Практикум по химико-технологическому направлению. Методические указания

2 Тепловые эффекты процессов

Теоретическая часть

Тепловой эффект реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции.

Химические уравнения реакций, в которых указывается тепловой эффект, называют термохимическими.

Экзотермическая реакция – термохимическая реакция, протекающая с выделением теплоты (+Q).

Эндотермическая реакция – термохимическая реакция, протекающая с поглощением теплоты (–Q).

При химических процессах может выделяться или поглощаться не только тепловая, но и другие виды энергии: электрическая, световая, механическая и др.

Экспериментальное определение теплового эффекта проводят в специальном приборе – калориметре, представленном на рисунке 2.1.

Рисунок 2.1 – Калориметр

Причиной изменения теплового эффекта в результате химической реакции или в результате процесса растворения вещества является разница в энергии взаимодействия между атомами, молекулами или ионами в исходном и конечном состояниях системы.

На нарушение связей в исходных веществах требуется за-

трата энергии: Qразр.связей < 0.

При образовании новых связей энергия выделяется:

Qобр.связей > 0.

11

Тепловой эффект суммарного процесса положителен, если

|Qразр.связей| < |Qобр.связей| и отрицателен, если |Qразр.связей| > |Qобр.связей|.

При растворении вещества связи образуются между молекулами или ионами этого вещества и молекулами растворителя – идет процесс сольватации. Если растворитель – вода, то этот процесс называется гидратацией. Тепловой эффект растворения в воде для большого числа безводных солей отрицательный, так как энергия, необходимая для разрыва связей между ионами в кристаллической решетке соли, обычно превышает энергию гидратации.

Задача 2.1

Определить тепловой эффект реакции нейтрализации. Цель: освоить способ экспериментального определения те-

пловых эффектов химических процессов, овладеть графическими методами обработки данных и навыками проведения термохимических расчетов, познакомиться с основными понятиями и законами термохимии.

Практическая часть

1 Опускают во внутренний стакан сердечник магнитной мешалки, помещают стакан во внешний стакан калориметра и закрывают калориметр крышкой.

Отмеряют мерным цилиндром необходимый объем раствора одноосновной кислоты с заданной концентрацией и через отверстие в крышке заливают кислоту во внутренний стакан калориметра, после чего закрывают отверстие крышечкой.

Вдругой цилиндр наливают необходимый объем раствора щелочи с заданной концентрацией и ставят его рядом с калориметром.

2 Опускают термометр в калориметрический стакан. Ставят калориметр на магнитную мешалку и включают ее. 3. Включают секундомер и начинают снимать зависимость

температуры в калориметре от времени, записывая показания температуры с заданным интервалом времени.

Втечение первых 2 мин (во внутреннем стакане калориметра только кислота) записывают показания с интервалом в 30 с.

По прошествии 2 мин, не отключая секундомер и мешалку, заливают через отверстие в крышке раствор щелочи. Быстро

12

закрывают отверстие и продолжают измерение температуры с уменьшенным интервалом – через каждые 15 с.

После того как быстрый рост температуры прекратился, записывают ее изменение еще в течение еще 3 мин с интервалом в 30 с.

Расчетная часть

1 По данным эксперимента строят график зависимости температуры от времени. На этом графике можно выделить три прямолинейных участка: горизонтальный начальный, круто поднимающийся второй и слегка наклонный третий (наклон обусловлен теплообменом калориметра с внешней средой).

2 Необходимая для вычисления теплового эффекта величина DТ определяется как вертикальный отрезок между точкой пересечения прямых, отвечающих первым двум участкам, и точкой пересечения вертикали с прямой, полученной линейной экстраполяцией (продолжением) третьего участка графика.

3 Величину Q рассчитывают по формуле

Q = T cр-раmр-ра,

где T – изменение температуры, определенное по графи-

ку, К;

cр-ра – удельная теплоемкость раствора; кДж/(кг×К), удельную теплоемкость исследуемого раствора принимают равной удельной теплоемкости для чистой воды: с = 4,18 кДж/(кг×К);

mр-ра – масса раствора, кг, mр ра =Vр раρр ра, плотность раствора можно принять равной плотности воды, ρр-ра = 1 г/мл.

4 Пересчет теплового эффекта реакции нейтрализации на один моль образующейся воды:

Qнейтр = nQ .

H2O

Число молей воды равно числу молей прореагировавшей щелочи или числу молей кислоты (количество вещества щелочи и кислоты одинаково):

NaOH + HCl = NaCl + H2O;

nH2O =nNaOH = nHCl .

13

Количество щелочи/кислоты рассчитывается исходя из их концентраций и объемов:

nNaOH = cNaOH VNaOH ( nHCl = cHCl VHCl).

5 Составляют термохимическое уравнение реакции.

Задача 2.2

Определить тепловой эффект растворения соли

Практическая часть

1 Взвешивают на бумажном фильтре заданную массу соли нитрата аммония NH4NO3 с точностью 0,01 г.

2 Опускают во внутренний стакан калориметра сердечник магнитной мешалки, помещают стакан во внешний стакан калориметра и закрывают калориметр крышкой.

Отмеряют мерным цилиндром заданный объем дистиллированной воды, через отверстие в крышке заливают воду во внутренний стакан калориметра и закрывают отверстие.

Навеску нитрата аммония кладут рядом с калориметром. 3 Опускают термометр в калориметрический стакан. Ставят калориметр на магнитную мешалку и включают ее. 4 Включают секундомер и начинают снимать зависимость

температуры в калориметре от времени с указанным интервалом времени.

В течение первых 2 мин (во внутреннем стакане калориметра только вода) снимают показания с интервалом в 30 с.

По прошествии 2 мин, не отключая секундомер и мешалку, засыпают через отверстие в крышке 3 г нитрата аммония. Быстро закрывают отверстие и продолжают измерение температуры с уменьшенным интервалом – через каждые 15 с.

После того как быстрый рост температуры прекратился, записывают ее изменение еще в течение 3 мин с интервалом 30 с.

Расчетная часть

1 По данным эксперимента строят график зависимости температуры от времени. На этом графике можно выделить три прямолинейных участка: горизонтальный начальный, круто

14

поднимающийся второй и слегка наклонный третий (наклон обусловлен теплообменом калориметра с внешней средой).

2 Необходимая для вычисления теплового эффекта величина DТ определяется как вертикальный отрезок между точкой пересечения прямых, отвечающих первым двум участкам, и точкой пересечения вертикали с прямой, полученной линейной экстраполяцией (продолжением) третьего участка графика.

3 Величину Q рассчитывают по формуле

Q = T cр-раmр-ра,

где T – изменение температуры, определенное по графи-

ку, К;

cр-ра – удельная теплоемкость раствора, кДж/(кг×К), удельную теплоемкость исследуемого раствора принимают равной удельной теплоемкости для чистой воды: с = 4,18 кДж/(кг×К);

4 Пересчет теплового эффекта растворения соли на один моль растворяющейся соли:

Число молей нитрата аммония рассчитывают исходя из его массы:

15

3 Скорость химической реакции и смещение химического равновесия

Теоретическая часть

По принципу однородности реакции можно разделить на два типа: протекающие в одной фазе, гомогенные, и протекающие в двух и более фазах, гетерогенные.

Фаза – однородная часть системы, отделенная от других частей системы поверхностью раздела и имеющая во всех точках одинаковые химические и физические свойства.

Скорость гомогенной реакции – количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Скорость гетерогенной реакции – количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы.

Закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

По признаку обратимости реакции можно разделить на обратимые и необратимые.

Обратимые химические реакции – химические реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.

Необратимые химические реакции – химические реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

Для обратимых реакций направление смещения равновесия определяется с помощью принципа Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие (изменение концентрации, температуры или давления), то

врезультате протекающих в ней процессов равновесие сместится

втаком направлении, что оказанное воздействие уменьшится. При увеличении концентрации какого-либо из веществ,

участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-ли- бо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

16

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону увеличения числа молекул газов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучается на примере реакции тиосульфата натрия с раствором серной кислоты. При добавлении серной кислоты к раствору тиосульфата натрия протекают следующие реакции:

Реакция (3.1) – реакция ионного обмена, она протекает практически мгновенно. Скорость всего процесса определяется скоростью более медленной реакции разложения тиосерной кислоты (3.2).

Разложение тиосерной кислоты сопровождается выделением эквивалентного количества серы. Скорость реакции можно оценить, измеряя время от момента сливания растворов тиосульфата натрия и серной кислоты до появления суспензии серы. Промежуток времени t обратно пропорционален скорости реакции. Величину, обратную t, называют относительной средней скоростью реакции.

Задача 3.1

Определить зависимость скорости химической реакции от концентрации.

Практическая часть

1 В три конические колбы с помощью мерных цилиндров наливают необходимые объемы растворов тиосульфата натрия с известной концентрацией и воды.

2 Отмеряют с помощью мерного цилиндра 10 мл раствора серной кислоты.

17

3 Ставят колбу № 1 с раствором тиосульфата натрия на рисунок сетки. Заливают серную кислоту в колбу и одновременно начинают отсчет времени по секундомеру, наблюдая за раствором сверху.

4 Момент исчезновения видимого рисунка сетки – конец измерений.

Расчетная часть

1 Рассчитывают количество тиосульфата натрия в колбах 1, 2, 3:

2 Количества тиосерной кислоты рассчитывают по уравнению реакции:

Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3+ Na2SO4.

Число молей образовавшейся тиосерной кислоты равно числу молей прореагировавшего тиосульфата натрия:

3 Рассчитывают молярную концентрацию тиосерной кислоты, образующейся при сливании растворов тиосульфата натрия и серной кислоты в колбах 1, 2, 3:

4 Рассчитывают относительную среднюю скорость реакции в колбах 1, 2, 3 по формуле

vотн =1t.

18

5. Чтобы сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от концентрации, строят график зависимости относительной средней скорости vотн от концентрации тиосерной кислоты на основании экспериментальных данных. При построении графика следует помнить:

-- экспериментальные точки должны занимать все поле графика, поэтому необходимо правильно выбрать масштаб;

-- график отражает линейную зависимость; -- прямая должна проходить через начало координат.

19

4 Растворы.

Способы выражения концентраций

Теоретическая часть

Раствор – однородная система, состоящая из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Растворы бывают жидкие, твердые и газообразные. Растворитель – это то вещество, которое не изменяет

агрегатное состояние при растворении.

Наиболее значимые способы выражения концентрации – это массовая доля и молярная концентрация (молярность).

Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе раствора, выраженное в долях или в процентах.

Молярная концентрация (молярность) – отношение количества растворенного вещества к объему раствора, выраженное в моль/л (М).

Среди многочисленных методов экспериментального определения концентрации растворенного вещества в аналитической химии одним из самых простых и достаточно точных является метод титриметрического объемного анализа, или метод титрования. Он основан на измерении объема раствора реактива точно известной концентрации, израсходованного на реакцию с данным количеством определяемого вещества.

Прибавление к точному объему анализируемого раствора реактива 1 раствора реактива 2 продолжают до завершения реакции между ними, т.е. до достижения точки эквивалентности.

Если процесс титрования основан на реакции нейтрализации ОН– + Н+ Н2О, такое титрование называют кислотно-ос- новным. При кислотно-основном титровании в качестве индикаторов чаще всего применяют метиловый оранжевый (он меняет свою окраску в слабокислотной среде) или фенолфталеин, переходная точка которого находится в слабощелочной среде.

Задача 4.1

Определить концентрацию аскорбиновой кислоты методом титрования.

Цель: научиться определять концентрации методом титрования.

20