Выполнение лабораторной работы
Прибор для выполнения лабораторной работы по определению молярной массы эквивалентов металла состоит из двух бюреток, укрепленных в штативе, сообщающихся друг с другом и заполненных водой. Перед опытом следует проверить его герметичность: при опускании бюретки, к которой присоединена пробирка, уровень воды в другой бюретке не должен резко изменяться. Уровень воды в обеих бюретках устанавливают на одном уровне и записывают положение уровня в бюретке с точностью до 0,1 мл.
В пробирку налейте 5–6 мл раствора соляной кислоты (1:1). Получите у преподавателя навеску алюминия и запишите ее массу. Пробирку с кислотой наклоните и осторожно положите кусочек металла на край пробирки. Держите пробирку в наклонном состоянии, плотно закройте ее пробкой, следите за тем, чтобы металл не попал в кислоту. Проверьте герметичность. Смочите кусочек металла кислотой так, чтобы он упал на дно пробирки. После окончания реакции дайте пробирке охладится, приведите воду в бюретках к одному уровню, не снимая пробирку. Запишите новое положение уровня в бюретке с пробиркой.
Разность двух отсчетов до и после реакции металла с кислотой дает объем выделившегося водорода (V).
Обработка результатов
Уравнение реакции проводимого эксперимента:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
1. Приведите объем выделившегося водорода (V) к нормальным условиям по формуле (3.1).
2. По формуле (3.2)
рассчитайте практическую молярную
массу эквивалентов алюминия
.
3. Определите процент ошибки по формуле:
|
,
Лабораторная работа 4. Определение изменения энтальпии при реакции нейтрализации Теоретическое введение
Всякая химическая реакция, сопровождается выделением или поглощением энергии в форме тепловой; электрической и т.д.
В химии чаще всего приходится иметь дело с тепловой энергией, которую выражают в килоджоулях (кДж).
Энтальпией или теплотой образования (∆Н) сложного вещества называется то количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля сложного вещества из простых веществ.
Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются
экзотермическими (∆Н < 0), с поглощением – эндотермическими (∆Н > 0).
Тепловой эффект химической реакции (∆rН) равен изменению энтальпии реакции при постоянном давлении. Все термохимические расчёты основываются на законе Гесса и его следствиях.
Закон Гесса: Тепловой эффект реакции при постоянном объеме или давлении зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от промежуточных стадий реакции.
Следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования конечных и исходных веществ с учётом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции. Для уравнения в общем виде
аА + bВ = сС + dD
вывод из закона Гесса записывается так:
∆rН0
= (c∆f
C
+ d∆f
D)
– (a∆f
А
+ b∆f
В),
где ∆f C, ∆f D, ∆f А, ∆f В – теплоты образования веществ С, D, A, и В соответственно, кДж/моль.
Энтальпия образования соединения измеряется в кДж/моль, а энтальпия реакции – в кДж.
По обобщенному закону Гесса рассчитывается и энтропия реакции ∆rS0, и энергия Гиббса реакции (∆rG0).
Энтропия (∆S) является мерой беспорядка в системы. Свойство веществ обладать энтропией связано с беспорядочным (хаотическим) движением всех частиц, входящих в состав вещества. Чем больше разупорядоченность молекулярного состояния в системе – тем больше энтропия.
∆Sг>∆Sж>∆Sтв
Энтропия вещества измеряется в Дж/мольК, а энтропия реакции (∆rS0) – в Дж/К.
Энергия Гиббса (ΔG) – это движущая сила системы.
Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой соотношением:
ΔrG0298 = ΔrН0298– Т·ΔrS0298,
где Т – абсолютная температура.
При постоянных значениях Р и Т, в стандартных условиях самопроизвольно протекают такие реакции, для которых ∆rG0 < 0. Чем меньше алгебраическая величина ∆rG0, тем больше ее движущая сила. В ходе реакции ∆rG0 увеличивается и при ∆rG0 = 0 в системе устанавливается состояние равновесия. Если ∆rG0 > 0, то реакция не может идти без затрат энергии извне, а при ∆rG0 >> 0 реакция неосуществима в любых условиях.
Энергия Гиббса образования соединения измеряется в кДж/моль, а энергия Гиббса реакции – в кДж.
Термодинамические функции образования простых веществ и элементов ΔfG0298 и ΔfH0298 в стандартных состояниях равны нулю.