миллиметровой бумаги формата А-4.

Методические указания к оформлению и выполнению лаб. работ №6 и №7.

Внимание! Для обеих лабораторных работ требуется принести один лист

миллиметровой бумаги формата А-4.

№6 “Определение энтальпии нейтрализации” (З.Г.Васильева, А.А.Грановская, А.А.Таперова “Лабораторные работы по общей и неорганической химии”, Л.,Химия, 1986г., стр. 50-53).

Известно, что химические реакции обычно сопровождаются проявлением различных энергетических эффектов: теплового светового электрического, механического (расширения) и др. В данной работе нам предстоит ознакомиться с тепловым эффектом реакций. Химические реакции и физико-химические процессы могут протекать с выделением и с поглощением энергии.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химических реакций в изобарно-изотермических условиях (р,v=const), характеризуется изменением энтальпии системы и называется энтальпией реакции ∆Н_р, или тепловым эффектом.

Процессы, при которых теплота выделяется, называют экзотермическими, а те, при которых теплота поглощается – эндотермическими.

Существуют две системы обозначения тепловых эффектов реакций: термохимическая (Q) и термодинамическая (∆Н_р). При этом для экзотермических реакций - Q>0, ∆Н_р<0; а для эндотермических - Q<0, ∆Н_р>0.

Экспериментально энтальпии реакций определяют в специальных приборах – калориметрах, которые могут иметь различную конструкцию. Наиболее простая из них – два стеклянных стакана, свободно вставленных друг в друга (см. рис. на стр. 50). Для большей изоляции от окружающей среды и уменьшения теплообмена внутренний стакан обертывают стекловатой. Этот стакан закрывают крышкой (из пенопласта) с отверстиями для термометра, мешалки и химической воронки.

В данной работе требуется определить тепловой эффект реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием. Так, например, соляной кислоты и гидроксида натрия или азотной кислоты и гидроксида калия.

Как известно, взаимодействие любой сильной кислоты с любым сильным основанием можно представить в молекулярной (а), в ионной форме (б)

(а) HCl_(р-р) + NaOH_(р-р) → NaCl_(р-р) + H₂O_(ж)

(б) H⁺_(р-р) + Cl^-_(р-р) + Na_(р-р) + OH^-_(р-р) → Na⁺_(р-р) + Cl^-_(р-р) + H₂O_(ж), а также

в сокращенной ионной форме (в): H⁺_(р-р) + OH^-_(р-р) → H₂O_(ж), которая показывает, что

независимо от того, какие сильные кислоты и основания были взяты, нейтрализация сводится к образованию воды, причем энтальпия реакции (∆Н_нейтр.) всегда будет одна и та же (приблизительно). Поэтому теоретическое значение энтальпии нейтрализации можно рассчитать для уравнения (в), воспользовавшись следствием из закона Гесса:

∆Н⁰_нейтр. = ∆Н⁰ (H₂O_(ж)) – (∆Н⁰_H⁺ + ∆Н⁰_OH^-) = - 285,84 – (0 + (-228,62)) = - 57,22 кДж/моль

Отрицательное значение ∆Н⁰ показывает, что нейтрализация – процесс экзотермический, т.е. идет с выделением теплоты, а следовательно и с повышением температуры в системе кислота-основание. Поэтому, если реакцию нейтрализации проводить в калориметре, то можно зафиксировать скачек температуры ∆t = t_нач. – t_кон., а далее по формуле q = ∆t∑C (где С - это теплоемкость системы), рассчитать то количество теплоты (q), которое выделится в калориметре при сливании растворов сильной кислоты и сильного основания определенных объемов и концентраций.

Внимание! Следует помнить, что тепловой эффект рассчитывается на 1 моль вещества, а также то, что Q = - ∆Н⁰ _.

Таким образом, значение ∆Н⁰_нейтр., близкое к теоретическому, мы должны получить так же расчетным путем (см. стр. 50-51), но на основании некоторых экспериментальных данных.

В данной работе, как и в любой другой физико-химического плана, следует:

· сформулировать цель;

· привести список приборов, посуды, реактивов;

· коротко изложить идею (сущность) эксперимента;

· нарисовать прибор или вклеить рисунок с указанием всех его частей;

· составить порядок выполнения работы, четко формулируя все стадии проведения опыта (см. стр. 51-53);

· учесть, что значение для t_нач. можно взять лишь то, которое не изменялось в течение минимум 3 минут; при этих измерениях все показания термометра с интервалом в 30 сек или в 1 мин должны быть занесены в таблицу;

· графика изменения температуры со временем;

· выделить экспериментальные данные и расчетную часть;

· оценить ошибку эксперимента.

№7 “Скорость химических реакций и химическое равновесие” (З.Г.Васильева, А.А.Грановская, А.А.Таперова “Лабораторные работы по общей и неорганической химии”, Л.,Химия, 1986г., стр. 42-45, оп.1б, оп.2,3,6).

Переход системы из одного состояния в другое, в том числе и химическая реакция, всегда протекает во времени и измеряется скоростью химической реакции. Скорость химической реакции (υ) показывает число химических взаимодействий в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице площади поверхности (для гетерогенных реакций) за единицу времени. Скорость гомогенной реакции измеряется изменением концентрации С реагирующего вещества в единицу времени υ = ± ∆C/∆t.

Известно, что скорость химической реакции может меняться под воздействием ряда факторов, из которых наиболее важными являются концентрации реагирующих веществ и температура.

Зависимость скорости гомогенной реакции от концентраций веществ устанавливает закон действующих масс, согласно которому скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

При повышении температуры обычно скорость химической реакции увеличивается в соответствии с правилом Вант-Гоффа, утверждающим, что при повышении температуры на каждые 10⁰ скорость реакции и ее константа скорости увеличиваются в 2-4 раза. Значительно болееточно зависимость константы скорости от температуры описывается уравнением Аррениуса.

Для того чтобы на опыте убедиться в справедливости этих утверждений, следует выбрать такую реакцию, которая, во-первых, протекала бы достаточно медленно, а во-вторых, сопровождалась бы какими-либо видимыми изменениями. В качестве такого объекта для исследований в лабораторных условиях наиболее подходит система тиосульфат натрия - серная кислота (Na₂S₂O₃ + H₂SO₄).

Тиосульфат натрия устойчив в кристаллическом состоянии и в не слишком кислотных растворах. В кислотных растворах образуется тиосерная кислота:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₃ + Na₂SO₄ или S₂O₃^2- + 2H⁺ → H₂S₂O_3.

Эта стадия реакции протекает быстро, но образующаяся тиосерная кислота неустойчива и самопроизвольно разлагается с образованием свободной серы, диоксида серы и воды:

H₂S₂O₃ → S↓ + SO₂ + H₂O

Эта реакция проходит сравнительно медленно, за ее прохождением удобно следить по образованию светло-желтой суспензии серы. И хотя данная реакция не является простой, условно мы будем считать ее элементарной.

В первых двух опытах мы должны убедиться, что скорость образования коллоидной серы при изменении концентраций реагентов меняется по линейному закону, а при изменении температуры – по экспоненциальному закону.

В данной лабораторной работе следует:

· сформулировать цель;

· перечислить оборудование, посуду, реактивы, которые потребуются при выполнении всех опытов;

· изложить идею (сущность) лабораторной работы в целом, т.е. что именно следует изучить и проверить во всех выше перечисленных опытах;

· написать уравнение реакции, которая выбрана для изучения, и ее стадии;

отметить основной признак, по которому можно судить о скорости реакции;

· написать номера и названия опытов, их конкретную задачу;

· для опыта 1б нарисовать следующую таблицу

и оставить место, чтобы вклеить график зависимости скорости от концентрации соли, начерченный на миллиметровой бумаге.

Не следует подробно описывать словами, как готовили растворы соли; разбавленная серная кислота берется по 1 мл для всех измерений;

· для опыта 2 нарисовать другую таблицу

и оставить место для графика зависимости скорости от температуры;

· для опытов 3 и 6 следует написать уравнения происходящих реакций и описать словесно наблюдаемые явления; дать им объяснения;

· сформулировать краткие выводы по проделанной работе.