| № реакционной смеси | № пробы | Время взятия пробы | Объем Na2S2O3, взятый для титрования, мл | Исходная концентрация, моль/л | Равновесная концентрация, моль/л | Константа равновесия, Kс | ||||
| 
| 
| 
| 
| 
| |||||
| I | ||||||||||
| II |
Проводят обсуждение полученных данных и представляют письменное заключение о результатах выполненной работы.
Техника безопасности при выполнении работы. Следует соблюдать осторожность при работе с химической посудой, особенно при изучении реакции при различных температурах, когда требуется выдерживать реакционные смеси в термостате и затем брать из них пробы.
Вопросы для самоконтроля
1. Объясните, почему отбираемую пробу выливают в холодную воду?
2. Изменение концентрации какого компонента используют при изучении данной реакции? Объясните сущность применяемого метода и правила добавления индикатора.
3. Каким образом определяют установление равновесия в данной реакционной смеси?
4. Каким образом по экспериментально определяемой равновесной концентрации можно рассчитать равновесные концентрации остальных участников реакции?
5. Как экспериментально можно показать смещение химического равновесия?
6. Каким образом можно подтвердить, что константа химического равновесия не зависит от концентрации исходных веществ?
РАБОТА№ 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ СИЛЬНОЙ КИСЛОТЫСИЛЬНЫМ ОСНОВАНИЕМ
Цель работы: определить энтальпию нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.
Аппаратура и реактивы: изотермический калориметр с мешалкой и термометром; весы технические; мерные колбы на 100 мл и 1000 мл; бюксы для взвешивания соли; 10 % раствор NaOH; 2 н раствор H2SO4; соль для определения теплоемкости калориметрической системы; бутыль с водопроводной водой комнатной температуры.
Интегральная энтальпия растворения соли 
– это изменение энтальпии изотермического растворения одного моля соли в данном количестве растворителя с образованием раствора концентрации m. Значение величины зависит от концентрации полученного раствора, поэтому для этой соли можно получить ряд значений 
, отвечающих концентрациям: m0, m1, m2, и т. д.
Наряду с интегральной энтальпией растворения, термохимия оперирует понятием дифференциальной энтальпии растворения. Это изменение энтальпии изотермического растворения одного моля вещества в бесконечно большом количестве раствора заданной концентрации. Интегральные энтальпии растворения определяются экспериментально, а дифференциальные вычисляют по зависимости интегральных энтальпий растворения от концентрации раствора.
Энтальпия образования кристаллогидрата (энтальпия гидратообразования ( 
)) – это количество теплоты, или изменение энтальпии в процессе образования одного моля кристаллогидрата из безводной соли и соответствующего количества кристаллизационной воды. Например, энтальпия гидратообразования 
будет равна количеству выделяемой теплоты реакции присоединения пяти молей воды к одному молю безводной соли по уравнению
|
Установлено, что реакция нейтрализации одного моля любой сильной кислоты (HCl, HNO3 и т. п.) сильными основаниями (NaOH, KOH и т. п.) в достаточно разбавленных водных растворах сопровождается выделением одинакового количества теплоты и при 298 К эта величина приблизительно равна 55,900 кДж/моль. Постоянство этой величины соответствует тому, что реакция нейтрализации, в данном случае, сводится к реакции образования одного моля воды в жидком состоянии из ионов водорода и гидроксид-ионов согласно уравнению
|
Этот факт подтверждает полную диссоциацию сильных электролитов в разбавленных водных растворах.
Количество теплоты, выделившейся при взаимодействии одного моль–эквивалента кислоты с одним моль–эквивалентом основания, называется теплотой нейтрализации или изменением энтальпии нейтрализации ( 
).
Нейтрализация слабой кислоты сильным основанием (или слабого основания сильной кислотой) протекает несколько иначе, так как сопровождается диссоциацией слабого электролита с изменением энтальпии диссоциации 
, которая оказывает влияние на значение энтальпии нейтрализации.
В связи с тем, что энтальпия диссоциации зависит от природы слабого электролита и может быть как положительной, так и отрицательной величиной, энтальпия нейтрализации слабой кислоты сильным основанием или, наоборот, сильной кислоты слабым основанием может отличаться от величины –55,900 кДж/моль.
Методика проведения эксперимента. При выполнении данной работы необходимо провести три опыта.
Опыт 1. Определение энтальпии процесса смешения (D mixH) растворов кислоты и щелочи
Берут 100 мл 10 % раствора NaOH и разводят его водой в мерной колбе до объема 1000 мл. (Воду для приготовления растворов берут из бутыли). Полученный раствор щелочи выливают в калориметрический стакан, который помещают в калориметр, погружают в него мешалку, термометр (если есть необходимость, проводят настройку термометра). В круглодонную колбочку наливают 60 мл кислоты заданной концентрации, помещают в калориметр, закрывают его крышкой, включают мешалку и начинают опыт. После завершения предварительного периода кислоту вливают в раствор щелочи, продолжая регистрировать температуру через каждые 30 с. Результаты измерений заносят в табл.1.2. Изменение энтальпии смешения двух жидкостей ( 
), соответствующее данному опыту, состоит из трех составляющих:
1) энтальпии нейтрализации кислоты щелочью ( );
2) энтальпии разведения кислоты водой, вносимой вместе с раствором щелочи 
;
3) энтальпии разведения раствора щелочи водой, вносимой вместе с раствором кислоты 
.
В нашем случае тепловым эффектом разведения щелочи водой можно пренебречь, так как объем раствора щелочи во много раз превосходит объем воды, вносимой с раствором кислоты. Теплота разведения кислоты может достигать 10 % от теплоты нейтрализации, поэтому ее необходимо учитывать.
| (1.58) |