5. Расчёт молярной энтальпии нейтрализации:

По объему кислоты и щёлочи V и молярной концентрации ионов H⁺ или OH^– (нормальности С_N) рассчитывают отдельно количество ионов H⁺ и OH^–:

n =С_N·V.

Кислота или щёлочь могут быть в избытке. Расчёт ведётся по тому виду ионов, который в недостатке (наименьшее n).

Экспериментальная энтальпия нейтрализации в расчете на 1 моль:

H°_эксп = – Q_{реакции} / n.

ПРИМЕР. n(H⁺) = 1 моль/л·0,025 л = 0,025 моль, n(OH^–) = 1 моль/л·0,020 л = 0,020 моль. В недостатке щелочь, расчет ведем по количеству ионов OH^–. Q_{реакции} = 1170 Дж. Поэтому H°_эксп= –1170 Дж/0,020 моль  –58500 Дж/моль = –58,5 кДж/моль.

Сравните H°_эксп и H°_табл. Посчитайте абсолютную и относительную ошибку опыта.

Абсолютная ошибка: H°_эксп – H°_табл.

Относительная ошибка: (H°_эксп – H°_табл) / H°_табл ·100%.

Лабораторная работа 2 скорость химической реакции, химическое равновесие

Что называют скоростью химической реакции? В каких единицах её измеряют? Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции (СХР).

ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции

Как влияет концентрация реагирующих веществ на СХР? Сформулируйте закон действия масс.

Что такое константа скорости? Зависит ли она от природы реагентов, их концентраций, давления в системе, её температуры?

Воздействие концентрации на СХР изучим на примере реакции тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ с серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SO₃ + S.

Запишите также полное и сокращённое ионное уравнения. На основе сокращённого уравнения опишите возможную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Реакция идёт во много стадий. Самой медленной (лимитирующей), скорее всего, является образование зародышей кристаллической серы.

Для опытoв 1 и 2 понадобятся: 1 н. (однонормальные, т.е. концентрации 1 экв/л) растворы серной кислоты (в этом случае 1 экв/л = 0,5 моль/л) и тиосульфата натрия (тоже 1 экв/л = 0,5 моль/л), 6 больших пробирок (на 25 мл каждая), большой стакан из стекла или устойчивого к горячей воде пластика, секундомер.

Вначале проделайте опыт качественно: слейте в пробирке по 2 мл растворов серной кислоты и тиосульфата натрия. Наблюдайте, как быстро и в каком виде появляется сера. Сразу после опыта следует мыть пробирки – потом серу отмыть намного труднее.

Заготовьте растворы в нескольких парах пробирок, как указано в таблице. Растворы подобраны так, чтобы при сливании общий объём составлял 20 мл.

Рассчитайте для каждой пары концентрацию ионов водорода и тиосульфата сразу после сливания растворов. Новая концентрация C получается из исходной C₀ по формуле: С=С₀·V₀ / V_ . Тут в знаменателе – общий объём после сливания. Внесите эти данные в таблицу.

Приготовьте секундомер и приступайте к измерениям. Секундомер запускайте в момент сливания растворов (сразу перемешайте!) и останавливайте при появлении легкой мути (опалесценции). Её рекомендуется наблюдать на тёмном фоне.

Результаты измерений и расчётов заносите в таблицу.

По времени начала опалесценции ( _o) оценивают общую скорость реакции v=1/ _o. В данном случае v измеряют в обратных секундах (с^–1).

N	Пробирка 1	Пробирка 2		Концентрации после сливания		Время помутнения	Скорость реакции
Пары	1 н. H2SO4	1 н. Na2S2O3	H2O	S2O3^2–, моль/л	H^+, моль/л	o, c	v=1/ o, c^–1
1	5 мл	5 мл	10 мл
2	5 мл	10 мл	5 мл
3	5 мл	15 мл	–
4	10 мл	5 мл	5 мл
5	15 мл	5 мл	–

По данным для пар 1, 2 и 3 постройте график зависимости v от исходной концентрации S₂O₃^2– (концентрация H⁺ при этом постоянна). Четвёртая точка – начало координат (при нулевой концентрации, естественно, и v=0).

Сравните, во сколько раз выросли концентрация S₂O₃^2– и скорость реакции.

Аналогично, по нулевой точке и данным для пар 1, 4 и 5 постройте график зависимости v от исходной концентрации H⁺ (при постоянном содержании S₂O₃^2–).

Сравните, во сколько раз выросли концентрация H⁺ и скорость реакции.

Выполняется ли закон действия масс? Чем отличаются порядок и молекулярность реакции? Что можно сказать о порядке изученной реакции?

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции

Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

Воздействие температуры на СХР также изучим на примере реакции тиосульфата натрия с серной кислотой.

Заготовьте две пары пробирок состава пары № 1 (первая строка таблицы в Опыте 1). Поставьте их в стакан с тёплой водой и термометром.

Подливая горячую или холодную воду в стакан, добейтесь, чтобы термометр показывал температуру на 10–12°C выше, чем комнатная, и чтобы растворы в пробирках имели ту же температуру. Нагретые растворы одной пары быстро слейте друг с другом, включите секундомер. Поместите пробирку со смесью обратно в стакан и отметьте время опалесценции.

Аналогичный опыт проведите со второй парой пробирок, нагревая её на 20–22 °C выше комнатной температуры.

После этого Вы имеете три измерения времени помутнения (измерение при комнатной температуре сделано в Опыте 1). Все сведения занесите в таблицу.

№ опыта	Температура		1/T,	Время помутнения	v=1/ o,	ln v
	t, ^oC	T, K	K^–1	o, c^–1	c^–1

По полученным данным оцените температурный коэффициент скорости реакции  для каждого десятиградусного интервала и средний.

Выполняется ли правило Вант-Гоффа?

Что называют энергией активации?

Запишите уравнение Аррениуса в степенной и логарифмической форме. Как выглядит эта зависимость в координатах 1/T (абсцисса) – ln v (ордината)?

Для проверки закона Аррениуса рассчитайте для всех трёх температур 1/T (в K^–1, оставляйте по 5 цифр после запятой) и ln v (в с^–1, оставляйте по 2 цифры после запятой). Постройте график, отложив первую величину по оси OX, вторую – по оси OY.

Следует соблюдать масштаб. Положение нуля здесь не важно, поэтому отсчёт по осям начинают с любого приемлемого значения. Отметки на осях должны быть "круглые", удобочитаемые, в районе экспериментальных значений.

Например, по оси 1/T удобны отметки 0,0031 .. 0,0032 .. 0,0033 .. 0,0034. По оси ln v удобны отметки –3 .. –2 .. –1 .. 0 (снизу вверх). На бумаге в клетку между отметками следует оставлять две или пять клеток. Не нужно загромождать оси отметками и подписями экспериментальных значений.

Выполняется ли в Вашем эксперименте закон Аррениуса?

ОПЫТ 3. Скорость реакции в гетерогенной системе

Опишите гомогенные и гетерогенные системы.

В гетерогенной системе реакция идёт на поверхности раздела фаз. Поэтому влияет площадь поверхности соприкосновения, а также скорость подвода исходных веществ и отвода продуктов реакции.

Изучим воздействие этих факторов на примере реакции карбоната кальция (в виде мрамора) с соляной кислотой.

Приготовьте три навески мрамора равной массы (примерно по 0,5 г). Первая навеска должна быть в виде крупных кусочков, две другие – в виде тонкого порошка.

Оцените визуально средний диаметр частиц d в кусках и в порошке.

Если все частицы имеют одинаковую форму (а внутри каждой навески – и одинаковый размер), то связь между размером одной частицы и общей площадью всех частиц простая:

S₁/S₂ = d₂/d₁.

Цифра 1 соответствует мелким частицам, 2 – крупным.

Скорость реакции v обратно пропорциональна времени растворения . Поэтому ожидается, что будет примерно выполнено соотношение:

₂/₁ = d₂/d₁.

Высыпьте навески в три чистые пробирки. Добавьте к первой из них 5 мл 10%-ной HCl и измерьте время от начала реакции до полного растворения.

Последовательно проделайте тот же опыт со второй и третьей навесками. В последнем случае всё время интенсивно взбалтывайте пробирку. Внимательно следите за ходом реакции.

Сравните данные для трёх навесок и сопоставьте отношение диаметров частиц навесок и отношение времён растворения.

Опишите, как влияют различные факторы на скорость данной гетерогенной реакции.

ОПЫТ 4. Влияние изменения температуры на химическое равновесие

Что называют химическим равновесием? Сформулируйте принцип Ле-Шателье в общем виде. Как влияет катализатор на состояние равновесия?

Что называют константой равновесия? Как её записывают для реакций в растворе и для реакций с участием газов?

В опыте используют замкнутый сосуд, состоящий из двух колб, соединённых трубкой. Сосуд наполнен оксидом азота (+4), который можно получить реакцией меди с концентрированной азотной кислотой:

Cu+4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

Сформулируйте принцип Ле-Шателье для тепловых воздействий.

Поместите одну колбу сосуда в стакан с кипятком, другую колбу – в стакан с ледяной водой. Обратите внимание на изменение окраски в каждой колбе. Это связано со смещением равновесия:

2 NO₂ N₂O₄.

Запишите стандартное выражение для константы данного равновесия.

Поскольку мономер (NO₂) тёмный, а димер (N₂O₄) бесцветный, ослабление окраски означает смещение равновесия вправо, а усиление окраски – влево.

Поменяйте местами стаканы. Как изменилась окраска газовой смеси в колбах?

Сделайте вывод о влиянии температуры на данное равновесие. Пользуясь принципом Ле-Шателье, определите знак теплового эффекта прямой реакции.

Применив следствие из закона Гесса, посчитайте стандартные изменения энтальпии и энтропии в прямой реакции.

По этим данным найдите стандартное изменение энергии Гиббса и значения константы равновесия при 10 и 90 °C. Сопоставьте результаты расчёта с наблюдениями.

ОПЫТ 5. Влияние изменения концентраций на химическое равновесие

Сформулируйте принцип Ле-Шателье для концентраций.

Воздействие концентраций на равновесие изучим на примере реакции хлорида железа (+3) с роданидом калия. Для реакций в растворах смещение равновесия анализируют по ионным уравнениям.

Обычно полное уравнение реакции представляют так:

F eCl₃ + 3KSCN Fe(SCN)₃ + 3KCl.

Этому молекулярному уравнению можно сопоставить разные ионные.

Если считать, что хлорид железа полностью распадается на ионы, а роданид железа совсем не распадается, получается следующее сокращённое ионное уравнение:

F e³⁺ + 3SCN^– Fe(SCN)₃.

Частичной диссоциации обеих солей железа отвечают другие ионные уравнения, например, такое:

F eCl²⁺ + 2SCN^– Fe(SCN)₂⁺ + Cl^–.

Запишите стандартное выражение для константы данного равновесия.

В пробирку налейте 10 мл раствора KSCN и прибавьте 1–2 капли разбавленного раствора FeCl₃. Должен получиться слабоокрашенный раствор. Его разделите на 4 равные порции.

К первой порции прибавьте концентрированный раствор FeCl₃. Во вторую порцию всыпьте ложечку сухого KSCN. К третьей порции добавьте ложечку сухого KCl или влейте 1–2 мл концентрированной HСl. Четвёртая пробирка предназначена для сравнения (исходное состояние).

Единственным ярко окрашенным веществом в системе является соединение ионов железа и роданида.

Проанализируйте изменения цвета в порциях 1-3 с точки зрения принципа Ле-Шателье. Какой из вариантов ионного уравнения противоречит опыту?