Контролирующие задания

1.Приведите формулы для вычисления всех способов выражения концентрации растворов: массовой доли, молярной, эквивалентной, моляльности, титра и мольной доли растворённого вещества.

2.Выведите формулы перехода от молярной концентрации к массовой доле растворенного вещества, моляльности и титру раствора.

3.Рассчитайте объем раствора гидроксида натрия с плотностью 1,15 г/мл, необходимый для приготовления 250 мл 0,08 М раствора.

4.Для нейтрализации 10 мл раствора гидроксида бария израсходовано 7 мл 0,1 н. азотной кислоты. Определите молярную концентрацию гидроксида бария.

5.Выведите математическое выражение закона химических эквивалентов применительно к растворам.

6.Выведите математическое выражение для расчета массы растворенного вещества, если известны его массовая доля, объём и плотность раствора.

6.Выведите математическое выражение для расчета массы растворенного вещества в любом объёме раствора при известной молярной концентрации раствора.

Работа 11.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РАСТВОРЕНИЯ

Физико-химические процессы (растворение, плавление, гидратация и др.) сопровождаются, как и химические реакции, поглощением или выделением тепла. При растворении солей в воде происходят два процесса: эндотермический, связанный с разрушением кристаллической решетки, и экзотермический, обусловленный взаимодействием растворенного вещества и воды с образованием гидратов. В зависимости от того, какой из этих процессов преобладает, тепловой эффект растворения может быть или положительным (эндотермическое растворение), или отрицательным (экзотермическое растворение).

Количество теплоты, поглощающейся (выделяющейся) при растворении одного моля вещества, называется теплотой растворения данного вещества.

Экспериментальное определение теплоты растворения проводят в калориметрах. В данной работе используются те же калориметры, которые применяются в работе № 7 «Тепловой эффект реакции». Рисунок и описание калориметра смотрите в этой работе. Описание методики оп-

69

ределения теплоемкости калориметра с помощью горячей воды для удобства проведения данной работы повторяется и, кроме того, приводится методика определения этой величины с помощью хлорида аммония.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение теплоемкости калориметра

с помощью горячей воды

Ход опыта. 1. Записать температуру калориметра (Т1).

2. Набрать в стакан с помощью мерного цилиндра 100 мл нагретой до 50–60 °С воды, температуру измерить с точностью до 0,1 °С и записать (Т2). Быстро вылить нагретую воду во внутренний стакан калориметра. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру воды в калориметре и показания термометра заносить в таблицу

Время, мин	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
T,°С

В ходе измерений наблюдается три периода: 1) температура в калориметре быстро уменьшается (нагревается внутренний стакан калориметра); 2) температура стабилизируется (наступает тепловое равновесие); 3) температура медленно уменьшается (за счет рассеивания тепла). Для расчетов теплоемкости брать температуру второго периода, остающуюся постоянной в течение 2–3 мин. Эту температуру назовём равновесной и обозначим символом θ (греч. «тэта»).

Количество тепла, сообщенное калориметру нагретой водой, определяется по уравнению

Q =CH2O mH2O (T2 −θ)

(3)

Количество теплоты, поглощенное калориметром, определяется по уравнению:

Q = K·(θ – Т1)

(4)

Поскольку левые части уравнений (3) и (4) равны, то приравниваем правые части и получаем формулу для расчета теплоемкости калориметра:

	CH	O mH	O (T2	−θ)		418. 100 (T	−θ)
K =	2	2			=	2		(5)
		θ − T1				θ − T1

Определяемая по формуле (5) величина К измеряется в Дж/град.

70

Опыт 2. Определение теплоёмкости калориметра

с помощью хлорида аммония

Растворение хлорида аммония сопровождается поглощением тепла, теплота растворения равна 15,3 кДж/моль. Таким образом, при растворении NH4Cl происходит понижение температуры. По величине понижения температуры можно определить теплоемкость калориметра.

Ход опыта. 1. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, выдержанной в комнате; температуру записать (Т).

2.Взвесить 10,0 г хлорида аммония.

3.Всыпать хлорид аммония в калориметр. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру раствора и записывать

еев таблицу, такую же, как в опыте 1.

Входе опыта наблюдается три периода: 1) температура в калориметре уменьшается, т.к. идет растворение с поглощением тепла; 2) температура стабилизируется (растворение закончилось); 3) температура медленно повышается за счет поступления тепла извне. Для расчетов

берется температура второго периода (θ).

Теплоемкость калориметра вычисляется по формуле:

K = QT = TQ−θ ,

где Q – теплота растворения хлорида аммония, пересчитанная на взятую навеску соли.

Опыт 3. Определение теплоты растворения нитрата калия

Ход опыта. 1. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, выдержанной в комнате; температуру записать (Т).

2.Взвесить 10,0 г нитрата калия.

3.Всыпать нитрат калия в калориметр. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру раствора и записывать ее в таблицу, такую же, как в опыте 1.

Входе опыта также наблюдается три периода (см. опыт 2): Для

расчетов берется температура второго периода (θ). Количество поглощенного тепла вычисляется по формуле:

Q = K· T = K·(T – θ),

где K – теплоемкость калориметра.

Затем производится пересчет на один моль нитрата калия ( Н°оп).

71

Погрешность опыта (в %) вычисляется по формуле:

	H o	−	H o
η = ±	теор		оп	100 %
		o
	H теор

с учётом теоретической величины теплоты растворения нитрата калия, которая равна 36,3 кДж/моль.

В отчёте описать опыт и объяснить поглощение теплоты при растворении этого вещества.

Опыт 4. Определение теплоты растворения гидроксида натрия

Ход опыта. 1. Во внутренний стакан калориметра залить 100 мл воды, замерить температуру воды и записать показание термометра.

2.Взвесить 10,0 г гидроксида натрия, соблюдая меры предосторожности при работе с сухими щелочами.

3.Щелочь всыпать во внутренний стакан и, непрерывно перемешивая, с интервалом в 30 с, замерять температуру; показания термометра заносить в таблицу, такую же по форме, как в опыте 1.

4.Вычислить теплоту растворения с помощью уравнения (для расчетов брать температуру второго периода):

Q = K·∆T,

где Т – изменение температуры, К – теплоёмкость калориметра. Полученную величину привести к одному молю щелочи по урав-

нению:

H = QmM ,

где m – навеска вещества (10 г), M – молярная масса вещества.

В отчете описать опыт, привести рисунок калориметра, таблицы опытных данных и все вычисления. Сравнить полученную опытную величину энтальпии растворения NaOH с табличной (–42,4 кДж/моль) и вычислить погрешность опыта. Объяснить выделение теплоты при растворении этого вещества.

Опыт 5. Определение теплоты гидратации сульфата меди

Теплота гидратации Н°гидр определяется по теплоте растворения безводной соли и кристаллогидрата.

Ход опыта. 1. Получить у лаборанта безводный сульфат меди (II) и кристаллогидрат – медный купорос CuSO4·5H2O. На технохимических весах или электронных весах взять навески по 10 г обоих веществ.

72

2. Провести опыт по растворению безводной соли, а затем повторить его для кристаллогидрата. Последовательность операций (ход опыта) такая же, как в опытах 3 и 4.

По результатам опытов вычислить теплоту растворения безводной соли ( Н°1) и кристаллогидрата ( Н°2).

Рассчитать опытное значение теплоты гидратации безводной соли, исходя из следующих соображений. Теплота растворения безводной соли – это сумма теплоты гидратации сульфата меди и теплоты растворения полученного кристаллогидрата. Иными словами, растворение безводного сульфата меди (II) можно представить состоящим из двух стадий:

1. СuSO	(к) + 5Н О(ж) = CuSO ·5H O(к);			Н0	;
4	2		4 2	гидр
2. CuSO ·5H O(к) = CuSO ·5H O(р);				Н0 .
4	2	4	2	2

По закону Гесса Н°1 = Н°гидр + Н°2, следовательно

Н0гидр = Н10 – Н02

Сравнить полученную в опыте величину теплоты гидратации сульфата меди (II) со справочным значением (78,2 кДж/моль), вычислить погрешность опыта и сделать вывод.

Контролирующие задания

1.Какое количество теплоты называется теплотой растворения вещества? Чем отличается от теплоты растворения энтальпия растворения?

2.Как называются две стадии, на которые можно разделить (теоретически) процесс растворения вещества в воде? Какая из них для для солей является эндотермическим, а какая экзотермическим прцессом?

3.Почему все кислоты и щелочи растворяются в воде с выделением тепла, а большинство солей – с поглощением?

4.Найдите в справочнике соль, которая растворяется с выделением тепла и объясните причину его выделения.

5.Выведите формулу для вычисления теплоемкости калориметра при ее определении с помощью горячей воды.

6.Изобразите общий вид графика изменения температуры воды в калориметре, если в нем идет процесс экзотермического растворения.

7.Изобразите общий вид графика изменения температуры воды в калориметре, если в нем идет процесс эндотермического растворения.

73

Работа 12. ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ

В растворах электролитов реакции протекают между ионами, поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их уравнений в ионно-молекулярном виде. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты – в виде ионов. Например, реакции нейтрализации записываются так:

HCl + KOH = KCl + H2O – молекулярное уравнение H++ OH– = H2O – ионно-молекулярное уравнение,

из которого следует, что сущность этого процесса сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита – воды.

Уравнения реакций:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaNO3

сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества – сульфата бария:

Ba2+ + SO42– = BaSO4↓

Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадков или газов) или молекул слабых электролитов:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑

CO 23− + 2H+ = H2O + CO2↑

В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциирующих веществ. Например:

↓Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O

↓Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O

В этой реакции равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита – воды, ионное произведение которой равно 10–14, тогда как ПР(Mg(OH)2) = 5,5·10–12. Доказательством этому служит расчет константы равновесия реакции (К). Реакция будет протекать в прямом

74

направлении, если К > 1. Запишем константу равновесия для реакции в ионном виде:

Mg(OH)2 ↓+ 2H+ = Mg2+ + 2H2O

K =	[Mg 2+ ] [H 2 O]2
	[Mg(OH)2 ] [H + ]2

В выражение константы равновесия не входит концентрация твердого вещества и воды. Поэтому выражение константы можно преобразовать:

K= [Mg 2+ ] [H + ]2

Помножим числитель и знаменатель дроби на [OH-]2 и получим следующее выражение:

	K =	[Mg2+	] [OH− ]2
		[H+ ]2	[OH− ]2

Произведение в числителе дроби есть ничто иное как произведение растворимости гидроксида магния (ПР(Mg(OH)2), а в знаменателе – квадрат ионного произведения воды (Кw = [H+]·[OH-] = 10–14). Таким образом, константа равновесия ионообменной реакции имеет следующий вид:

К = ПР(Mg(OH)2 )

K2W

ПР(Mg(OH)2) = 5,5·10–12, Кw = 10–14. Подставим приведенные значения в уравнение и получим значение константы равновесия:

К = 5,5 −10−12 =5,5 1016 (10 14 )2

следовательно, реакция будет протекать в прямом направлении.

В любом случае можно показать, что константа равновесия ионообменной реакции есть отношение константы (или произведения констант) реагентов (ПР, Кнест., Кд и т.д.) к константе (или произведения констант) продукта реакции с учетом стехиометрических коэффициентов перед соответствующими веществами в ионном уравнении реакции.

Например, для реакции:

CuS + 2HCl 'CuCl2 + H2S

75