با افزایش دما از حلالیت جسم کاسته شود ، انحلال اگزوترمیک است . در مورد حلالیت می توان وانت هوفرا نوشت:

در یک محلول فوق اشباعی ، تعادل اسید بنزوئیک حل شده با جامد خود چنین نوشته می شود :

C₆H₅COOH   ↔  C₆H₅COO^- + H⁺

با فرض اینکه محلول خیلی رقیق باشد ، طوری که  بتوان غلظت یونها را با فعالیت آنها یکی دانست ،

ثابت حاصل ضرب اسید بنزوئیک از رابطه زیر بدست می آید:

KSP=[C₆H₅COO^-] [H⁺]  = S²

به دست می آید که S قابلیت انحلال اسید بنزوئیک بر حسب مول در لیتر می باشد

حلالیت:

مقدار ماده حل شده در 1000gr  حلال ، که با S نشان می دهند .

با تلفیق معادله

ΔG⁰=-RTLnK⁰     or   ΔG⁰=-RTLnKSP       (2)

در معادله آشنای

ΔG⁰=ΔH⁰ - TΔS⁰                                                          (3)

نتیجه می گیریم :

-RTLnKSP=ΔH⁰ - TΔS⁰                                          (4)

LnKSP=(ΔH⁰/RT)+(ΔS⁰/R)→

LogKSP=(-ΔH/2.303RT)+(ΔS/2.303RT)

مطابق این معادله مشهور به مهادله وانت هوف ، نمودار تغییرات Log KSP در مقابل معکوس دمایی مطلق (1/T) ، خط راستی با شیب (-ΔH⁰/2.303R) و عرض از مبداء (ΔS⁰/2.0303) می باشد که می تواند برای محاسبه آنتالپی و آنتروپی استاندارد انحلال مورد استفاده قرار گیرد.

T بر حسب کلوین ، ΔH گرمای انحلال (آنتالپی حل شدن) بر حسب ژول بر مول و بالاخره R ثابت گازها ومقدار آن مساوی 1.98 کالری بر مول بر درجه کلوین است .

شرح آزمایش:

ابتدا در یک بشر به میزان 200cc از آب مقطر ریخته و روی یک شعله قرار می دهیم تا دمای آن به 90ċ برسد سپس مقدار 1gr از اسید بنزوئیک را داخل بشر ریخته و اجازه می دهیم تا اسید کاملاً در آب حل شود ، سپس شعله را خاموش کرده و در دماهای 80،70،60،50،40و30 درجه مقدار 5cc از محلول اسید بنزوئیک را برداشته ودرون یک بشر کوچک ریخته ودر مقابل معرف فنل فتالئین با سود 0.1M تیتر می کنیم  (قبل از تیتر کردن با استفاده از ترازو وزن 5cc را یادداشت می کنیم .

نکته:

در دماهای پایین بایید اسید بنزوئیک را طوری برداریم که قسمتهای جامد وارد پیپت نشود .

محاسبات:

توضیحات:

α : گرم میزان حلا لیت اسید در 5cc

β : میزان حلالیت اسید در دمای مورد نظر در 200cc

D: گرم حلال

M: جرم 5cc در دمای مورد نظر

M_Wاسید =122

دما   Ċ	80	70	60	50	40
A=از اسید5ccوزن	24.38 بشر 1	23.92 بشر 2	24.47 بشر 1	23.91 بشر 2	24.50 بشر 1
میزان سود مصرفی	2.4	2.2	2.15	2.1	1.8

بشر شماره 2          بشر شماره 1

     19.1                    19.61          وزن

A=وزن محلول- وزن بشر =وزن اسید بنزوئیک

نرمالیته اسید بنزوئیک در 200cc

200*N=(1gr/122)*1000→N=0.041

In  t=80Ċ         N₁V₁=N₂V₂                      A=24.38-19.61=4.77

سود ( N₁=0.1  V₁=2.4cc)                       اسید  (N₂=؟   V₂=5cc)

0.1*2.4=5*N₂                                 N₂=0.048=α

1000cc              0.048

5cc                     x=β=        2.4*10^-4        5ccتعداد مول در

β*40=γ        →   2.4*10^-4  40 =9.610^-3=γ

γ₁*M_W=C

   200CC      گرم اسید در

9.6