Физическая химия. Лабораторный практикум
.pdf
Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Тамбовский государственный технический университет»
А.Б. КИЛИМНИК, Е.Ю. КОНДРАКОВА, И.В. ГЛАДЫШЕВА, Е.Ю. ОСТРОЖКОВА
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Утверждено Учёным советом университета в качестве лабораторного практикума для студентов очной формы обучения
специальностей/направлений 150100, 240100, 240401, 240802, 240902, 280200, 280202, 260100, 241000, 240700, 261700, 280700
Тамбов Издательство ФГБОУ ВПО «ТГТУ»
2012
1
УДК 541.1 ББК Г53я 73-1
Ф505
Рецензенты:
Кандидат химических наук, член Нью-Йоркской Академии наук, профессор кафедры химии и фармакологии ФГБОУ ВПО «ТГУ им. Г.Р. Державина»
А.И. Панасенко
Кандидат химических наук, доцент кафедры «ПиЗОС» ФГБОУ ВПО «ТГТУ»
И.В. Якунина
Ф505 Физическая химия [Электронный ресурс] : лабораторный практикум / А.Б. Килимник, Е.Ю. Кондракова, И.В. Гладышева, Е.Ю. Острожкова. – Тамбов : Изд-во ФГБОУ ВПО «ТГТУ», 2012. – 88 с.
Даны описания лабораторных работ, приведены необходимые теоретические сведения, вопросы для самоподготовки к защите отчётов по лабораторным работам, список рекомендуемой литературы.
Практикум написан в соответствии с рабочей программой курса «Физическая химия» для студентов 2, 3 курсов очной формы обучения специальностей/направлений 150100, 240100, 240401, 240802, 240902, 280200, 280202, 260100, 241000, 240700, 261700, 280700.
УДК 541.1 ББК Г53я 73-1
Работа выполнена в рамках реализации аналитической ведомственной целевой программы ФЦП «Научные и научно-педагогические кадры инновационной России» на 2009 – 2013 гг.
(ГК № П 1146 и ГК № 14.740.11.0376)
©Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Тамбовский государственный технический университет» (ФГБОУ ВПО «ТГТУ»), 2012
2
ВВЕДЕНИЕ
Физическая химия – наука, устанавливающая связь между физическими и химическими явлениями, между физическими и химическими свойствами веществ. Физическая химия даёт общие закономерности химических превращений, позволяющие предсказывать возможное направление и конечный результат химической реакции, влияние температуры и давления на скорость процесса и на смещение равновесия. Выполнение лабораторных работ является составной частью процесса изучения курса «Физическая химия».
Впрактикуме даны теоретические сведения, необходимые для понимания исследуемых явлений, методики выполнения работ, программы для самоподготовки студентов к защите отчётов.
Входе выполнения лабораторной работы студент вносит экспериментальные данные в таблицы подготовленного заранее текста отчёта, делает расчёты и записывает выводы. Оформленный полностью отчёт подаётся преподавателю на подпись. Затем студент защищает выполненную работу.
Титульный лист отчёта оформляется следующим образом:
Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования «Тамбовский государственный технический университет»
Кафедра химии
__________________________________
ОТЧЁТ «ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ
НЕЙТРАЛИЗАЦИИ» (Лабораторная работа № 1)
Выполнил студент группы |
Иванов С. А. |
Проверил |
_____________________ |
|
Ф. И. О. преподавателя |
|
Тамбов – 2012 |
3
Лабораторная работа 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Цель работы: изучить калориметрический метод определения энтальпии химических реакций, найти значение теплового эффекта реакции нейтрализации.
Материалы и оборудование: калориметр, растворы кислот и оснований, дистиллированная вода.
Теоретическое введение
Перед выполнением лабораторной работы студенту необходимо ознакомиться с основными положениями термохимии. Для понимания методики эксперимента и определения энтальпии процесса большое значение имеют нулевой и первый законы термодинамики, а также следствия закона Гесса.
Нулевой закон термодинамики гласит:
Две системы, находящиеся в термическом равновесии с третьей системой, состоят в термическом равновесии между собой.
Этот закон был сформулирован Ральфом Говардом Фаулером в 1931 г. Поскольку другие законы к тому времени были открыты, его назвали нулевым.
Рассмотрим три термодинамические системы. Пусть каждая система характеризуется давлением Pi и объёмом Vi.
Если системы могут термически взаимодействовать, то при их соприкосновении давление и объём в них будут меняться. Установление термического равновесия между двумя системами будет связано с взаимозависимым изменением четырёх переменных, характеризующих их состояние. Для систем I и II можно записать: N(P1, V1, P2, V2) = 0, а для
систем II и III – M(P2, V2, P3, V3) = 0.
Тогда, согласно нулевому закону термодинамики, системы I и III также находятся в равновесии: L(P1, V1, P3, V3) = 0. Для решения этой системы необходимо заменить (P1, V1) на функцию х; (P2, V2) – на y; (P3, V3) – на z. Получим N(x, y) = 0; M(y, z) = 0; L(x, z) = 0. Решив относительно z последние два уравнения, получим Z = X(x); Z = Y(y). Отсюда X(x) = Y(y). Следовательно, должны существовать такие функции f1(P1, V1) и f2(P2, V2), что при термическом равновесии систем I и II имеет место равенство
f1(P1, V1) = f2(P2, V2).
4
Используя другую пару уравнений, получим равенство трёх функций:
f1(P1, V1) = f2(P2, V2) = f3(P3, V3).
Это даёт основание считать, что существует функция переменных
T(P, V) = 0,
обладающая таким свойством, что две любые системы, находящиеся в термическом равновесии, характеризуются одинаковыми значениями T. Указанное свойство описывает систему с точки зрения «тёплая– холодная», и его можно связать с температурной шкалой.
Так как функция T(P, V) = 0 эквивалентна f(P, V, T) = 0, то нулевой закон термодинамики утверждает существование уравнения состояния идеального газа Менделеева – Клапейрона:
PV = nRT.
Первый закон термодинамики был установлен в общем виде Г.И. Гессом в 1840 г.
Представим себе, что изолированная система в процессе изменения преодолевает некие силы, т.е. совершает работу.
Пусть система совершила круговой процесс: она поглотила теплоту Q и произвела работу A. В соответствии с законом сохранения энергии в изолированной термодинамической системе общее количество энергии постоянно. Следовательно, Q = A.
Если система совершает незамкнутый процесс, переходя из состояния I в состояние II по некоторому пути, то, в общем случае, поглощённая теплота не равна произведённой работе. При возврате из состояния II в состояние I система также поглощает некое количество теплоты, неравное совершённой ею работе.
В целом, система совершила круговой процесс, и поэтому
Q1 + Q2 = A1 + A2 или Q1 – A1 = – (Q2 – A2).
Таким образом, разность между теплотой, поглощённой системой, и работой, ею совершённой, является для данных начальных и конечных состояний величиной постоянной и не зависящей от пути проведения процесса.
Разность (Q – A) равна изменению некоторого свойства системы. Его называют внутренней энергией (U).
В каждом состоянии система обладает некоторым различным количеством внутренней энергии. Поэтому при переходе системы из состояния I в состояние II наблюдается изменение внутренней энергии U = U2 – U1. Следовательно, Q – A = U.
5
Если это уравнение представить в виде Q = U + A, то первый закон термодинамики можно сформулировать так:
Поглощённая системой теплота расходуется на увеличение внутренней энергии системы и совершение системой внешней работы.
Если система испытывает лишь бесконечно малые изменения, то элементарное количество поглощённой ею теплоты будет равно сумме полного дифференциала внутренней энергии и элементарного количества совершённой ею внешней работы: δQ = dU + δA.
В 1836 г. Г.И. Гесс на основе экспериментальных данных о тепловых эффектах химических реакций установил основной закон термохимии:
Тепловой эффект химической реакции при постоянном объёме или постоянном давлении не зависит от пути проведения реакции, а определяется только родом начальных и конечных веществ и их состоянием.
Химические реакции сопровождаются выделением (экзотермические реакции) или поглощением (эндотермические реакции) теплоты. Процессы проводят при постоянном объёме V и постоянной температуре T (изохорно-изотермный процесс) или при постоянном давлении P и постоянной температуре T (изобарно-изотермный процесс). Теплоту для изо- хорно-изотермного процесса обозначим Qv, а для изобарно-изотермного процесса – Qp.
Если процесс проводится в изохорно-изотермных условиях, то, в соответствии с первым законом термодинамики, работа не совершается и поглощённая системой теплота расходуется на увеличение внутренней энергии системы: Qv = U.
Итак, тепловой эффект реакции Qv равен изменению внутренней энергии системы, т.е. её свойства, и потому не зависит от пути проведения процесса. Например, аммиак можно получить из водорода и азота различными путями, но тепловой эффект реакции (при V = const, T = const) будет одинаков – в этом и заключается смысл основного закона термохимии.
Рассмотрим теперь процесс в изобарно-изотермных условиях. В этом случае реакция связана с изменением объёма системы и совершением работы расширения или сжатия системы:
A = P(V2 – V1).
Согласно первому закону термодинамики,
Qp = U2 – U1 + P(V2 – V1).
6
Перегруппируем члены этого уравнения следующим образом:
Qp = (U2 + PV2) – (U1 + PV1).
Сумма внутренней энергии и произведения давления на объём является свойством системы и называется энтальпией (теплосодержанием):
H ≡ U + PV.
Поскольку любому состоянию можно приписать определённые значения U, P и V, то и энтальпия в любом из состояний будет иметь вполне определённое значение. Таким образом, тепловой эффект химической реакции в изобарных условиях можно представить в виде изменения свойства системы – энтальпии:
Qp = H2 – H1 = H,
где H1 – энтальпия исходных веществ; H2 – энтальпия продуктов реакции. Итак, Qp так же, как и Qv, не зависит от пути проведения процесса. Физический смысл энтальпии состоит в следующем: разность
энтальпий в двух состояниях системы равна тепловому эффекту изобар- но-изотермного процесса.
Различают теплоты процессов: образования ( Hf), сгорания ( Hсг.),
фазового перехода ( Hисп, Hпл).
Закон Гесса позволяет вычислять тепловые эффекты реакций. Тепловой эффект химической реакции может быть рассчитан с использованием значений теплоты образования или теплоты сгорания химических веществ в соответствии со следствиями закона Гесса.
Следствие 1. Тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ.
Следствие 2. Тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции.
При использовании закона Гесса необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты уравнения химической реакции:
2A + 3B = C + 2D;
Qp = Hf, C + 2 Hf, D – 2 Hf, A – 3 Hf, B.
Тепловые эффекты существенно зависят от температуры и в меньшей степени – от давления. Сопоставлять тепловые эффекты можно лишь при одинаковых условиях, например стандартных.
7
Стандартные условия: P = 1 атм. = 101,3 кПа; Т = 298,15 К. H°f, 298 – стандартное изменение энтальпии, кДж/моль.
На практике почти исключительно используются значения энтальпии химической реакции, т.е. теплового эффекта при постоянном давлении. Однако экспериментально тепловые эффекты определяют в калориметрической бомбе при постоянном объёме Qv. Полученные данные можно использовать для расчёта энтальпии:
H = U + ΔνRT,
где Δν – изменение числа молей в химической реакции.
Разница между значениями тепловых эффектов при постоянном дав-
лении и объёме составляет около 2,5 кДж/моль при |
ν = 1. Если измене- |
ние числа молей в ходе реакции равно нулю, то H = |
U. |
Порядок выполнения работы
1.Ознакомьтесь с устройством калориметра (рис. 1.1) и принципиальной схемой подключения элементов установки (рис. 1.2).
2.Приготовьте растворы кислот и оснований с заданными преподавателем концентрациями.
3.Налейте 100 см3 раствора основания (например, 0,4 М NaOH) в стакан калориметра. Включите мешалку калориметра.
3 |
4 |
5 |
1 |
|
|
2 |
|
|
1.1. Калориметр: |
|
|
1 – корпус калориметра; 2 – мешалка; 3 – нагревательный элемент; |
||
4 – термопара; 5 – стакан |
|
|
8
1 2
3
6
5
4
1.2. Принципиальная электрическая схема:
1 – источник стабилизированного напряжения; 2 – амперметр; 3 – кабель для присоединения нагревательного элемента; 4 – калориметр;
5 – кабель для подключения термопары; 6 – двухкоординатный самописец Н–307
4.Включите регистрирующий самопишущий потенциометр в сеть переменного тока. Поместите лист диаграммной бумаги так, чтобы риски на станине совпали с рисками на бумаге. Нажмите клавишу «Диаграмма». Нажмите клавишу «Перо». Установите переключатели: по оси ординат в положение 0,01 В/см, а по оси абсцисс – 50 с/см. Нажмите клавишу «Пуск».
5.Через три минуты аккуратно введите в стакан калориметра 100 см3 раствора кислоты, например HCl с той же концентрацией, что и раствор гидроксида натрия.
6.Через три минуты после окончания реакции нейтрализации отожмите клавишу «Перо», переведите переключатель скорости движения пера в положение 0,5 с/см. Регулятором начала записи переместите перо в сторону от записанной диаграммы.
7.Измерьте разность температур (∆Ti).
8.Определите постоянную калориметра (L). Для этого включите мешалку и электрический нагревательный элемент калориметра и запишите зависимость температуры от времени. Измерьте напряжение на нагревательном элементе и величину тока протекающего через него. Выключите нагревательный элемент и мешалку через 120…180 с. Рассчитайте величину постоянной калориметра:
L = IUt/∆T,
где I – электрический ток, А; U – напряжение на нагревателе, В; t – время нагрева, с; ∆T = Т2 – Т1 (Т2 – после выключения нагревателя; Т1 – до его включения).
9
9. Рассчитайте тепловой эффект реакции нейтрализации по уравнению
∆H = L∆Ti10 –3/n,
где ∆Ti – разность температур; n – число молей вещества.
10. Аналогичным образом определите тепловые эффекты нейтрализации заданных преподавателем реакций.
Полученные данные занесите в табл. 1.1.
1.1.Результаты экспериментов и расчётов n, моль
|
гидроксид |
кислота |
∆Ti, К I, А U, В t, с ∆T, К |
L, |
∆H, |
|
Реакция |
кДж |
|||||
|
|
|||||
|
|
Вт с/К |
||||
|
|
|
|
|
моль |
NaOH + HCl =
= NaCl + H2O
KOH + HCl =
= KCl + H2O
NaOH + HNO3 =
=NaNO3 + H2O
11.Сравните полученное значение энтальпии реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой со справочными данными и сделайте выводы.
Программа для самоподготовки к защите отчёта
олабораторной работе
1.Нулевой закон термодинамики и уравнение состояния идеального
газа.
2.Первый закон термодинамики.
3.Формулировка закона Г.И. Гесса.
4.Сформулируйте первое следствие закона Г.И. Гесса.
5.Сформулируйте второе следствие закона Г.И. Гесса.
6.Укажите стандартные условия проведения химических реакций.
7.Как записывается стандартное изменение энтальпии?
8.Опишите метод определения тепловых эффектов химических реакций.
9.Устройство калориметра для определения тепловых эффектов.
10.Зачем в калориметре устанавливается электрический нагреватель?
10