8. Лабораторные работы

8.1. Определение энтальпии реакции нейтрализации

Реакции между растворами сильных кислот и сильных оснований, например:

NaOH + HCl→ NaCl+H₂O,

KOH + ½ H₂SO₄→½ K₂SO₄ + H₂O,

выражаются общим для них термохимическим уравнением

H⁺ + OH^–→ H₂O; _.∆H= – 56,9 кДж/моль.

Теплота реакций нейтрализации слабых электролитов меньше 56,9Дж/моль. Значение теплоты реакции нейтрализации в этих случаях не является постоянным, т.к. оно зависит от природы слабой кислоты и слабого основания. Это объясняется тем, что экзотермическому процессу образования воды из ионов H⁺ и OH^– в случае взаимодействия слабых электролитов предшествует эндотермический процесс диссоциации электролитов (кислот и оснований). Чем меньше количество тепла, выделяющееся в результате реакции нейтрализации слабого электролита, тем больше энергии поглощается при его диссоциации, тем слабее электролит. Таким образом, силу электролита можно сопоставить, сравнивая величину

∆H_{нейтр. сл.эл–та} – (–56,9) = _.∆H_{дисс. сл.эл–та}

Чем больше эта величина, тем слабее электролит.

Выполнение работы

1. Получить у лаборанта растворы необходимых веществ:

а) NaOH и HCl;

б) NH₄OH и HCl;

в) NaOH и CH₃COOH;

г) NH₄OH и CH₃COOH;

д) KOH и HNO_3.

2. Налить во внутренний стакан калориметра 40 мл раствора электролита с меньшей концентрацией (0,3–0,5 – молярный раствор). Измерить начальную температуру раствора (при работающей мешалке).

3. Быстро влить через воронку 10 мл электролита с большей концентрацией (1–2 –молярный раствор). Произвести измерение по методике, описанной в общих указаниях (гл. 7).

4. Рассчитать тепловые эффекты по формуле (10) и энтальпии реакции нейтрализации по формуле (11):

, где n – число молей электролита, взятого в недостатке.

5. Оформить результаты работы и расчетов в виде следующей таблицы:

Система	V, мл	СМ, моль/л		∆t, оС	Q, кДж	∆H, кДж/моль
Кислота
Основание

6. Сделать вывод по результатам работы.

7. Составить молекулярные и сокращенные уравнения реакций взаимодействия указанных электролитов.

8.2. Определение энтальпии реакции присоединения кристаллизационной воды к безводной соли (энтальпия гидратации)

Энтальпию реакции присоединения кристаллизационной воды к безводной соли можно определить, зная изменение энтальпии при растворении безводной соли и изменение энтальпии при растворении кристаллогидрата этой соли.

В термохимии под энтальпией растворения понимают изменение энтальпии процесса растворения 1 моля вещества в большом количестве растворителя, т.е. в таком его количестве, когда дальнейшее разбавление раствора не влияет на величину энтальпии растворения (это так называемая дифференциальная энтальпия растворения). Энтальпия растворения веществ состоит в основном из двух слагаемых: энтальпии процесса перехода твердого или газообразного вещества в то состояние, в котором оно существует в растворе ∆H_р, и энтальпии процесса взаимодействия вещества с растворителем (энтальпия сольватации) ∆H_с. В зависимости от величины и знака этих двух слагаемых процесс растворения может быть эндотермическим или экзотермическим.

Для газов ∆H_р < 0 и величина ∆H_р представляет собой энтальпию конденсации при изменении объема газа до объема жидкого раствора.

У твердых веществ ∆H_р > 0, т.к. при их растворении затрачивается энергия на разрушение кристаллической решетки.

Таким образом, процесс растворения соли может быть представлен в виде двух этапов: разрушение кристаллической решетки соли с образованием раствора ее и взаимодействия частиц соли с растворителем. Процесс же растворения кристаллогидрата соли состоит только из разрушения кристаллической решетки, т.к. взаимодействия частиц кристаллогидрата с растворителем, можно считать, не происходит (молекулы соли уже связаны с молекулами растворителя).

Следовательно, энтальпия растворения безводной соли и ее кристаллогидрата отличается на величину энтальпии гидратации ∆H_гидр.

По закону Гесса:

∆H_гидр. + ∆H₁ = ∆H₂, (12)

где ∆H_гидр – изменение энтальпии в процессе образования кристаллогидрата, энтальпия гидратации или сольватации.

∆H₁ – изменение энтальпии при растворении кристаллогидрата, энтальпия растворения кристаллогидрата;

∆H₂ – изменение энтальпии при образовании раствора соли, энтальпия растворения соли.

Из уравнения (12) следует, что

∆H_гидр. = ∆H₂ – ∆H₁, (13)

где ∆H₁; ∆H₂ – величины, определяемые на основании экспериментальных данных.

Определив значения ∆H₁ и ∆H₂, рассчитайте значение ∆H_гидр. по уравнению (13) и, сравнивая полученную величину с табличными значениями энтальпий гидратации различных солей, установите, какая соль была выдана для исследования.

Формула кристаллогидрата	∆Hгидр., кДж/моль (∆Hс)
Na2CO3∙10H2O	–91
ZnSO4∙7H2O	–95
Na2SO4∙10H2O	–82
Na2HPO4∙12H2O	–111
SrCl2∙6H2O	–73

Найдя отклонение подученной опытной величины ∆H_гидр. от ее табличного значения, рассчитайте относительную ошибку в определении этой величины:

Выполнение работы

1. Получить у лаборанта навески безводной соли и ее кристаллогидрата с указанием числа молей и массы того и другого вещества (около 7 г, взвешенного с точностью до 0,01 г).

2. Налить во внутренний стакан калориметра мерным цилиндром 200 мл дистиллированной воды. Отметить начальную температуру (при работающей мешалке).

3. Быстро всыпать безводную соль в калориметрический стакан, измерение температуры осуществлять по методике, описанной в общих указаниях (гл. 7). Повторить аналогичный эксперимент c кристаллогидратом этой соли.

4. Рассчитать тепловые эффекты по формуле (10) и энтальпии процессов растворения соли и ее кристаллогидрата по формуле (11).

5. Рассчитать энтальпию гидратации соли и относительную ошибку этой величины.

6. Оформить результаты работы и расчетов в виде следующей таблицы.

Число молей n		Масса вещества m	m + m(н2о), г	∆t, ◦C	Q, кДж/моль	∆H, кДж/моль	∆Hгидр и δ(Hгидр)
Безводная соль
Кристаллогидрат

8.3. Определение энтальпии гидролиза карбонатов щелочных металлов

Процесс гидролиза растворимых карбонатов представляется в виде следующего уравнения:

CO₃^2– + H₂O ↔ HCO₃^– + OH^–.

Изменение энтальпии этого процесса ∆Н_{гидролиза} связано с некоторыми трудностями, обусловленными в основном небольшой степенью гидролиза карбонатов, тогда как определение энтальпии обратного процесса – нейтрализации кислой соли – легко осуществимо.

Определив тепловой эффект этого процесса, Q можно рассчитать искомую величину ∆Н_{гидролиза}:

(14)

где ;n – число молей соли, взятой для

нейтрализации

; h – степень гидролиза;

; K₂ =4.7∙10^-11– константа диссоциации угольной кислоты по второй ступени;

M– молярная концентрация исходного раствора кислой соли, моль/л;

VиV_NaOH – объемы растворов кислой соли и щёлочи соответственно, вятые для исследования, мл.

Выполнение работы

1. Влить во внутренний стакан калориметра 150 мл 0,5-молярного раствора NаНСO₃ и отметить начальную температуру (при работающей мешалке).

2. Через воронку быстро влить туда же 150 мл 0,5-молярного раствора NaOH. Произвести измерение изменения температуры по методике, описанной в общих указаниях (гл. 7). (Вести отсчет времени от начала вливания раствора щелочи).

3. Записать результаты наблюдений в таблицу и произвести расчеты искомой величины.

V,мл	VNaOH,мл	Мсоли , моль/л	h	∆t, оС	Q, кДж	n	∆Нгидролиза, кДж/моль

4. Какой знак имеет энтальпия процесса гидролиза? Дайте объяснение.