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:

1. Сделать расчет.

2. 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: С_м, С_m, С_н, N_р.в-ва и N_р-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 = U_к – U_н

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). Q_p = H

В изохорном процессе (V = const) Q_V = 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:

H_2(г) + 1/2 О_2(г) = Н₂О_(ж) + 285,8 кДж/моль.

Стандартной теплотой образования (Н^о₂₉₈) называется тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в устойчивом агрегатном состоянии при стандартных условиях:

t^о = 25 ^оC (298 K) ; P = 101,3 кПа.

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю: Н^оСа_(к) = 0 ; Н^оО_2(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 Н_разл = – Н_обр.

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.

Н_х.р =nН_{обр. прод} –  nН_{обр. исх. вещ-в}

Пример:

СН_4(г) + 2О_2(г) = 2Н₂О _(ж) + СО_{2 (г)}

 Н^о_х.р =  Н^о_обр СО_{2 (г)} + 2 Н^о_обр Н₂О _(ж) –  Н^о_обр СН_{4 (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 (S_х.р >0). Энтропия реакции рассчитывается по следствию из закона Гесса и имеет единицу измерения Дж/моль^.К.

S_х.р =  nS^o_{обр. прод.} – nS^o_{обр. 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:

G_х.р =  Н_х.р – Т S_х.р,

где Т – абсолютная температура процесса.

G _х.р характеризует общую движущую силу процесса. Если процесс протекает в стандартных условиях, то G^о_х.р рассчитывается также по следствию из закона Гесса.

Величина и знак G_х.р характеризуют принципиальную возможность протекания химического процесса. Если G_х.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 0,1^ОС. Данные опыта занести в табл. 2.

Таблица 2

+Результаты опыта

Время τ, мин	0	0,5	1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0	4,5
Температура t,^0С

Построить график зависимости t,^ОС - τ, мин. На рис.3 приведен примерный вид этого графика. По графику нужно определить величину Δt, для этого экстраполируют линии АВ и СD. Точка К равноудалена от t_m (максимальная температура) и t_н (начальная температура). Затем проводим через точку К прямую, параллельную оси X до пересечения ее с линией ВС, затем, через точку Р проводим перпендикулярную оси Y прямую (участок EF). Δt находим как разность t_к - t_н.

Рис.3. График изменения температуры со временем. Масштаб Время: 4 клетки – 1 мин Температура с разрывом графика: 1 клетка – 1^оС

Записать уравнение реакции нейтрализации и рассчитать  Н^о_х.р, пользуясь следствием из закона Гесса и данными табл. 3.

Таблица 3