- •Введение
- •Правила работы в химической лаборатории
- •Реактивы и правила обращения с реактивами
- •Реактивы общего пользования, в том числе реактивы, хранящиеся в вытяжном шкафу, не следует уносить к себе на рабочее место.
- •Меры предосторожности при работе в лаборатории
- •Оказание первой помощи
- •Лабораторный журнал и оформление лабораторных работ
- •Газовые законы и расчет молярных масс газообразных веществ
- •1. Уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака
- •5. Закон Дальтона (закон парциальных давлений).
- •Парциальное давление водяного пара в зависимости от температуры воздуха
- •II способ расчета:
- •Лабораторная работа №2 способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •Раствор – гомогенная система состоящая из двух или нескольких компонентов. Чаще раствор состоит из двух компонентов растворителя и растворенного вещества.
- •Правило смешивания (правило «креста»)
- •Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 3 определение энтальпии реакции нейтрализации
- •Результаты опыта
- •Значение термодинамических функций
- •Лабораторная работа №4 химическая кинетика
- •Закон действующих масс может быть записан
- •Закон действующих масс имеет вид
- •Лабораторная работа №5 химическое равновесие
- •Красный
- •Б/цв. Желтый синий
- •Лабораторная работа №6 определение молекулярной массы растворенного вещества методом криоскопии. (Глинка н.Л.,2000, 7.1-7.2, Коровин н.В.,2000, §8.1 )
- •Теоретические сведения
- •Возможные виды криоскопических кривых
- •Лабораторная работа №7 коллоидные растворы
- •Выполнение работы:
- •3.1 Приготовление золя берлинской лазури при избытке FeCl3
- •3.2 Приготовление золя берлинской лазури при избытке k4[Fe(cn)6]
- •3.3 Определение знака заряда частиц золя
- •Лабораторная работа №8 свойства растворов электролитов
- •Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты
- •Слабые электролиты
- •Ионные реакции в растворе
- •Правила составления ионных уравнений реакций
- •Порядок составления ионных уравнений реакции
- •Условия необратимости реакций ионного обмена –
- •PH раствора
- •Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора
- •Гидролиз солей.
- •Отсутствие гидролиза в растворах.
- •Экспериментальная часть
- •2А) Получение осадков соли.
- •2Б) Получение амфотерного гидроксида и исследование его свойств.
- •Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
- •Лабораторная работа №9 определение общей жесткости воды методом комплексонометрического титрования
- •Теоретические сведения.
- •Лабораторная работа №10 окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Расчет степени окисления
- •Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Экспериментальная часть
- •Электрохимические процессы. Гальванический элемент
- •Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа №12 коррозия металлов
- •Теоретические сведения
- •Экспериментальная часть
- •Турнбулева синь
- •Зависимость скорости коррозии железа от рН среды.
- •Лабораторная работа №13 электролиз водных растворов электролитов
- •Лабораторная работа №14 свинцовый аккумулятор
- •Зарядка:
- •Разрядка:
- •Суммарная реакция в аккумуляторе:
- •Лабораторная работа №15 исследование состава и некоторых свойств портландцемента.
- •Молекулярные массы неорганических соединений
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
Экспериментальная часть
Опыт №1. Приготовление раствора заданной концентрации.
Задание: из сухой соли и дистиллированной воды приготовить, согласно варианту (см.табл.) раствор заданной концентрации. Рассчитать массу сухой соли и объем воды, необходимые для приготовления заданного раствора.
-
№ п.п
Опыт №1
Опыт №2
1
2
3
4
5
6
50 г 5% р-ра CuSO4
55 г 4% р-ра K2Cr2O7
53 г 4,5% р-ра Na2CO3
52 г 5% р-ра K2CrO4
54 г 3,5% р-ра Na2SO4
57 г 5,5% р-ра CuSO4
60 г 3% р-ра CuSO4
65 г 3% р-ра K2Cr2O7
60 г 2,5% р-ра Na2CO3
61 г 3% р-ра K2CrO4
55 г 2,5% р-ра Na2SO4
60 г 3,5% р-ра CuSO4
Ход работы:
-
Сделать расчет.
-
Технология приготовления заданной %-ой концентрации раствора.
-
На технических весах взвесить рассчитанную массу соли и перенести ее в коническую колбу.
-
Цилиндром отмерить рассчитанный объем дистиллированной воды и перенести в ту же колбу.
-
Содержимое колбы перемешать до полного растворения соли.
Измерить плотность полученного раствора ареометром.
Зарисовать коническую колбу, цилиндр, ареометр.
Опыт №2.
Задание: Из раствора, полученного в опыте №1 и дистиллированной воды приготовить раствор заданной концентрации (см.таблицу), используя правило «креста». Рассчитать объем раствора и объем воды, которые необходимо смешать, для получения раствора. Измерить плотность приготовленного раствора ареометром.
Домашнее задание:
Рассчитать все виды концентрации: См, Сm, Сн, Nр.в-ва и Nр-ля. Данные взять из опыта №1и 2.
Лабораторная работа № 3 определение энтальпии реакции нейтрализации
(Глинка Н.Л.,2000, 6.1, Коровин Н.В., 2000, §§ 5.1 – 5.4)
Цель занятия: выполнить калориметрические измерения и термодинамические расчеты, связанные с энергетикой химических процессов.
Теоретические сведения
Химический процесс, фазовые превращения сопровождаются энергетическими изменениями. Законы взаимного превращения различных видов энергии, а также состояние химического равновесия и зависимость его от различных факторов изучает наука – химическая термодинамика.
Химическая термодинамика базируется на законах.
I закон термодинамики: Теплота, сообщенная системе расходуется на изменение внутренней энергии U и работы расширения или сжатия системы А.
Q = U + A, A = p V
Q = U + p V
Внутренняя энергия U – это функция состояния системы, включающая энергию движения атомов и молекул, электронов и ядер в атомах, внутриядерную энергию, энергию межмолекулярного взаимодействия и другие виды энергий, за исключением кинетической и потенциальной энергии системы, как целого.
Абсолютную величину запаса внутренней энергии химической системы измерить невозможно. Определяют изменение внутренней энергии системы при переходе её из начального в конечное состояние (из исходных веществ в продукты реакции)
U = Uк – Uн
Если процесс идёт с поглощением тепла, внутренняя энергия возрастает, если с выделением, то уменьшается.
В изобарном процессе (p = const), U + pV = H – функция состояния, называемая энтальпия(теплосодержание). Qp = H
В изохорном процессе (V = const) QV = U.
Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты называется термохимией.
Тепловым эффектом реакции Q называется количество тепла, поглощаемое или выделяемое в процессе химической реакции (кДж).
Если процесс идет с выделением тепла (экзотермический), тепловой эффект условно берется со знаком плюс (+Q), если тепло поглощается (эндотермический процесс) – со знаком минус (–Q).
При записи термохимических уравнений реакции указывается тепловой эффект с соответствующим знаком, агрегатное состояние вещества; допускаются дробные коэффициенты
H2(г) + 1/2 О2(г) = Н2О(ж) + 285,8 кДж/моль.
Стандартной теплотой образования (Но298) называется тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при стандартных условиях
tо = 25 оC (298 K) ; P = 101,3 кПа.
Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю: НоСа(к) = 0 ; НоО2(г)= 0.
Для экзотермических процессов H < 0, для эндотермических – H > 0.
Основными законами термохимии являются:
1. Закон Лавуазье-Лапласа: энтальпия разложения сложного вещества равна по абсолютной величине, но противоположна по закону энтальпии образования этого вещества из продуктов разложения Нразл = – Нобр.
2. Закон Гесса: тепловой эффект реакции, протекающий при постоянных давлении и температуре, не зависит от пути протекания процесса, а зависит только от начального и конечного состояния веществ.
Для расчётов удобно пользоваться следствием из закона Гесса:
тепловой эффект химической реакции равен алгебраической сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы теплот образования исходных веществ, с учётом стехиометрических коэффициентов.
Нх.р =nНобр. прод – nНобр. исх. вещ-в
Пример:
СН4(г) + 2О2(г) = 2Н2О (ж) + СО2 (г)
Нох.р = Нообр СО2 (г) + 2 Нообр Н2О (ж) – Нообр СН4 (г)
Большинство химических процессов протекают самопроизвольно в сторону уменьшения запаса внутренней энергии или энтальпии системы. Но известны и такие процессы, которые протекают самопроизвольно без изменения внутренней энергии системы, движущей силой таких процессов является энтропия S системы. Энтропия характеризует беспорядок в системе, чем выше беспорядок, тем выше энтропия. В изолированных от внешней среды системах процессы протекают самопроизвольно в направлении увеличения энтропии (Sх.р >0). Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса и имеет единицу измерения Дж/моль.К.
Sх.р = nSoобр. прод. – nSoобр. исх. вещ-в
Таким образом, существуют два основных фактора самопроизвольного протекания процессов:
1) уменьшение внутренней энергии или энтальпии системы (U<0; Н<0);
2) увеличение беспорядка или энтропии системы (S > 0).
В термодинамике существует функция, которая отражает влияние на направление процесса двух рассмотренных факторов одновременно. Такой функцией для процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении, является изобарно-изотермический потенциал G (или энергия Гиббса, свободная энергия системы, кДж).
Изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции можно рассчитать по формуле Гиббса
Gх.р = Нх.р – Т Sх.р,
где Т – абсолютная температура процесса.
G х.р характеризует общую движущую силу процесса. Если процесс протекает в стандартных условиях, то Gох.р рассчитывается также по следствию из закона Гесса.
Величина и знак Gх.р характеризуют принципиальную возможность протекания химического процесса. Если Gх.р<0, процесс протекает самопроизвольно при данных условиях.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Задание. Определить теплоту нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и рассчитать энергию Гиббса данной реакции.
Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализация сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает ионно-молекулярному уравнению
Н+ + ОН- = Н2О.
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
Для проведения реакции используют калориметрическую установку (рис.2).
|
Рис.2. Калориметрическая установка:
1 – внешний изолирующий сосуд; 2 – калориметрический стакан; 3 – реакционная смесь; 4 – подставка; 5 – термометр; 6 – мешалка; 7 – воронка. |
Во внутренний стакан калориметра налить 50 мл 1 н. раствора щёлочи замерив объём раствора цилиндром. Измерить температуру раствора щёлочи с точностью до 0,1 оС. В другой мерный цилиндр налить такой же объём 1 н. раствора кислоты. Быстро влить кислоту в калориметрический стакан и перемешивая раствор мешалкой замерять изменение температуры через каждые 30 секунд в течение 4,5 минут. Показания термометра определять с точностью до 0,1ОС. Данные опыта занести в табл. 2.
Таблица 2