Постоянная калориметра в чем измеряется

Часть 1. Определение постоянной калориметра

Последовательность выполнения работы

Постоянная калориметра (К) – количество теплоты, необходимое для изменения температуры всех частей калориметра на 1 0 С (кДж/град.). Ее определяют по известной теплоте растворения хлорида калия.

В качестве калориметрической жидкости используют дистиллированную воду. Стаканчик в изотермической оболочке с 80 см 3 дистиллированной воды устанавливаются в калориметр и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В отверстие крышки вставляют специальную пробирку, с предварительно насыпанной измельченной солью KCI (2 г) с известной теплотой растворения.

Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включаются в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном режиме или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» – elsms2.exe).

Графическим методом определяют изменение температуры при растворении соли и рассчитывают постоянную калориметра. Постоянная калориметра в данном случае равна отклонению величины теплоты растворения теоретической для данного количества соли от экспериментального.

Форма отчета и расчеты

1. Найти значение интегральной теплоты растворения(ΔН_m) (табл. 1), предварительно рассчитав моляльность растворенного вещества (моль/кг) по формуле:

=

M – молярная масса хлорида калия (74,5 г/моль).

Таблица 1 – Интегральные теплоты растворения соли KCl

2. Рассчитать количество теплоты (Q, Дж), поглощенной в процессе растворения хлорида калия по формуле:

=

ΔН_m – интегральная теплота растворения хлорида калия, кДж/моль

3. Определить постоянную калориметра по формуле:

=

С_уд. – теплоемкость раствора (приблизительно равна 4,18 Дж/г·К);

DТ – изменение температуры в процессе растворения.

Часть 2. Определение теплоты нейтрализации

Последовательность выполнения работы

Для определения теплоты нейтрализации щелочи в качестве калориметрической жидкости используют 1 М раствор хлороводородной кислоты. В стаканчик наливают 80 см 3 раствора хлороводородной кислоты, устанавливают его в калориметр, и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В специальное устройство наливают пипеткой 4 см 3 1 М раствора гидроксида натрия и устанавливают его в крышке калориметра.

Модуль «Термостат» соединяют с помощью специального соединительного шнура с центральным контроллером, а контроллер подключают к компьютеру с помощью COM-порта. Контроллер включают в сеть. Работа может быть выполнена с контролером в автономном режиме или с помощью персонального компьютера (программа управления УЛК «Химия» – elsms2.exe).

Графическим методом определяют изменение температуры в ходе реакции. По полученным данным рассчитывают тепловой эффект химической реакции и сравнивают его с теоретическими данными.

Примечание. При проведении нейтрализации к большому объему кислоты при­бавляется небольшой объем щелочи, поэтому объем щелочи значитель­но увеличивается и при расчетах необходимо учитывать теплоту разве­дения щелочи. В данном случае определяют теплоту разведения щело­чи, вливая раствор щелочи (в таком же объеме, как при нейтрализации) в чистую воду, взятую в таком же объеме, как кислота. Для этого в ста­канчик наливают 80 см 3 дистиллированной воды, устанавливают в кало­риметр, вставив его предварительно в изотермическую оболочку, и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчиком температуры. В специальное устройство наливают пипеткой 4 см 3 щелочи и устанавливают его в крышке калориметра.

Выполняют работу, как и в предыдущем случае. По полученным данным рассчитывают тепловой эффект разведения раствора гидроксида натрия.

Форма отчета и расчеты

1. Теплоту химической реакции определить по формуле:

=

V₁, ρ₁(1,0155 г/см 3 ); C₁ – объем, плотность и теплоемкость раствора кислоты;

V₂, ρ₂ (1,0428 г/см 3 ), C₂ – объем, плотность и теплоемкость раствора щелочи;

ΔT₁, ΔT₂ – разность температур при нейтрализации и разведении соответственно;

К – постоянная калориметра (см. часть 1).

Теплоемкости растворов щелочи и кислоты принять приблизительно равными теплоемкости воды (4,18 Дж/г·К).

2. Полученный тепловой эффект пересчитывают на 1 моль щелочи (Дж/моль). Тепловой эффект пересчитывают на то вещество, которое находится в меньшем количестве.

=

V – объем щелочи, см 3 ;

Сравнить полученные данные DН с истинным значением теплоты нейтрализации (-56,0 кДж/моль). Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов: Н + (аq) + OH – (aq) → Н₂О_(ж).

4. Оценить относительную погрешность эксперимента:

=

5. Рассчитать изменение энтропии реакции нейтрализации по имеющимся справочным данным.

Н2О(ж)	Н + (аq)	ОН – (aq)
, Дж/моль×К	69,95	0	–10,75

=

6. Рассчитать энергию Гиббса реакции нейтрализации. Сделать вывод о соответствии найденной величины самопроизвольному течению реакции нейтрализации.

=

Вывод:

Теоретические вопросы

1. Основные понятия термодинамики (термодинамические системы и их классификация, параметры состояния системы, независимые параметры и функции; функции состояния и функции перехода, термодинамические процессы).

2. Постулат о существовании температуры (нулевой закон термодинамики.) Внутренняя энергия системы, теплота, работа.

3. Первый закон термодинамики. Основные формулировки и аналитическое выражение. Энтальпия.

4. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и следствия из него.

5. Теплоемкость, средняя и истинная теплоемкость. Соотношения между С_Р и С_V.

6. Второй закон термодинамики. Основные формулировки и аналитические выражения. Обоснование существования энтропии как функции состояния системы. Фундаментальное уравнение Гиббса.

7. Третий закон термодинамики, постулат Планка. Абсолютные энтропии. Вычисление изменения энтропии в химических реакциях.

8. Понятие о термодинамических потенциалах. Изменения энергии Гельмгольца и энергии Гиббса как термодинамические критерии равновесия и направленности процессов.

9. Химический потенциал, его определение через характеристические функции.

Задачи

1. Процесс совместной термической обработки сульфата железа и серного колчедана может быть выражен суммарным уравнением:

Используя термодинамические данные и , оцените возможность протекания данной реакции в прямом направлении в стандартных условиях.

2. Простейшим способом очистки отходящих газов от аммиака являются его адсорбция водой. Иногда водную очистку дополняют доочисткой раствором серной кислоты с получением сульфата аммония: 2NH₃(г) + H₂SO₄(ж) = (NH₄)₂SO₄(кр). Используя термодинамические данные и , докажите, что данный процесс необратим.

3. Во влажном воздухе возможно протекание реакций:

что является причиной выпадения кислотных дождей. Рассчитайте значение изобарно-изотермического потенциала реакций 1 и 2, используя значения и участников реакций. Какая из реакций термодинамически более предпочтительна?

Занятие 2 «Химическая кинетика и катализ» (4 часа)

Лабораторная работа

Последнее изменение этой страницы: 2019-10-04; Просмотров: 230; Нарушение авторского права страницы

Источник

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ КАЛОРИМЕТРА

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Методические указания по выполнению лабораторных работ

Издательство

Иркутского государственного технического университета

Представлено описание лабораторных работ по основным разделам химиче­ской термодинамики: химическому равновесию, растворам, давлению насы­щенного пара жидкостей и физико-химическому анализу. Изложены цели, порядок выполнения работы, а также её теоретическое обоснование.

Предназначены для студентов химико-металлургического факультета.

Библиогр. 7 назв. Ил. 13. Табл. 13

Рецензент: д-р хим. наук, профессор кафедры химии Волков А.Н.

Перед выполнением работ студенты обязаны ознакомиться с их теоретическими основами. Отчет по лабораторной работе должен содержать теоретические основы работы, описание установки, экспериментальную и расчетную части и выводы. Все графики в отчете представляются на миллиметровой бумаге.

ТЕРМОХИМИЯ

Теоретическое введение

Термохимией называется раздел химической термодинамики, занимающийся изучением тепловых эффектов химических реакций и различных физико-химических процессов.

Основным законом термохимии является закон Гесса, вытекающий из первого начала термодинамики. Закон Гесса читается: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути проведения реакции, а определяется родом веществ и начальным и конечным состоянием этих веществ.

Тепловой эффект равен количеству теплоты, которая выделяется или поглощается в результате протекания химической реакции или физико-химического процесса при соблюдении следующих условий:

¶ давление или объем постоянные (Р = const, V = const);

¶ температура постоянная (Т = const);

¶ совершается только работа расширения (PΔV).

Знание тепловых эффектов необходимо для составления тепловых балансов при разработке технологических процессов в химической, пищевой, металлургической и других отраслях промышленности. Если химическая реакция или процесс проводится при постоянном объеме, тепловой эффект равен изменению внутренней энергии системы ( ). Многие технологические процессы протекают при постоянном давлении; в этом случае тепловой эффект равен изменению энтальпии системы ( ).

Если теплота в результате реакции или процесса выделяется, то тепловой эффект имеет отрицательное значение (ΔU

,

где С_УД и С_М – удельная и молярная теплоемкости; М – молярная масса растворенного вещества г/моль.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ КАЛОРИМЕТРА

Цель работы: ознакомление с методикой определения константы калориметра по понижению температуры раствора при растворении хлоридов калия или аммония в воде.

Источник

Практикум по модулю «Химия»

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение

Уральский федеральный университет им. первого Президента России

Институт естественных наук

Кафедра физической химии

практикум по модулю «Химия»

(специальность «Нанотехнология и микросистемная техника»)

ЧАСТЬ 1. Термохимия.

Екатеринбург 2011 г

Оглавление.

1.1. Краткая теория. 3

1.2 Экспериментальная часть. 6

1.2.2. Определение постоянной калориметра. 10

1.3. Лабораторная работа 1. Определение теплоты растворения металлического магния Mg в растворе соляной кислоты HCl. 12

Справочная информация. 19

1. Термохимия.

1.1. Краткая теория.

В процессе химических превращений происходит изменение энергии системы, обусловленное тем, что значения внутренней энергии продуктов и исходных реагентов различны. В результате реакции выделяется или поглощается тепло и совершается работа. Раздел термодинамики, экспериментально изучающий тепловые эффекты в ходе химических реакций, называется термохимией.

В соответствии с первым законом термодинамики изменение внутренней энергии термодинамической системы запишется

. (1.1)

Здесь — выделяемая (поглощаемая) теплота — механическая работа расширения; — все другие виды работ; знак ± указывает, что выбор знака работы (исключая механическую) условен и берется по договоренности.

Если реакция протекает при постоянном объеме и при этом не совершается механической, электрической и других видов работы, то при Т = const можно записать:

(1.2)

Если реакция протекает при постоянном давлении и совершается только работа расширения, а все другие виды работ отсутствуют, то изменение энтальпии в ходе реакции будет равна теплоте:

. (1.3)

Смысл соотношений (1.2) и (1.3) состоит в том, что теплота реакции, поглощаемая (выделяемая) при постоянном объеме или давлении, становится термодинамической функцией состояния, и поэтому не зависит от пути процесса. Данная закономерность была открыта Г. Гессом и носит его имя. Закон Гесса гласит: тепловые эффекты химических реакций, проводимых в условиях V=const, либо P=const, не зависят от пути процесса и определяются только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Из закона Гесса вытекает очень важное для химии следствие: энтальпия (теплота) реакции равна сумме энтальпий (теплот) образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий (теплот) образования исходных веществ :

, (1.4)

Поскольку энтальпия является функцией состояния, то нет необходимости знать (табулировать) значения теплот всех возможных реакций; достаточно иметь сведения об энтальпиях лишь минимума реакций, из которых можно получить все остальные. Подобный минимум представляет собой стандартные энтальпии образования соединений из простых веществ и/или сгорания соединений. Эти величины табулируются в различных термодинамических справочниках.

Стандартная энтальпия образования — теплота, выделяемая (поглощаемая) при образовании 1 моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в стандартных состояниях.

Стандартная энтальпия сгорания (сг) — теплота, поглощаемая (выделяемая) при полном сгорании 1 моля вещества в атмосфере кислорода при 1 атм (продуктами реакции сгорания обычно являются СО2, Н2О(ж), N2 и др.).

Стандартная энтальпия реакции (р) — теплота, поглощаемая (выделяемая) в стандартных условиях при взаимодействии определенного числа молей реагентов, задаваемого уравнением реакции. Кроме теплот реакций термохимия занимается изучением теплот различных процессов, например, фазовых переходов, растворения и т. п.

Теплота растворения твердого кристаллического вещества в жидком растворителе определяется в основном суммой двух величин: теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты сольватации ионов (атомов или молекул) растворяемого вещества молекулами растворителя. Алгебраическая сумма тепловых эффектов этих двух процессов дает теплоту (изменение энтальпии) процесса растворения соли. Значения теплот растворения зависят от концентрации соли в растворе и от того были ли смешиваемые компоненты в начале взяты в чистом виде. Теплота, сопровождающая процесс изотермического растворения одного моля вещества в таком количестве растворителя, чтобы образовался раствор с определенной концентрацией, называется интегральной теплотой растворения . Интегральная теплота растворения зависит от концентрации полученного раствора, поэтому для данного вещества можно получить ряд значений , относящихся к определенным концентрациям, например, долевым , …=n2/(n1+n2) (см. рис.1.1). Значение называют первой интегральной теплотой растворения; она равна тепловому эффекту при растворении одного моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя.

Рис.1.1. Зависимость интегральной теплоты растворения от концентрации раствора.

Теплота растворения моля вещества (условно принятого вторым компонентом) в бесконечно большом количестве раствора некоторой постоянной концентрации называется дифференциальной или парциальной теплотой растворения . Этому определению соответствует соотношение:

(1.5)

Аналогичная величина для растворителя (первого компонента) – теплота растворения моля растворителя в большом количестве раствора постоянной концентрации называют дифференциальной или парциальной теплотой разбавления .

(1.6)

Интегральная теплота растворения может быть получена из дифференциальных (парциальных) теплот:

(1.7)

1.2 Экспериментальная часть.

1.2.1. Аппаратура

Значения тепловых эффектов (энтальпий) различных химических и фазовых превращений определяют обычно путем прямых измерений в калориметрах. Различают два основных типа калориметров: изотермические и неизотермические. К первому типу относятся калориметры, в которых во время опыта температура не меняется, например, при определении теплоты фазового перехода первого рода: плавление, сублимация и испарение. В этих калориметрах во время опыта температура не меняется, так как вся теплота, сообщаемая калориметру, идет на изменение агрегатного состояния вещества, которое является в этом случае главной частью калориметрической системы.

Калориметры второго типа характеризуются изменением температуры во время опыта, причем часть теплоты, подлежащей измерению, расходуется на теплообмен с окружающей средой. Теплообмен искажает истинные результаты опыта. Он должен быть учтен, либо устранен. В соответствии с этим различают калориметры:

a) адиабатические, в которых температура оболочки поддерживается равной температуре калориметра, что исключает теплообмен с окружающей средой;

c) калориметры с изотермической оболочкой, позволяющие точно учитывать поправку на теплообмен.

В настоящем лабораторном практикуме используют калориметр последнего типа, так называемый калориметр Нернста (рис.1.2). Этот вариант калориметра, несмотря на простоту устройства, позволяет получать при аккуратной работе хорошо воспроизводимые результаты.

Калориметр состоит из двух основных частей: калориметрической системы и оболочки. Калориметрической системой называется совокупность тех частей калориметра, между которыми должна распределяться вся теплота, подлежащая измерению. В описываемом ниже калориметре калориметрическая система включает: калориметрическую жидкость (например, воду, раствор кислоты или соли); калориметрический стакан, мешалку, термометр и другие приборы, помещенные в калориметрическую жидкость.

Калориметрический стакан (1) помещен в термоизоляционный корпус (2), представляющий адиабатическую оболочку. Для уменьшения потерь теплоты термоизоляционный корпус (2) закрывают крышкой из теплоизолирующего материала (3), в которую через отверстия вставлены мешалка (4), термометр сопротивления (5), пробирка с исследуемым веществом и нагреваМешалка необходима для быстрого приведения всех частей калориметра в тепловое равновесие.

Рис.1.2. Калориметрическая установка

Уравнение теплового баланса калориметрического опыта можно записать в соответствие с ур.(1.3) в виде:

, (1.8)

Следовательно, калориметрический опыт сводится к измерению двух величин: DT и постоянной калориметра .

Сопротивление терморезистора Rt измеряют с помощью моста постоянного тока, принципиальная схема которого приведена на рис.1.3.

Рис.1.3. Принципиальная электрическая схема измерения сопротивления терморезистора Rt.

Компенсация сопротивления терморезистора (вольтметр V показывает отсутствие сигнала) достигается при условии , с помощью переменного сопротивления Rпер. Сигнал измеряемый вольтметром пропорционален изменению термосопротивления , которое, в свою очередь пропорционально DТ. Следовательно, DR (или DU) представляет собой изменение температуры, измеренное в условных единицах, т. е. . Зависимость автоматически выводится на компьютер, который пересчитывает в и выводит на экран график .

1.2.2. Определение постоянной калориметра.

Постоянную калориметра можно оценить как сумму теплоемкостей составных частей, участвующих в теплообмене:

(1.9)

Поскольку и точно учесть практически невозможно, постоянную калориметра определяют экспериментально. Для этого к системе подводят точно известное количество теплоты и измеряют соответствующее повышение температуры калориметра. Источником теплоты может служить процесс с известным тепловым эффектом, например, растворение хлорида калия или электрический ток, пропускаемый через нагреварис.1.2).

По первому способу тепловую постоянную калориметра определяют по известному значению энтальпии DHKCl растворения хлорида калия KCl. Для учета теплообмена и определения истинного изменения температуры весь калориметрический опыт делится на три периода (см. рис.1.4): начальный период (выход калориметрической системы на стационарный режим); главный период (протекание изучаемого процесса); заключительный период (выход калориметрической системы на стационарный режим после скачка температуры в главном периоде).

Истинное изменение температуры DT во время калориметрического опыта (с учетом поправки на теплообмен) определяют графически следующим образом (см. рис.1.4). Если в предварительном и заключительном периодах установился стационарный теплообмен, то на графике каждому из этих периодов отвечает прямая линия, наклон которой по отношению к оси абсцисс зависит от скорости теплообмена. Для нахождения изменения температуры во время главного периода в калориметрическом опыте точки а (начало) и в (конец главного периода) проектируют на ось ординат, находят середину отрезка ас и проводят линию kp параллельно оси абсцисс. Через точку р проводят вертикаль. Экстраполируют линейные участки (пунктирные линии на графике) до пересечения с вертикалью в точках e и f, Отрезок ef соответствует изменению температуры в калориметрическом опыте.

Рис.1.4. Изменение температуры во время калориметрического опыта.

Из рис.1.4 видно, что точность определения DТ зависит от продолжительности главного периода. Поэтому для получения удовлетворительных результатов на калориметрах данного типа время главного периода не должно превышать 2-4 мин.

По известным значениям навески хлорида калия gKCl и мольной интегральной теплоты растворения DHtKCl определяют тепловую постоянную калориметра .

(1.10)

Для повышения точности, определение производят повторно: вводят новую навеску соли в тот же раствор или проводят опыт с новой порцией воды.

Второй способ определения тепловой постоянной калориметра заключается в том, что в калориметрическую систему вводят точно известное количество теплоты путем пропускания электрического тока через нагревасм. рис.1.2). В цепь нагревателя включен источник питания, амперметр для измерения силы тока I, параллельно включен вольтметр для измерения напряжения U на зажимах нагревателя. Постоянную калориметра рассчитывают из соотношения:

, (1.11)

В настоящей работе постоянная калориметра cK определяется по энтальпии растворения хлорида калия.

1.3. Лабораторная работа 1. Определение теплоты растворения металлического магния Mg в растворе соляной кислоты HCl.

Цель работы: Определение теплоты растворения металлического магния Mg в растворе соляной кислоты HCl.

Приборы и реактивы

1. Калориметрическая система (модули «Термостат» и «Универсальный контроллер» учебно-лабораторного комплекса «Химия»),

2. Mg металлический g@0.025г.,

4. Раствор HCl 1 N 100мл.

1. Включить контроллер и запустить программу управления – elsms2.exe.

2. В появившемся окне инициализации («Добро пожаловать в УЛК») необходимо выбрать вариант работы – «Работа с контроллером» (см. рис. 1.5.) и войти в программу управления путём нажатия кнопки «Вход».

Рис.1.3. Окно инициализации программы управления.

3. Далее попадаем в окно управления программой. Включаем термодатчик (1-й или 2-й измерительный каналы) и активируем контроллер.

4. При проведении эксперимента измеряется температура, поэтому нужно установить в соответствующем окне интервал измерений и число измерений (см. рис. 1.6).

Рис.1.6. Окно параметров эксперимента.

5. Так как измерение проводится при перемешивании, необходимо установить интенсивность перемешивания (рекомендуется – 3) и включить мешалку кнопкой «Мешалка»

6. В ходе проведения работы необходимо провести два опыта, поэтому для каждого эксперимента необходимо указывать, например, массу навески (тогда в правом верхнем углу графика будет указана масса навески). Для этого в группе элементов «Дополнительный параметр» необходимо выбрать пункт «Общий» и в поле «Значение» указать массу навески. Размерность указывается поле «Размерность».

7. Определение постоянной калориметра. Для этого стакан, в который налито 70-100 мл 1 N раствора соляной кислоты, установить в калориметр и закрыть крышкой с укреплённым в ней датчиком температуры. В отверстие крышки вставить специальную пробирку, в которую предварительно насыпано 1 г измельчённой соли KCl. Измерение начинают включением кнопки «Измерение» (см. рис. 1.6). При этом появится окно состояния измерения – «Обмен данными с контроллером» рис. 1.7.

8. Предварительный период опыта сводится к выходу калориметрической системы на стационарный режим. По истечении 1-2 мин равномерного хода температуры засыпают взвешенную соль KCl в калориметр.

Рис.1.7. Окно «Обмен данными с контроллером»

9. Главный период. Растворение соли сопровождается скачкообразным изменением температуры.

10. Заключительный период. После полного растворения соли необходимо дождаться установления плавного и равномерного хода температуры в течение 3-5 мин и остановить измерение путём нажатия кнопки «СТОП» (см. рис. 1.7). При этом экспериментальные данные автоматически запоминаются и установка переходит в режим управления.

11. Для проведения дальнейших измерений необходимо взвесить в пробирке около 0.025 г металлического магния. Укрепить пробирку с магнием в крышке калориметра.

12. Нажать кнопку «Текущее состояние» и выполнить работу согласно пунктов 4-10.

13. Обработка результатов эксперимента. После проведения всех экспериментов получены первичные данные зависимости температуры от времени, хранящиеся в памяти. Для построения графиков необходимо перейти на экран «Графики» (см. рис. 1.8, 1.9). Добавление графика осуществляется нажатием кнопки [«Зелёный плюс»]. В специальном окне, в котором определяется соответствие между координатами графика и данными, полученными на измерительных каналах, необходимо выбрать для оси абсцисс (X) «Время», а для оси ординат (Y) – требуемый канал (в нашем случае – «1. Термодатчик»).

Рис.1.8. Окно выбора соответствия между координатами графика и данными.

Рис.1.9. Окно «Графики»

Остальные графики строятся аналогично. В дальнейшем переключение между графиками осуществляется клавишами « » в правой части управляющей палитры. Там же отображается и номер эксперимента. Величина навески отображается в правом верхнем углу графика.

14. Необходимые линии для определения ΔT проводят следующим образом. Нажать кнопку «Прямая линия», подвести курсор к соответствующей точке графика и, нажав один раз левую клавишу мышки, установить начальную точку прямой (см. рис. 1.10), затем провести прямую по точкам. Зафиксировать линию нужно повторным нажатием кнопки (для отмены – нажать правой клавишей мыши). Для измерения ΔT, вначале убираем «галочку» в поле «Измерения на суммарный график», а затем проводим вертикальную линию до пересечения с линиями предварительного и заключительного периодов. Для этого нажимаем кнопку «Линейка», устанавливаем курсор на одной из линий и проводим вертикальную прямую. В секторе «Результат» «dY» появится значение ΔT.

Рис.1.10. Окно «Графики» при измерении температурного скачка

Примечание: Изменить масштаб графика можно с помощью кнопок, расположенных в левом верхнем углу окна. Проведённые линии можно убрать, используя соответствующие режимы. В режиме «Прямая линия» подвести курсор к линии и нажать правую кнопку мыши.

15. Полученные графики могут быть распечатаны на принтере с сохранением выбранного масштаба и элементов оформления. Для этого необходимо перейти в окно «Отчёт» и выбрать требуемые для печати графики, рис. 1.11.

16. Используя измеренные величины температурных скачков ΔT, рассчитать постоянную калориметра и мольную теплоту растворения магния по ур. (1.10). Полученный результат необходимо сравнить со справочным значением и оценить относительную погрешность измерения.

Результаты лабораторной работы необходимо оформить в виде отчёта в формате Microsoft Word и распечатать. Отчёт должен содержать краткое изложение теоретических основ, хода работы и полученных результатов.

Справочная информация.

Интегральная теплота растворения KCl при 25 С.

Источник