Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Методические указания к оформлению и выполнению лаб. работ №6 и №7.
Внимание! Для обеих лабораторных работ требуется принести один лист
миллиметровой бумаги формата А-4.
№6 “Определение энтальпии нейтрализации” (З.Г.Васильева, А.А.Грановская, А.А.Таперова “Лабораторные работы по общей и неорганической химии”, Л.,Химия, 1986г., стр. 50-53).
Известно, что химические реакции обычно сопровождаются проявлением различных энергетических эффектов: теплового светового электрического, механического (расширения) и др. В данной работе нам предстоит ознакомиться с тепловым эффектом реакций. Химические реакции и физико-химические процессы могут протекать с выделением и с поглощением энергии.
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химических реакций в изобарно-изотермических условиях (р,v=const), характеризуется изменением энтальпии системы и называется энтальпией реакции ∆Нр, или тепловым эффектом.
Процессы, при которых теплота выделяется, называют экзотермическими, а те, при которых теплота поглощается – эндотермическими.
Существуют две системы обозначения тепловых эффектов реакций: термохимическая (Q) и термодинамическая (∆Нр). При этом для экзотермических реакций - Q>0, ∆Нр<0; а для эндотермических - Q<0, ∆Нр>0.
Экспериментально энтальпии реакций определяют в специальных приборах – калориметрах, которые могут иметь различную конструкцию. Наиболее простая из них – два стеклянных стакана, свободно вставленных друг в друга (см. рис. на стр. 50). Для большей изоляции от окружающей среды и уменьшения теплообмена внутренний стакан обертывают стекловатой. Этот стакан закрывают крышкой (из пенопласта) с отверстиями для термометра, мешалки и химической воронки.
В данной работе требуется определить тепловой эффект реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием. Так, например, соляной кислоты и гидроксида натрия или азотной кислоты и гидроксида калия.
Как известно, взаимодействие любой сильной кислоты с любым сильным основанием можно представить в молекулярной (а), в ионной форме (б)
(а) HCl(р-р) + NaOH(р-р) → NaCl(р-р) + H2O(ж)
(б) H+(р-р) + Cl-(р-р) + Na(р-р) + OH-(р-р) → Na+(р-р) + Cl-(р-р) + H2O(ж), а также
в сокращенной ионной форме (в): H+(р-р) + OH-(р-р) → H2O(ж), которая показывает, что
независимо от того, какие сильные кислоты и основания были взяты, нейтрализация сводится к образованию воды, причем энтальпия реакции (∆Ннейтр.) всегда будет одна и та же (приблизительно). Поэтому теоретическое значение энтальпии нейтрализации можно рассчитать для уравнения (в), воспользовавшись следствием из закона Гесса:
∆Н0нейтр. = ∆Н0 (H2O(ж)) – (∆Н0H+ + ∆Н0OH-) = - 285,84 – (0 + (-228,62)) = - 57,22 кДж/моль
Отрицательное значение ∆Н0 показывает, что нейтрализация – процесс экзотермический, т.е. идет с выделением теплоты, а следовательно и с повышением температуры в системе кислота-основание. Поэтому, если реакцию нейтрализации проводить в калориметре, то можно зафиксировать скачек температуры ∆t = tнач. – tкон., а далее по формуле q = ∆t∑C (где С - это теплоемкость системы), рассчитать то количество теплоты (q), которое выделится в калориметре при сливании растворов сильной кислоты и сильного основания определенных объемов и концентраций.
Внимание! Следует помнить, что тепловой эффект рассчитывается на 1 моль вещества, а также то, что Q = - ∆Н0 .
Таким образом, значение ∆Н0нейтр., близкое к теоретическому, мы должны получить так же расчетным путем (см. стр. 50-51), но на основании некоторых экспериментальных данных.
В данной работе, как и в любой другой физико-химического плана, следует:
№7 “Скорость химических реакций и химическое равновесие” (З.Г.Васильева, А.А.Грановская, А.А.Таперова “Лабораторные работы по общей и неорганической химии”, Л.,Химия, 1986г., стр. 42-45, оп.1б, оп.2,3,6).
Переход системы из одного состояния в другое, в том числе и химическая реакция, всегда протекает во времени и измеряется скоростью химической реакции. Скорость химической реакции (υ) показывает число химических взаимодействий в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице площади поверхности (для гетерогенных реакций) за единицу времени. Скорость гомогенной реакции измеряется изменением концентрации С реагирующего вещества в единицу времени υ = ± ∆C/∆t.
Известно, что скорость химической реакции может меняться под воздействием ряда факторов, из которых наиболее важными являются концентрации реагирующих веществ и температура.
Зависимость скорости гомогенной реакции от концентраций веществ устанавливает закон действующих масс, согласно которому скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
При повышении температуры обычно скорость химической реакции увеличивается в соответствии с правилом Вант-Гоффа, утверждающим, что при повышении температуры на каждые 100 скорость реакции и ее константа скорости увеличиваются в 2-4 раза. Значительно более точно зависимость константы скорости от температуры описывается уравнением Аррениуса.
Для того чтобы на опыте убедиться в справедливости этих утверждений, следует выбрать такую реакцию, которая, во-первых, протекала бы достаточно медленно, а во-вторых, сопровождалась бы какими-либо видимыми изменениями. В качестве такого объекта для исследований в лабораторных условиях наиболее подходит система тиосульфат натрия - серная кислота (Na2S2O3 + H2SO4).
Тиосульфат натрия устойчив в кристаллическом состоянии и в не слишком кислотных растворах. В кислотных растворах образуется тиосерная кислота:
Na2S2O3 + H2SO4 → H2S2O3 + Na2SO4 или S2O32- + 2H+ → H2S2O3.
Эта стадия реакции протекает быстро, но образующаяся тиосерная кислота неустойчива и самопроизвольно разлагается с образованием свободной серы, диоксида серы и воды:
H2S2O3 → S↓ + SO2 + H2O
Эта реакция проходит сравнительно медленно, за ее прохождением удобно следить по образованию светло-желтой суспензии серы. И хотя данная реакция не является простой, условно мы будем считать ее элементарной.
В первых двух опытах мы должны убедиться, что скорость образования коллоидной серы при изменении концентраций реагентов меняется по линейному закону, а при изменении температуры – по экспоненциальному закону.
В данной лабораторной работе следует:
отметить основной признак, по которому можно судить о скорости реакции;
|
Номер пробирки |
Объем, мл |
Условная концентрация Na2S2O3 |
Время появления серы, (), с |
Скорость реакции, ( υ=1/) |
|
|
Na2S2O3 |
H2O |
||||
|
1 |
1,0 |
2,0 |
1 |
||
|
2 |
2,0 |
1,0 |
2 |
||
|
3 |
3,0 |
- |
3 |
и оставить место, чтобы вклеить график зависимости скорости от концентрации соли, начерченный на миллиметровой бумаге.
Не следует подробно описывать словами, как готовили растворы соли; разбавленная серная кислота берется по 1 мл для всех измерений;
|
Номер опыта |
Объем, мл |
t,С |
Время до помут-нения , с |
Скорость реакции, 1/ |
|
|
Пробирка 1 |
Пробирка 2 |
||||
|
H2SO4 |
Na2S2O3 + H2O |
||||
|
1 |
1 мл |
1 мл соли + 2 мл воды |
|||
|
2 |
1 мл |
1 мл соли + 2 мл воды |
|||
|
3 |
1 мл |
1 мл соли + 2 мл воды |
и оставить место для графика зависимости скорости от температуры;