UNIVERSITETI  POLITEKNIK  I  TIRANËS

FAKULTETI I INXHINIERISË MATEMATIKE  DHE  INXHINIERISË FIZIKE

DEGA : INXHINIERI MATEMATIKE

             

·        Viti  I- A     2014-2015

LËNDA: KIMI INORGANIKE

 

Tema:       Përcaktimi i entalpisë të reaksioneve kimike

PUNOI:  ISMAIL  MEMUSHAJ                          PRANOI: ALBANA   JANO

Tema:    Përcaktimi I entalpisë të reaksioneve kimike

Qëllimi:

Në këtë eksperiment do të studiohen disa reaksione, duke synuar:

Përcaktimin e lidhjes që ekziston midis masës së substancave që marrin pjesë në reaksion dhe sasisë së nxehtësisë të cliruar.

Përcaktimi I entalpisë molare së reaksioneve nëpërmjet kalorimetrisë dhe ligjit të Hesit.

Pajisjet dhe reagentët:

Kalorimetër; termometër ; bekera 100 ml ; cilindër I shkallëzuar 100 ml ; tretësira: NaOH 2.0 M, NH₄Cl_(aq)  2.0 M , HCl_(aq)  2.0 M , dhe  NH₄OH_(aq)  2.0 M.

Pjesa teorike:

Reaksionet kimike shoqërohen me dhënie ose marrje energjie, në formën e nxehtësisë. Kur reaksioni cliron nxehtësi në mjedis, ai është ekzotermik. Anasjelltas, një reaksion qe zhvillohet me thithje nxehtësie është reaksion endotermik. Shkëmbimet e energjisë që ndodhin gjatë zhvillimit të reaksioneve kimike I studion termokimia. Teknika kryesore eksperimentale e termokimise është kalorimetria, e cila bën të mundur matjen e nxehtësisë të cliruar apo të thithur gjatë reaksioneve kimike. Pajisja që përdoret për këtë qëllim quhet kalorimetër. Sasia e nxehtësisë së cliruar nga një reaksion kimik varet nga fakti nëse reaksioni zhvillohet në trysni konstante apo vëllim konstant. Nisur nga kjo edhe kalorimetrat mund të jenë dy llojesh: kalorimetër me trysni konstante dhe kalorimetër me vëllim konstant.

Kalorimetrat me trysni konstante janë pajisje të thjeshta që përdoren për matjen e nxehtësisë që clirohet apo thithet gjatë një reaksioni që zhvillohet në kushtet e trysnisë konstante. Nxehtësia e reaksionit në trysni konstante përbën ndryshimin e entalpisë së reaksionit ΔH_reaks. Për reaksionet ekzotermike ΔH_reaks<0, ndërsa për ato endotermike ΔH_reaks>0. Kalorimetrat e hapur funksionojnë në kushtet e trysnisë konstante dhe matin entalpinë e reaksioneve.Këto kalorimetra përbëhen nga një enë e termoizoluar mirë,e pajisur me një kapak të përshtatshëm të kapur lirshëm dhenë këtë mënyrë ato ndodhen nën trysninë atmosferike. Këto enë janë gjithashtu të pajisura me një termometër që bën të mundur matjen e temperaturës në enë dhe një përzjerës që ndihmon në  i termoizoluar,këmbimi I nxehtësisë me mjedisin është i parëfillshëm.

Nxehtësia e cliruar apo e thithur mund të llogaritet duke përdorur barazimin e mëposhtëm:

                             Q = c * m * Δt    (1)     ,ku c =4.18 J/g °C

Duke njohur vëllimin dhe përqëndrimin e cdo tretësire, mund të gjejmë numrin e moleve për cdo substancë të reaksionit dhe këstu  mund të llogaritim entalpinë e cdo reaksioni në kJ/mol.

Vlerat eksperimentale I krahasojmë me entalpinë e reaksioneve të llogaritura nëpërmjet entalpive standard te formimit, të cilat jepen në tabelën e mëposhtëme:

Substanca	ΔHf° (kJ/mol)
NaOH(aq)	-470
HCl(aq)	-167
NH4Cl(aq	-300
NH3(aq)	-80
NaCl(aq)	-407
H2O(l)	-286

                                   Figurat:

Pjesa eksperimentale dhe Zhvillimi i punës :

Në këtë eksperiment përcaktuam entalpinë e disa reaksioneve duke përdorur metodën kalorimetrike. Reaksionet që morrëm në shqyrtim ishin:

       I.            NaOH_(aq) + HCl_(aq)     ¾>    NaCl_(aq)  + H₂O_(l)                       (a)

    II.            NH₄Cl_(aq) + NaOH_(aq)  ¾>  NH_3(aq) + NaCl_(aq)   + H₂O_(l)      (b)

 III.            NH_3(aq) +  HCl_(aq)   ¾>  NH₄Cl_(aq)                                          (c)

Peshuam kalorimetrin bosh.

·         NaOH_(aq) 2M   dhe  HCl_(aq)  2 M:

1.      Me anë të një cilindri të shkallëzuar matëm 50 ml  NaOH_(aq) 2M dhe e hodhëm në një gotë kimike 100 ml.Matëm dhe regjistruam temperaturën fillestare të tretësirës. Në një gotë tjetër kimike hodhëm  50 ml  HCl_(aq)  2 M. Matëm dhe regjistruam temperaturën e sajë .Si temperaturë fillestare morëm vlerën mesatare të temperaturave të matura.

2.      I shtuam të dyja tretësirat e mësipërme ne kalorimetër dhe regjistruam temperaturën më të lartë, ndërkohë që po e trazonim tretësirën.

3.      Peshuam kalorimetrin së bashku me tretësirat dhe llogaritëm masën e përzjerjes.

4.      Zbrazëm përzjerjen në lavaman, lamë dhe thamë gotat kimike,kalorimetrin dhe termometrin.

·         NH₄Cl_(aq)  2M   dhe   NaOH_(aq)  2M

1.      Me anë të një cilindri të shkallëzuar matëm 50 ml  NH₄Cl_(aq) 2 M dhe e hodhëm në një gotë kimike 100 ml.Matëm dhe regjistruam temperaturën fillestare të tretësirës. Në një gotë tjetër kimike hodhëm  50 ml  NaOH_(aq)  2 M. Matëm dhe regjistruam temperaturën e sajë .Si temperaturë fillestare morëm vlerën mesatare të temperaturave të matura.

2.      I shtuam të dyja tretësirat e mësipërme ne kalorimetër dhe regjistruam temperaturën më të lartë, ndërkohë që po e trazonim tretësirën.

3.      Peshuam kalorimetrin së bashku me tretësirat dhe llogaritëm masën e përzjerjes.

4.      Zbrazëm përzjerjen në lavaman, lamë dhe thamë gotat kimike,kalorimetrin dhe termometrin.

·         HCl_(aq)  2 M  dhe  NH₄OH_(aq)  2 M

1.      Me anë të një cilindri të shkallëzuar matëm 50 ml  HCl_(aq)  2 M  dhe e hodhëm në një gotë kimike 100 ml.Matëm dhe regjistruam temperaturën fillestare të tretësirës. Në një gotë tjetër kimike hodhëm  50 ml  NH₄OH_(aq)  2 M. Matëm dhe regjistruam temperaturën e sajë .Si temperaturë fillestare morëm vlerën mesatare të temperaturave të matura.

2.      I shtuam të dyja tretësirat e mësipërme ne kalorimetër dhe regjistruam temperaturën më të lartë, ndërkohë që po e trazonim tretësirën.

3.      Peshuam kalorimetrin së bashku me tretësirat dhe llogaritëm masën e përzjerjes.

4.      Zbrazëm përzjerjen në lavaman, lamë dhe thamë gotat kimike,kalorimetrin dhe termometrin.

Rezultate dhe diskutime:

1.      Me të dhënat e marra nga eksperimenti plotësijmë tabelën e mëposhtëme:

Masa e kalorimetrit: 155.2 g

Reaksioni	Temp. fillest °C	Temp. prefund °C	Δt °C	Masa e kalorimet + perzierje (g)	Masa e perzierjes (g)
NaOH+HCl	16.5	29.4	12.9	259.2	104
NH4Cl+NaOH	17.9	19.11	1.21	260.7	105.5
NH4Cl+HCl	16.9	28.9	12	254	98.8

2.      Duke zëvendësuar në formulën (1) ndryshimin e temperaturës dhe masën për secilën nga tre përzjerjet, përcaktojmë nxehtësinë e cliruar për cdo reaksion:

·         NaOH+HCl :

Q = c * m * Δt   = 4.18 J/g°C  * 104 g  *  12.9°C  = 5607.8 J

·         NH₄Cl+NaOH:

Q = c * m * Δt   = 4.18 J/g°C  * 105.5 g  *  1.21°C  = 661.48 J

·         NH4Cl+HCl:

Q = c * m * Δt   = 4.18 J/g°C  * 98.8 g  *  12°C  = 4959.8 J

3.      Në të gjithë reaksionet për cdo substancë kemi numër të njëjtë molesh. Bazuar në vëllimin dhe përqëndrimin e tretësirave përcaktojmë numrin e moleve për cdo substancë dhe prej këtej llogarisim ΔH për cdo reaksion në kJ/mol.

n = C_M * V = 2 M * 0.05 l = 0.1 mole    (e njëjtë për cdo substancë)

1 mol => V= 500 ml , për 0.1 mole

·         NaOH+HCl :

ΔH = Q/1mol =5.607 kJ / 0.1 mol =56.07 kJ/mol

·         NH₄Cl+NaOH:

ΔH = Q/1mol =0.6614 kJ / 0.1 mol =6.61 kJ/mol

·         NH4Cl+HCl:

ΔH = Q/1mol =4.959 kJ / 0.1 mol =49.59 kJ/mol

4.      A) Duke përdorur ligjin e Hesit tregojmë se reaksioni (c) mund të përftohet nga reaksionet (a) dhe (b):

B)  Logarisim entalpinë e reaksionit (c) duke përdorur Ligjin e Hesit.

5.      Duke u nisur nga entalpitë e formimit, llogarisim entalpinë e secilit reaksion.

6.      Llogarisim gabimin në (%) për entalpinë e reaksionit të marrë nga eksperimeni.(Entalpia teorike është vlera e fituar duke u nisur nga  ΔH_f^°)

7.      Rezultatet e marra nga llogaritjet I paraqitim në tabelën e mëposhtme:

Reaksioni	Q = c * m * Δt   (J)	ΔHeksp  (kJ/mol)	ΔHllog  (kJ/mol)	Gabimi (%) *100
NaOH+HCl	5607.8	- 56.07	- 56	0.13
NH4Cl+NaOH	661.48	- 6.6	- 3	120
NH4Cl+HCl	4959.8	- 49.59	- 53	6.4

Diskutime: