2 часть Лабораторный практикум ФизХимия

известной плотности. Данные по плотности воды приведены в табл.I.1. Найденная из графика величина теплоты растворения пересчитывается на удельную q[Дж/г], которая и используется для определения постоянной калориметра по уравнению (I.2).

I.6. ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВ КАЛОРИМЕТРИЧЕСКИХ ИЗМЕРЕНИЙ И ПРОВЕДЕНИЕ РАСЧЕТОВ

Как уже отмечалось выше, в калориметрических экспериментах измеряется не сама температура, а пропорциональная ей величина. Использование термометра сопротивления и изопериболического калориметра позволяют определять изменение температуры с высокой степенью точности. В установке, представленной на рис.I.1, шкала регистрирующего и самопишущего прибора КСП-4 пропорциональна изменению температуры и настроена так, что 1 мм ее соответствует 1К Поэтому

∆Τ = Ткон - Тнач = k(n 2 - n 1) , К

(I.3)

где k - коэффициент пересчета длины отрезка (n 2 - n 1), измеренного в мм в градусы К, k =1 К/мм. Следовательно, задача сводится к определению длины отрезка (n 2 - n 1), который пропорционален ∆Τ, К.

Для определения величины (n2 − n1) используется запись кривой изменения температуры в ходе опыта, приведенная на рис I.3.

D1

C1 (n1 )

B1

À

мм

	Е	τ, мин
	D2
		B2
	C2(n2)

Рис.I.3. Калориметрическая кривая для определения изменения температур в ходе калориметрического опыта

11

www.mitht.ru/e-library

На записи четко выделяются начальный (AB1) и конечный (D2E) периоды опыта, характеризующиеся стационарным режимом теплообмена системы с окружающей средой. Между начальным и конечным периодами находится главный период, отвечающий исследуемому процессу. Чтобы найти изменение температуры с учетом поправок на теплообмен, прямые, соответствующие начальному и конечному периодам, продлеваются, как показано на рис. и определяются точки B1 и D2, в которых заканчивается начальный период и начинается конечный. Через эти точки проводятся линии, перпендикулярные оси времени (в данном случае вертикальные). На пересечении этих линий с продолжением линий AB1 и ED2 находят точки D1 и B2, а делением отрезков D1B1 и D2B2 пополам находят точки C1, которая соответствует значению n`1 и C2, которая соответствует значению n2, определяющие отрезок C1C2. Следовательно, величина отрезка C1C2 в

мм будет отвечать величине	(n2 − n1), пропорциональной			изменению
температуры с учетом поправок на теплообмен.
Таким образом уравнение для расчета постоянной калориметра
имеет вид:		q РВmРВ
K =			, (Дж/К)	(I.4)
		k (n2 − n1 )

Полученное значение К используется во всех расчетах при определении удельных теплот растворения по формуле:

	q Р В =−	K k (n 2	− n 1 )	(Дж/г),	(I.5)
		m Р В

из уравнения (I.5) видно, что знак qр в зависит от знака (n2 − n1), т.е. при

(n2 − n1) < 0 qр в > 0 и наоборот.

В лабораторной работе «Термохимия» проводятся определения интегральных теплот растворения. Последовательность проведения операций и обработки полученных результатов проводится так, как указано в разделах I.2 и I.4. Все измеряемые и расчетные величины заносятся в таблицу результатов измерений.

I.7. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РАСТВОРЕНИЯ СОЛИ В ВОДЕ

Цель работы: Экспериментальное определение теплоты растворения соли в воде.

Реактивы: Дистиллированная вода, безводная соль (по выбору преподавателя).

12

www.mitht.ru/e-library

Оборудование: Работа выполняется на одной из установок, описанных в п.п. 1.2., 1.3. или 1.4., мерные колбы на 50, 100 и 250 мл, воронка, пробирка с пробкой, шпатель, весы.

Порядок выполнения эксперимента:

Рассмотрим процесс растворения соли

KCl(тв) + aq = K+aq + Cl−aq.

Согласно закону Гесса, этот процесс можно представить в виде отдельных стадий: Сначала происходит разрушение кристаллической решетки твердой соли с образованием газообразных ионов

1. КClтв → К+(газ) + Cl− (газ)

QP = ∆реш H0 > 0

при этом теплота поглощается (процесс эндотермический). ∆H0 реш. − это количество тепла, которое необходимо затратить, чтобы «разорвать» на ионы 1 моль твердой соли.

Далее происходит взаимодействие ионов с водой (гидратация ионов), при этом теплота выделяется (процессы гидратации экзотермические):

2.	К+ (газ) + aq	→ К+aq	QP = ∆ гидр.кат H0.< 0
3.	Сl− (газ) + aq	→ Cl−aq	QP = ∆ гидр.ан H0 < 0,

Суммируя реакции1-3, получим исходную реакцию:

KCl(тв) + aq = K+aq + Cl−aq,

где aq − «бесконечно большое» количество воды, т.е. такое уравнение справедливо для разбавленных растворов, в которых диссоциация прошла полностью. Следовательно, и результирующий тепловой эффект также равен алгебраической сумме тепловых эффектов этих же реакций:

∆rН0 = ∆ реш Н0 +∆гидр кат Н9 +∆ гидр.ан.Н0

Знак теплового эффекта реакции растворения зависит от соотношения энергии кристаллической решетки и суммарной теплоты гидратации ионов.

Порядок выполнения эксперимента и обработка полученных результатов описаны в разделах 1.5. и 1.6. При выполнении работы используют в качестве растворителя дистиллированная вода. Растворяемая соль берется в количестве, указанном преподавателем. Место установки пишущего узла КСП-4 для записи изменения температуры задают преподаватель или лаборант.

К защите лабораторной работы студенту необходимо:

-по графику определить изменение температур при растворении KCl и рассчитать постоянную калориметра,

-по графику определить изменение температур при растворении неизвестной соли и рассчитать удельную теплоту ее растворения,

13

www.mitht.ru/e-library

- рассчитать концентрацию соли в конечном состоянии системы, определить интегральную теплоту растворения 1 моль соли в 1000 г воды и, сопоставив полученные результаты со справочными данными (табл. 31 - 33, стр. 46 - 48 [1]), рассчитать ошибку опыта.

- по известному значению молекулярной массы соли рассчитать мольную теплоту растворения.

Все результаты измерений и расчетов заносятся в табл.I.2.

I.8. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Цель работы: Экспериментально определить теплоту нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

Реактивы: дистиллированная вода, 0,2 М HCl, гранулированная

КОН.

Оборудование: Работа выполняется на той же установке, на которой проводилось растворение соли в воде, мерные колбы на 50, 10, 250 мл, мерный цилиндр, воронка, пробирка с пробкой, весы.

Порядок выполнения работы:

Рассмотрим еще один процесс − реакцию нейтрализации на примере взаимодействия разбавленных растворов сильной кислоты и сильного основания.

HCl aq + KOH aq = KCl aq + H2O

Оба компонента полностью диссоциированы в растворе, поэтому реакцию в ионной форме можно записать так:

H+ aq +	Cl− aq + K+ aq + OH− aq =		K+ aq + Cl− aq + H2O
при этом	выделяется теплота	QP	= ∆нейтр H0 , которая
отвечает тепловому эффекту реакции образования воды:
H+ aq + OH− aq = H2O + aq		∆нейтр Н = − 57684 Дж/моль

Это уравнение отвечает реакции нейтрализации. Оно справедливо для всех реакций между сильной кислотой и сильным основанием, а, следовательно, энтальпия этих реакций будет одна и та же.

Для определения теплоты нейтрализации необходимо сначала экспериментально найти теплоту растворения гранулированной щелочи в воде, а затем в растворе кислоты. Определение теплоты растворения щелочи в воде проводится точно так же, как описано в разд.1.7 для теплоты растворения соли. Растворитель - дистиллированная вода. Объем воды и примерную навеску гранул щелочи определяет преподаватель. При работе на установке с КСП-4 пишущий узел прибора перед началом записи

14

www.mitht.ru/e-library

изменений температуры системы устанавливается на 15 - 20 делений диаграммной бумаги, так как температура системы при растворении щелочи повышается.

Определение теплоты растворения щелочи в кислоте проводится точно так же, с тем лишь отличием, что в качестве растворителя используется раствор, приготовленный из 250 или 350 мл дистиллированной воды и 50 мл 0,2 М соляной кислоты. Перед доведением до метки в колбу с дистиллированной водой добавляют 3 -4 капли кислотно-основного индикатора или фенолфталеина для контроля полноты последующей нейтрализации. Количество щелочи и место установки пишущего узла прибора такие же, как при растворении щелочи в воде.

Появление (в случае фенолфталеина) или изменение окраски индикатора после полного растворения щелочи в растворе кислоты указывает на то, что вся взятая кислота нейтрализована щелочью. Растворение щелочи в кислоте согласно закону Гесса может быть обобщенно представлено двух стадийным процессом: растворением щелочи в воде и последующей нейтрализацией кислоты щелочью в растворе. Алгебраическая сумма тепловых эффектов стадий равна тепловому эффекту процесса растворения щелочи в кислоте, определяемому экспериментально. Для того чтобы найти теплоту нейтрализации взятого количества кислоты, необходимо из величины теплоты растворения щелочи в кислоте вычесть теплоту растворения той же навески щелочи в воде

∆нейтр h = (qр.к - qр.в)mр.к , (Дж) (I.6)

где ∆h нейтр- удельная теплота нейтрализации взятого количества кислоты, qр,к- удельная теплота растворения щелочи в кислоте,

qр.в- удельная теплота растворения щелочи в воде, mр.к- навеска гранул щелочи, растворенная в кислоте.

Найденная величина может быть пересчитана на 1 моль кислоты по уравнению:

∆нейтрΗ0 =	∆нейтрh1000	, (Дж/моль)	(I.7)
	V ( M )

где ∆ нейтрH - теплота нейтрализации 1 моля одноосновной сильной кислоты,

V - объем взятого в опыте раствора кислоты (50 мл),

(М) - концентрация этого раствора кислоты в моль/л (0,2 М).

Все расчеты проводятся с учетом знаков удельных теплот растворения щелочи в воде и кислоте

Полученные в результате экспериментов данные заносятся в

табл.I.2.

При защите лабораторной работы студенту необходимо:

15

www.mitht.ru/e-library

- по графику определить изменение температуры при растворении щелочи в воде и рассчитать удельную теплоту ее растворения в воде,

-по графику определить изменение температуры при растворении щелочи в растворе кислоты и рассчитать удельную теплоту этого процесса,

-рассчитать мольную теплоту реакции нейтрализации, сравнить с теоретическим значением этой величины и провести анализ источников ошибок при определении теплового эффекта реакции нейтрализации,

-объяснить отличие теплового эффекта этой реакции от теплоты

образования воды, приведенного в справочнике (стр. 77 [1] ).

I.9. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ СЛАБОЙ КИСЛОТЫ СИЛЬНЫМ ОСНОВАНИЕМ

Цель работы: Определение теплоты нейтрализации слабой кислоты сильным основанием.

Реактивы: дистиллированная вода, 0,3 М СН3СООН, гранулированная КОН.

Оборудование: работа выполняется на той же установке, что и предыдущая.

Порядок выполнения работы: работа выполняется так же, как и реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Когда в реакции участвует слабая кислота, или слабое основание, или оба компонента относятся к слабым электролитам, то тепловой эффект реакции нейтрализации не будет отвечать, приведенному выше. Студентам предлагается самостоятельно рассмотреть реакцию нейтрализации с участием слабой кислоты и объяснить различия в значениях тепловых эффектов этих реакций.

При выполнении этой работы и расчетах можно использовать значение удельной теплоты растворения щелочи в воде из предыдущей работы.

При защите работы студент должен:

- написать реакцию нейтрализации слабой кислоты сильным основанием в обычной и ионной формах.

-записать реакцию нейтрализации по стадиям и в соответствии с законом Гесса написать выражение для энтальпии этой реакции.

-сравнить значение энтальпии реакции нейтрализации для сильных кислоты и основания и для слабой кислоты и сильного основания. Рассчитать по этим данным теплоту диссоциации слабой кислоты.

Все полученные экспериментальные данные заносятся в табл.I.2.

16

www.mitht.ru/e-library

I.10. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ ОБРАЗОВАНИЯ КРИСТАЛЛОГИДРАТА

Цель работы: Экспериментально определить теплоты растворения CuSO4•5H2O и безводной соли CuSO4

Реактивы: дистиллированная вода, безводный CuSO4 и

CuSO4•5H2O.

Оборудование: Работу можно выполнять на любой из установок, технические весы, мерные колбы на 50, 100 и 250 мл.

Порядок выполнения работы:

Для определения теплоты образования кристаллогидрата проводятся определения теплот растворения безводной соли и ее кристаллогидрата так, как описано в работе 1.7.

Запишите по стадиям процесс растворения веществ, начиная с реакции образования кристаллогидрата из безводной соли. Сравните исходные и конечные состояния. Вычислите теплоту образования кристаллогидрата используя закон Гесса.

При проведении эксперимента количества безводной соли и кристаллогидрата задаются преподавателем. Запись изменений температуры системы для КСП-4 при растворении безводной соли начинается с 15 - 20 делений диаграммной бумаги, а при растворении кристаллогидрата - с 75 - 80 делений. Результаты измерений также заносятся в таблицу 2. Порядок выполнения работы такой же, как и при определении теплоты растворения соли в воде.

К защите работы необходимо:

-по графику определить изменение температуры при растворении кристаллогидрата, рассчитать его концентрацию и интегральную теплоту растворения

-графическим методом определить изменение температуры при растворении безводной соли, ее концентрацию и интегральную теплоту растворения

-по полученным данным рассчитать теплоту реакции образования кристаллогидрата и сравнить полученные данные со справочными значениями (см. справочник Табл.33 стр.48).

-рассчитать абсолютные и относительные ошибки и объяснить их источники

По завершении работы все приборы должны быть выключены, КСП-4 - закрыт, посуда и реактивы сданы лаборанту в том числе и магнит, выполнявший роль мешалки. Рабочее место приведено в порядок.

17

www.mitht.ru/e-library

Таблица I.2 Результаты измерений в лабораторной работе «ТЕРМОХИМИЯ»

№	Название		Взвешивание		Определени			Теплота		Ошибка
	этапа					е		процесса		опыта
п/п	работы				(n2 - n1 ) в мм
		вес пробирки		на-	n1	n2	n2-n1	q,	Q,	%
	Опреде-			веска				Дж/г	кДж/м
	ление:	с	пустой						оль
				в-ва
		в-вом
1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11

1.- постоянной калориметра

2.- теплоты растворения соли в воде

3.- теплоты растворения щелочи в воде

4.- теплоты растворения щелочи в сильной кислоте

5.- теплоты растворения щелочи в слабой кислоте

6.- теплоты растворения безводной соли в воде

7.- теплоты растворения кристаллогидрата в воде

18

www.mitht.ru/e-library

Тема II. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

II.1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТ РАВНОВЕСИЯ РЕАКЦИИ КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ

Цель работы: определение констант равновесия реакции комплексообразования в растворе, изучение зависимости ее от температуры и определение термодинамических характеристик реакции комплексообразования.

Реактивы: дистиллированная вода, раствор Co(SCN)2 0,001 г/мл , раствор KSCN 0,05 г/мл, ацетон,

Оборудование: фотоэлектрический спектрофотометр, мерные колбы на 25 мл, пипетки, кюветы, термостат,

Порядок выполнения работы:

Многие металлы образуют в растворах комплексные ионы, прочность которых характеризуют константой устойчивости. В случае образования моноядерного комплекса уравнение реакции имеет вид

Мх++nR-↔MR (nx −n) +

где М - металл-комплексообразователь, R - лиганд,

n - число лигандов в комплексном ионе.

Константа равновесия KC, называемая в данном случае также константой устойчивости комплекса βn, равна:

K C =	[M R(nx −n) + ]	= βn	(II.1)
	[M x + ][R − ]n

Для определения константы устойчивости мало прочных комплексов можно применить графический метод Бента и Френча. После логарифмирования обеих частей уравнения (II.1) получим следующее выражение:

ln	[M R ( x −n ) + ]		=	ln β			+ n ln[R − ]				(II.2)
	[M x + ]					n
Последнее уравнение		может			быть				представлено прямой		при
использовании в качестве переменных							[M R ( x −n ) + ]			и ln[R − ]
						ln
									[M x + ]

В этом случае отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат, равен lnβn, что позволяет вычислить константу устойчивости.

Равновесие реакции комплексообразования исследуют на примере реакции кобальта (11) с тиоцианатом в водно-ацетоновых растворах

Co2+ + 4SCN- ↔ Co(SCN) 24−

19

www.mitht.ru/e-library

Комплексный ион Co(SCN) 24− образуется в заметных количествах при большом избытке тиоционат-ионов в растворе. Этот комплексный ион окрашен в голубой цвет, поэтому для определения его концентрации можно измерять оптическую плотность раствора с помощью фотоэлектрического спектрофотометра.

Спектрофотометрический метод анализа основан на избирательном поглощении излучения определенной длины волны раствором.

ln D i D o −D i

ln[SCN−]

Рис. II.1. Графическое определение константы равновесия реакции комплексообразования

При обработке результатов измерений используют закон Ламберта-Бера

		I0	D = ε c l	(II.2)
где оптическая плотность	D = ln		,
		I

I0 - интенсивность падающего потока излучения,

I -интенсивность потока излучения, прошедшего через вещество, l - толщина поглощающего слоя,

с - концентрация, ε - коэффициент погашения, основная характеристика поглощения

света раствором при данной длине волны.

При с=1 моль/л и l=1см ε = D, т.е. коэффициент поглощения - это оптическая плотность раствора с концентрацией 1 моль/л, помещенного в

20

www.mitht.ru/e-library