лабораторные работы по химии

Введение
Методические указания к лабораторным работам	предназначены для

студентов инженерно-технических (нехимических) специальностей.

Для обеспечения безопасных условий труда в лаборатории в первую очередь необходимо, чтобы внимание студентов было полностью сосредоточено на выполняемой ими работе. Все операции должны выполняться тщательно и аккуратно, поэтому прежде чем приступить к работе, студенты должны изучить приведенные в настоящем руководстве правила по технике безопасности. В каждой лаборатории имеются инструкции по технике безопасности, изучив которые и получив дополнительный инструктаж от преподавателя, студенты приступают к выполнению лабораторных работ.

В процессе работы необходимо использовать только чистую химическую посуду, так как даже малейшие примеси могут привести не только к срыву опыта, но и к несчастному случаю. Рабочий стол следует содержать в чистоте и не в коем случае не загромождать посторонними предметами.

Студенты должны научиться ясно и точно описывать проведенные ими опыты. Для этого по каждой работе, выполненной в лаборатории, они составляют отчет.

Описание лабораторной работы ведется в процессе ее выполнения или сразу же после окончания. В отчете должно быть отражено, что происходило в ходе реакции: появление или исчезновение окраски или осадка, выделение газа, самопроизвольное повышение температуры и т.д., как контролировалось течение реакции.

4

Лабораторная работа № 1. Тепловой эффект химических реакций.

1.ЦЕЛЬ РАБОТЫ: Определение опытным путем энтальпии растворения вещества.

2.РАБОЧЕЕ ЗАДАНИЕ: Определить экспериментально изменение температуры калориметрической жидкости в зависимости от времени. Рассчитать тепловой эффект реакции.

3.ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ:

Все процессы, имеющие значение в химии - химические реакции, реакции растворения, реакции диссоциации, фазовые переходы, кристаллизации, сопровождаются различными энергетическими эффектами.

Превращение энергии из одной формы в другую, происходящее при химических реакциях, изучает химическая термодинамика.

Количество теплоты, выделяющиеся или поглощающееся при химической реакции называется тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект химической реакции, протекающий при постоянном давлении равен изменению энтальпии Н. В термохимии приняты следующие знаки: если система выделяет тепло в окружающую среду, то реакция называется экзотермической, величина Н имеет знак «-» (Δ Н<0). Если система поглощает тепло из окружающей среды реакция

называется эндотермической и величина Н имеет знак «+» (Δ Н>0).

Основным законом термохимии является закон Гесса: «Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний реагирующих веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса».

Для химический расчетов важна энтальпия образования сложного вещества. Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартных условиях (Т=298 К и р=101,3 кПа), то энтальпия образования 1 моль вещества называется стандартной энтальпией образования. Она обозначается Нº298 . Стандартные энтальпии простых веществ принимаются равными нулю. Значения стандартных энтальпий образования приводятся в таблице справочной литературы.

Следствием закона Гесса является соотношение:

ΔΗ= Σni× ΔΗ0298− Σni× ΔΗ0298

продуктов

исходных веществ

Тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции, измеряют в специальных приборах калориметрах.

3.1. ЭНТРОПИЯ И СВОБОДНАЯ ЭНЕРГИЯ СИСТЕМЫ. НАПРАВЛЕННОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.

Вопрос о самопроизвольном протекании реакции решается расчетным путем на основании уравнения: ΔG=ΔH-T*ΔS где: ΔG-изменение свободной энергии Гиббса кДж/моль; Н-изменение энтальпии, кДж/моль; ΔS-изменение энтропии Дж/моль*К; Т-абсолютная температура, К.

О направлении химических реакций позволяет судить знак ΔG:

ΔG<0 ( в химическом процессе происходит понижение свободной энергии Гиббса)-процесс может идти самопроизвольно.

5

ΔG>0-процесс невозможен.

ΔG=0-в системе устанавливается равновесие.

Мерой неупорядоченности в системе является энтропия, вычисляемая по формуле: S=K*lnW , где К-постоянная Больцмана; W-термодинамическая вероятность. Это число равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние. Энтропия увеличивается с ростом беспорядка в системе.

4.ОБЪЕКТ ИССЛЕДОВАНИЯ.

Определение теплового эффекта реакции.

5.КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.В чем, по вашему мнению, может быть причина расхождений между результатами ваших измерений и расчетов?

2.При каких химических реакциях измеренная энтальпия реакции равна энергии этой реакции?

3.Вычислить стандартную энтальпию образования сероуглерода, по реакции сгорания 38г. сероуглерода: CS2+3O2=2SO2+CO2 ΔH= - 1103 кДж?

4.Какие термодинамические функции вы знаете ?

6.ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ УСТАНОВКИ И ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ ОПЫТА.

Оборудование и реактивы: термометр ртутный, калориметр, цилиндр на

100мл, сухие вещества NH4CNS, KOH, KCl, NH4Cl.

ОПЫТ 1: Определение теплоты растворения.

Для определения изменений энтальпии используется так называемый открытый калориметр, состоящий из внутреннего калориметрического стакана и стакана, играющего роль внешней оболочки, а также теплоизоляционной прослойки между ними, крышки, термометра (рис. 1)

Калориметрический стакан наполняют 250 мл дистиллированной воды, закрывают крышкой и в течение 15 минут следят по термометру за температурой, делая замеры через каждые 3 минуты по секундомеру. Затем вносят указанное количество растворяемого вещества (Н2SO4 из пипетки, соль или щелочи высыпают в твердом состоянии). Момент внесения вещества отмечают как 0 секунд главного периода, жидкость размешивают до полного растворения вещества - конец главного периода, отмечают температуру калориметрической жидкости, затем в течение 18 минут следят за изменением температуры, отмечая её через каждые 3 минуты по секундомеру. Результаты опыта заносят в таблицу 1:

6

			Таблица №1.
	Предварительный	Главный	Заключительный
	период (15 мин.)	период	период (18 мин.)
0, мин.	0 3 6 9 12 15	n (сек.)	0 3 6 9 12 15 18
Т,˚С

Т - определяют графическим способом (рис. 2). Расчет результатов опыта:

1. Количество теплоты: Q=ΔT*(mк.ж.*4,18+Cк), где

Т-изменение температуры.

4,18Дж/г*град - удельная теплоемкость воды; mк.ж - масса калориметрической жидкости;

mк.ж= mH2O+mв-ва

mH2O- масса воды в граммах;

mв-ва- масса растворенного вещества в граммах; Ск- теплоемкость калориметра;

Ск=146,3 Дж/град;

2. Тепловой эффект реакции ΔH: ΔH=Q/V, где

V- количество моль реагирующего вещества (V=m(растворим. в-ва)/М)

7. РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ПЛАНИРОВАНИЮ И ПРОВЕДЕНИЮ ЭКСПЕРИМЕНТА.

1. График построить на миллиметровой бумаге.

2. Причиной высокого значения относительной ошибки результатов опыта является несовершенство упрощенного калориметра.

8. СОСТАВЛЕНИЕ ОТЧЕТА.

1. Цель работы, задание

2. Порядок проведения опыт

3. Задание.

4. Таблица экспериментальных данных.

5. Рисунок калориметра (рис.1)

6. График с определением Т на миллиметровой бумаге, размером 15на15 см включить в отчет (рис.2).

7. Описание опыта.

8. .Расчет Н и относительной погрешности η в %.

9.Вывод

10.Ответы на контрольные вопросы.

7

Рис. 1 Калориметр.

1.Внешний стакан

2.Крышка

3.Теплоизоляционная прокладка

4.Калориметрическая жидкость

5.Внутренний калориметрический стакан

6.Термометр

7.Отверстия для внесения испытуемых веществ

рис. 2 Графическое определение Т.

8

9. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ.

1..Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии . Москва: Интеграл – пресс, 2001 – 2006,66 -79 с.

2. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2004,116 -141 с. 3.Белозерова Т.И. Химия. Конспект лекций. в двух частях для. инженернотехнических ( нехимических) специальностей.- Северодвинск: Севмашвтуз., 2009г.,часть1.

4. Белозерова Т.И. Термохимические расчеты. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье. Методические указания к практическим работам. Севмашвтуз, 2006, 14с.

10.РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ТЕХНИКЕ БЕЗОПАСНОСТИ.

1.Соблюдайте осторожность при работе с термометром и с раствором щелочи.

2В случае попадания щелочи на одежду следует смыть её водой, а затем нейтрализовать раствором уксусной кислоты с массовой долей 5%. 3.При попадании на лицо, глаза и на руки химических реактивов следует промыть пораженный участок большим количеством воды.

4.Не оставляйте на рабочих местах грязную посуду.

9

Лабораторная работа № 2.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры.

1. ЦЕЛЬ РАБОТЫ: Установить зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ .

2. РАБОЧЕЕ ЗАДАНИЕ: Проделать опыты. Ответить на контрольные вопросы.

3.ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ 3.1. ПОНЯТИЕ О СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.

Скоростью химической реакции (υ) называется изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

По изменении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции можно судить об изменении концентрации всех остальных веществ.

Пусть за промежуток времени от τ1 до τ2 концентрации некоторых веществ изменились с С1 до С2 . Тогда средняя скорость реакции в среднем интервале времени равна:

V ср.=±	С =±	С2− С1
	Δτ	τ2− τ1
где: С1	и С2	– концентрации веществ, [моль/л];
τ1 и τ2	– время, [мин, сек];

υ ср – скорость реакции, [моль/л*сек; моль/см3*мин] Различают гомогенные и гетерогенные реакции.

Реакции, протекающие в однородной среде, называют гомогенными. Эти реакции идут по всему объёму системы Гетерогенными называют реакции, идущие на поверхности соприкосновения твёрдого вещества и газа, твёрдого вещества и жидкости. 1)Н2(г)+J2(г)=2НJ(г)-гомогенная реакция

10

2)2Nа(тв)+2Н2О(ж)=2NаOH(р-р)+Н2(г)-гетерогенная реакция.

Для гетерогенных процессов скорость определяется изменением концентрации реагирующих веществ или образовавшихся в ходе реакции за единицу времени на единице поверхности.

V	=	ΔC	моль
	гет.	Δτ× S	л м с

3.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. 1. Влияние природы реагирующих веществ.

Природа реагирующих веществ оказывает очень существенное влияние на скорость хим. реакций. Так, например, щелочные металлы натрий и калий с одним и тем же веществом – водой реагируют с разными скоростями. Атомы калия имеют большой радиус и поэтому свои электроны отдают гораздо энергичнее, чем атомы натрия, поэтому реакция калия идет гораздо быстрее.

2. Влияние концентрации реагирующих веществ.

Пусть молекула вещества А реагирует с молекулой вещества В с образованием продукта реакции АВ в газовой смеси.

А+В=АВ Для получения АВ из А и В необходимо, чтобы молекулы А и В прореагировали,

т.е. столкнулись между собой. Без соударения вещества А В не получится. Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов – это закон действующих масс. Математический закон выражается так:

аА+вВ=сС

V= kCaA CbB

k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции. Коэффициент k численно равен скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1моль/л, или когда произведение концентраций равно единице.

а и в – стехиометрические коэффициенты.

В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации только жидких и газообразных веществ. Концентрация твердого вещества величина постоянная, поэтому не входит в константу скорости К.

Например, для реакции горения угля:

С(тв.)+О2=СО2(газ)

V = k CO2

3. Влияние температуры на скорость реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант - Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10°С скорости реакции возрастает в 2-4 раза.

T2−T1

VT2= V T1¿γ10

Где VT2 и VT1 - скорости при температуре Т1 и Т2 . γ - температурный коэффициент.

11

3.1. Примеры решения задач.

Пример 1: Как изменится скорость реакции протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

2NO(г.)+О2(г.)=2NO2

Решение:

увеличить давление в 4 раза означает увеличить и концентрацию газов во столько же раз.

1. Определяем скорость реакции до повышения давления. V1 =K*C2NO*CO2

2. Определяем скорость реакции после повышения давления. V2=K*(4CNO)2*(4CO2)=64K*C2NO*CO2

3. Определяем, во сколько раз возросла скорость реакции

V1/V2=64*K*C2NO*CO2 / K*C2NO*CO2

Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.

Пример 2: Во сколько раз возрастёт скорость реакции при повышении температуры с 20 С˚ до 50 С˚? Температурный коэффициент равен 3.

Решение:

По правилу Вант – Гоффа:

T2−T1

VT2= V T1¿γ10

VT

1

По условию требуется определить VT2 . Подставим данные в формулу:

VT1			T2− T1	50− 10
			10	10
VT	2	= γ		= 3

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

4. ОБЪЕКТ ИССЛЕДОВАНИЯ.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ должна быть показана на основании измерения времени от момента сливания растворов до начала реакции, определяемой по помутнению раствора, обусловленному выделением свободной серы.

5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

1.Что называется скоростью химической реакции?

2.Какова зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ?

3.Как называется величина К? Каков её физический смысл?

4.Зависит ли коэффициент К от изменения температуры?

5.Как влияет температура на скорость химической реакции?

6.Как влияет давление на скорость химической реакции между газообразными веществами?

6. ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ УСТАНОВКИ И ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ ОПЫТА Оборудование и реактивы: серная кислота 2% раствор (ρ=1015 Кг/м³),

12

тиосульфат натрия 2% раствор (ρ=1005 Кг/м³), пробирки, мерные цилиндры, термометр, секундомер, стаканы.

ОПЫТ 1. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ. Реакция тиосульфата натрия Na2S2O3 с серной кислотой протекает по уравнению:

Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+S↓+H2SO3

Соответствующие объемы воды серной кислоты и тиосульфата натрия отмеряем мерным цилиндром. Растворы сливаются в одну пробирку и смешиваются быстрым движением, взбалтыванием. С этого момента до начала реакции измеряется время по секундомеру. Начало реакции указывает появление в растворе мути. Опытные данные вносят в таблицу 1.

Таблица 1.

№	V(мл)	V(мл)	V(мл)	Vобщ(мл)	Время	Скорость
опыта	H2SO4	Na2S2O3	H2O	смеси	t. сек	реакции
1				20
2				20
3				20

На основании полученных данных выразить графически зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

Отложить на оси абсцисс объемы в мл тиосульфата, а на оси ординат – время в секундах.

ОПЫТ 2.ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ. Зависимость скорости реакции от температуры должна быть показана на основании измерения времени от момента взаимодействия растворов серной кислоты и тиосульфата натрия при трех различных температурах. Во всех трех опытах концентрации и объемы растворов серной кислоты и тиосульфата натрия одинаковы.

В первом опыте в одну пробирку отмеряют 15 мл 2 % раствора тиосульфата натрия, а в другую – 5 мл 2% раствора серной кислоты. Обе пробирки опускают в стакан с горячей водой (tº~30ºС). В то же стакан опускают термометр. Спустя 5 мин. Измеряют температуру воды и, вынув из воды обе пробирки, сливают раствор серной кислоты в раствор тиосульфата натрия. Растворы смешивают быстрым взбалтыванием. С этого момента до начала реакции (появление мути) измеряется время по секундомеру.

Такие же опыты производятся с теми же объемами растворов серной кислоты и тиосульфата натрия при 40-50ºС и при охлаждении водопроводной водой.

Полученные данные вносятся в отчет по форме таблицы 2.

Таблица 2.

13