khimia_metodichka

ском состоянии, так и при растворении в воде. Например:

Na2[Zn(OH)4], [Co(NH3)6]Cl и др.

Название соли состоит из двух слов: название аниона (кислотного остатка) и катиона, например: NaCl - хлорид натрия.

Если металл проявляет переменную степень окисления, то в скобках указывается еѐ величина. Например: FeSO4 - сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 - сульфат железа (III).

Название кислой соли образуется добавлением к аниону приставки "гидро" с указанием числа атомов водорода в кислотном остатке. Например: Na2HPO4 - гидрофосфат натрия, NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия.

Название основной соли образуется добавлением к аниону приставки "гидроксо". Например: FeOHCl2 - гидроксохлорид железа (III); Fe(OH)2Cl - дигидроксохлорид железа (III); CuOHNO3 - гидроксонитрат меди (II) (Таблица №1.1).

Экспериментальная часть

Цель работы: изучить химические свойства неорганических соединений различных классов.

При оформлении лабораторной работы необходимо назвать ВСЕ реагенты и продукты; описать наблюдения и сформулировать вывод.

Опыт 1. Свойства основных и кислотных оксидов

а) Взаимодействие основного оксида с водой

Поместить в пробирку микрошпатель оксида кальция и добавить немного воды. Размешать стеклянной палочкой. Добавить две капли фенолфталеина

б) Взаимодействие основного оксида с кислотой

В пробирку поместить микрошпатель оксида меди (II) и добавить 5-6 капель серной кислоты. Нагреть до кипения.

в) Взаимодействие кислотного оксида с основанием (с получением средней и кислой соли)

Налить в пробирку 5 капель гидроксида кальция и через трубочку, опущенную в раствор, выдувать ртом выдыхаемый воздух до появления в пробирке помутнения. Пропустить ещѐ воздух до исчезновения помутнения.

11

Опыт 2. Свойства оснований и кислот

а) Реакция нейтрализации

Впробирку поместить 5 капель гидроксида натрия и 2 капли фенолфталеина. Добавить по каплям разбавленный раствор хлороводородной кислоты, встряхнуть пробирку.

б) Взаимодействие кислот с солями

Впробирку налить 4-5 капель разбавленной серной кислоты и добавить 2-3 кристаллика ацетата натрия, встряхнуть. Осторожно понюхать. Объяснить происходящую реакцию

в) Свойства амфотерных оснований

Втри пробирки поместить по 8-10 капель (порознь) раствора солей:

ZnSO4, MgSO4, Al2(SO4)3. Прибавить во все пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков гидроксидов. Добавить в каждую пробирку по 10 капель воды.

Каждый из полученных осадков разделить вместе с жидкостью на две части. На одну часть подействуйте раствором хлороводородной кислоты (4-5 капель), на другую - раствором щѐлочи (4-5 капель). Обратите внимание на растворимость осадков в кислоте и в щѐлочи и установите, какие из полученных оснований являются амфотерными, какие основными. Результаты опыта занести в таблицу №1.2.

Таблица №1.2

		Свойства оснований
	гидроксиды	растворимость		характер
				гидроксидов
		в кислотах	в щелочах
	Zn(ОН)2
	Mg(ОН)2
	Al(ОН)3

Опыт 3. Способы получения солей

а) Взаимодействие солей между собой

Впробирку поместить несколько капель нитрата свинца и добавить 3- 4 капли йодида калия. Описать наблюдения.

б) Взаимодействие солей с металлами

Впробирку поместить 5 капель сульфата меди и опустить в неѐ кусочек цинка. Через 5-6 минут, слив раствор из пробирки, достать кусочек цинка и положить на фильтровальную бумагу. Что произошло при реакции?

12

Лабораторная работа №2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ РАСТВОРЕНИЯ СОЛЕЙ

Теоретическая часть

В технологии производства радиотехнических устройств широко используются различные физико-химические процессы, протекание которых сопровождается, как правило, выделением или поглощением энергии, чаще всего тепловой. Измеряя это количество теплоты, можно судить об изменении внутренней энергии системы.

Тепловым эффектом называется теплота, выделяемая или поглощаемая при протекании физико-химического процесса при условии, что процесс протекает необратимо при постоянном объеме или давлении.

Процессы, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими (ΔH < 0), а с поглощением теплоты – эндотермическими (ΔH > 0).

Единицей измерения тепловых эффектов в системе СИ является джоуль, отнесенный к 1 молю вещества (Дж/моль). Так как тепловой эффект зависит от агрегатного и фазового состояний, то в термодинамических уравнениях используются буквенные индексы данных состояний: кристаллическое (к), жидкое (ж), газообразное (г). Тепловой эффект, определенный при стандартных условиях (P = 101 кПа, T = 298 К), записывается в виде Н2980 .

Численное значение теплового эффекта зависит от природы веществ, температуры и от числа молей участвующих в реакции веществ.

При растворении в жидкости твердых веществ также происходит выделение или поглощение теплоты, которую можно определить экспериментально путем непосредственного смешения компонентов в калориметре. Растворение кристаллических веществ с ионной структурой в воде – гетерогенный многостадийный процесс, состоящий из разрушения кристаллической решетки веществ ( Нрр), гидратации – взаимодействия ионов растворенных веществ с молекулами воды ( Нг) и диффузии гидратированных ионов по объему растворителя. Принимая во внимание, что тепловой эффект процесса диффузии Ндифф≈0, выражение для определения суммарного теплового эффекта процесса растворения имеет вид:

Нсумм =	Нрр+ΔНг
Так как	Нрр > 0,	Нг < 0, то	Нсумм определяется соотношением
абсолютных величин |		Нрр|и | Нг|.	Для многих кристаллических ве-

13

ществ при гидратации выделяется меньше теплоты, чем поглощается в процессе разрушения решетки, поэтому суммарный тепловой эффект является положительным ( Нсумм > 0). При обратном соотношении теплот процесс растворения – экзотермический ( Нсумм < 0).

Суммарный тепловой эффект процесса растворения веществ зависит от температуры, количества растворителя и рассчитывается на 1 моль растворенного вещества (мольная теплота растворения).

Если растворителем является вода, то при растворении в ней 1 моля соли (mводы >> mсоли) образуется разбавленный раствор, мольную теплоемкость которого принимают равной мольной теплоемкости во-

ды (СРН2О75,30 Дж/моль К).

Тепловой эффект процесса растворения соли ( Нс) с массой mс можно рассчитать из соотношения:

НС		nCpH			O t ,	(2.1)
				2
где n– число молей раствора, определяемое делением массы
раствора на молярную массу воды:
n	mc mH2O			,		(2.2)
		M H	O
		2

0

t С – изменение температуры при растворении соли в воде, и может быть как > 0, так и < 0.

Для расчета суммарной мольной теплоты растворения соли используют выражение

Н сумм		Н	с М	с	(2.3)
		mс

Где Мс – молярная масса соли, г/моль.

Объединив уравнения (2.1) и (2.2) и подставив значения МН2О= 18 г/моль, СРН2О = 75,30 Дж/моль·К, а также выражая тепловой эффект в кДж/моль, получим соотношение

Н сумм		4,18 (mc mH2O ) M c		t		(2.4)
					, кДж / моль
		mc	1000

Экспериментальная часть

Цель работы: определить изменение температуры калориметра при растворении солей в воде и вычислить тепловые эффекты растворения.

Для определения суммарного теплового эффекта процесса растворения соли используют калориметр, схема которого представлена на рис. 2.1.

Рассчитайте навеску исследуемой соли, пользуясь таблицами

2.1 и 2.2.

14

В мерный цилиндр налейте 50 мл дистиллированной воды и взвесьте на весах с точностью до 0,01 г (m1). Перелейте воду в стеклянный калориметрический стакан 1 (см. рис.2.1), а цилиндр снова взвесьте (m2). Определите массу воды (mН2О = m1 – m2).

Навеску исследуемой соли взвесьте на весах с точностью до 0,01 г.

Таблица 2.1 Удельная теплота растворения некоторых солей в воде

	вещество	Количество вещества, прихо-	Энтальпия растворения
		дящееся на 50мл воды; n, моль	Н, кДж/моль
	NH4Cl	0,01390	16,4
	CaCl2	0,00927	- 75,2
	KCl	0,01678	17,6
	Na2SO4	0,01390	- 2,3
	Na2CO3	0,00695	- 23,6
	NaNO3	0,01390	20,9

						Таблица 2.2
		Перечень исследуемых солей
№ рабочей	1	2	3	4		5	6
группы
исследуе-	NH4Cl	KCl	Na2CO3	NaNO3		CaCl2	Na2SO4
мые соли	CaCl2	Na2SO4	NaNO3	KCl		Na2CO3	NH4Cl

Соберите калориметрическую установку, как показано на рис. 2.1. Для этого в стеклянный калориметрический стакан 1, заполненный водой, опустите магнит 2, оденьте термозащитный чехол 3 и закройте пробкой 4. Через отверстие пробки калориметрического стакана поместите внутрь калориметра термометр 5 таким образом, чтобы его ртутный резервуар был погружен в воду.

Поставьте стакан на магнитную мешалку 6. Включите магнитную мешалку записывайте показания термометра с точностью до 0,01 °С через каждые 0,5 мин в течение 1-3 мин, до тех пор пока не установятся показания термометра (начальный период). Затем, не выключая мешалку, высыпьте соль в воду через сухую воронку 7. Продолжайте записывать показания термометра через каждые 10 сек. После полного растворения соли (главный период) начинается равномерное повышение (понижение) температуры (конечный период). Запишите не менее 5–6 значений показаний термометра для конечного периода. Результаты измерений занесите в табл. 2.3.

15

Рис. 2.1. Схема калориметра 1 – калориметрический стакан; 2 –

магнит; 3 – термозащитный чехол; 4

– пробка; 5 – термометр; 6 – электромагнитная мешалка; 7 – воронка

Таблица 2.3

Результаты измерения температуры

	опыт 1 (название соли)		опыт 2 (название соли)
	время,	показания	время,	показания
		термометра,		термометра,
	τ, мин		τ, мин
		t°С		t°С

Закончив измерения, отключите мешалку. По данным табл. 2.3. постройте на миллиметровой бумаге график в координатах «температура – время». Нанесите на график ВСЕ экспериментальные точки и соедините их. Полученная кривая содержит начальный, главный и конечный периоды. Пример построения графика представлен на рис. 2.2.

Рис. 2.2. Графическое определение изменения температуры калориметра t при растворении соли:

АВ – начальный период; ВС – главный период; CD – конечный период; EF – перпендикуляр к середине отрезка bc – проекции главного периода на ось абсцисс; ef – отрезок, определяющий значение t

Для определения изменения температуры (Δt) необходимо продолжить отрезки АВ и CD, определяющие начальный и конечный пе-

16

риоды, до пересечения с перпендикуляром EF, возведенным к середине отрезка bc, проекции главного периода на ось абсцисс. Проекция точек Е и F на ось температур определит отрезок ef, длина которого равна t.

t = tкон – tнач, т.е. t = tf - te

Наклон линий АВ, ВС и CD может отличаться от представленного на рис. 2.2, что зависит от характера теплообмена с окружающей средой.

Определите значение t и занесите все данные опыта в Табл. 2.4

При оформлении результатов опыта выполните задание и ответьте на вопросы:

1.Рассчитайте суммарный тепловой эффект процесса растворения соли, используя выражение (2.4).

2. Сравните полученные значения Нсумм с данными табл. 2.1 и рассчитайте абсолютную и относительную погрешности опыта.

3.Объясните, почему растворение исследуемой соли происходит с поглощением (выделением) теплоты. Ответ должен быть обоснованным.

Таблица 2.4

Результаты опыта

Исследуемаясоль	c	Н2О	Молярнаямасса соли,	г/моль	Изменение температуры, t, °С	Энтальпия растворения табл( )	кДж,Н /моль	Энтальпиярастворения(эксп)	кДж/моль	Погрешность опыта абсолют/относит
	,солиМасса m	,водыМасса m		М					Н
	г	г ,
	,
				,					,
				с					сумм

17

Лабораторная работа №3

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Теоретическая часть

Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических реакций. Различают гомогенные и гетерогенные химические реакции:

гомогенные реакции протекают в однородной среде во всем объеме системы (это реакции в растворах, в газовой фазе); гетерогенные реакции протекают в неоднородной среде, на границе раздела фаз (горение твердого или жидкого вещества).

Основным понятием химической кинетики является понятие о скорости химической реакции. Под скоростью химической реакции понимается число элементарных актов взаимодействия в единицу времени в единице объема (если реакция гомогенная) или число элементарных актов взаимодействия в единицу времени на единицу поверхности раздела фаз (если реакция гетерогенная).

Скорость химической реакции зависит от различных факто-

ров: природы реагирующих веществ; их концентрации; температуры протекания процесса; присутствия катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для химической реакции, протекающей по уравнению, записанному в общем виде

aA bB cC

математическое выражение закона действующих масс, называемое кинетическим уравнением химической реакции, имеет вид

k A a B b (3.1)

где υ – скорость химической реакции; [A], [B] – молярные концентрации реагентов А и В; а и b – стехиометрические коэффициенты для реагентов А и В в уравнении реакции; k – коэффициент пропорцио-

нальности, называемый константой скорости химической реакции.

Ее физический смысл становится понятным, если [A] = [B] = 1 моль/л, тогда k = υ (константа скорости численно равна скорости химической реакции при концентрациях компонентов 1 моль/л), или удельная (единичная) скорость.

18

Константа скорости химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора и не зависит от концентрации реагирующих веществ.

В случае гетерогенных реакций в математическое выражение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа и уравнением Аррениуса.

Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 ºС скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза. Математически это запишется следующим образом:

t2 t1

2 1 10 (3.2)

где: υ2 (υ1)– скорость химической реакции при температуре t2 (t1); γ– температурный коэффициент скорости химической реакции; значение которого лежит в пределах 2 ÷ 4.

Функциональная зависимость константы скорости (скорости) химической реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

EA

k Ae RT (3.3)

где: А – предэкспоненциальный множитель; ЕА – энергия активации химической реакции.

Энергия активации – один из основных параметров, который характеризует скорость химического взаимодействия. Она представляет собой некоторую избыточную энергию, по сравнению со средней при данной температуре энергией, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновения были эффективными.

Экспериментальная часть

Цель работы: изучить влияние различных факторов на скорость химических реакций

Опыт 1. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Реакция взаимодействия тиосульфата натрия Na2S2O3 с серной кислотой H2SO4 протекает по уравнению:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4+ S +SO2 + H2O

Проделать качественный опыт, для этого внести в пробирку 3-5 капель 0,1н раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 и 2-3 капли 2н раствора серной кислоты H2SO4. Отметить появления опалесценции (сла-

19

бого свечения) и дальнейшее помутнение раствора от выпадающей в осадок свободной серы.

После данного и последующего опыта следует немедленно мыть пробирки!

Затем необходимо приготовить 3 сухие чистые пробирки и внести в них реактивы согласно таблице 3.1.

Таким образом, в одинаковых объемах полученных растворов будет содержаться различное число молей тиосульфата натрия:

1С моль - количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №1, 2С моль-количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №2, 3С мольколичество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №3.

Затем в пробирку №1 добавить одну каплю раствора серной кислоты, раствор встряхнуть, чтобы реакция шла по всему объему раствора. По секундомеру измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе первоначального помутнения. Аналогичный опыт проделать в пробирке №2, затем в пробирке №3.

Данные опытов занести в таблицу 3.1.

					Таблица 3.1
		Результаты опыта №1
	Число		Условная	Время	Условная
		Число			скорость
Про-	капель		коцентрация	течения
		капель			реакции
бирки	0,1н р-ра		Na2S2O3,	реакции
		воды			υ = 1/t,
	Na2S2O3		С, моль	t, сек
					усл. ед.(tc)
1	4	8	C
2	8	4	2C
3	12	0	3C

На миллиметровой бумаге начертить график зависимости условной скорости (υ) реакции от концентрации реагирующих веществ (С).

Сделать вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции Приготовить 1 пробирку и поместить в нее 10 капель тиосульфата натрия Na2S2O3 и - 1 каплю серной кислоты H2SO4. Определить время до начала помутнения. Зафиксировать точную температуру по термометру. Внести показания в таблицу 3.2.

Приготовить 2-ю пробирку и поместить в нее 10 капель тиосульфата натрия Na2S2O3. Опустить пробирку в стакан с горячей водой

(25-30 C) и выдержать 5 минут. Зафиксировать точную температуру по термометру. Затем достать пробирку из стакана и прилить 1 каплю

20