Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей и неорганической химии. Учебное пособие
.pdf
Для двухкислотного основания
x
M
вания средней соли
Cu(OH)
2
в реакции образо-
2z
экв
Cu(OH) 2HCl CuCl 2H O
и
в реакции образования основной соли
1z
экв
Cu(OH) HCl Cu(OH)Cl H O.
Для кислотного оксида
NO 2NaOH 2NaNO HO.
25 3 2
Для основного оксида MgO
соли
MgO 2HCl MgCl H O
и
в реакции образования основной соли
1z
экв
Для соли общей формулой
считать так:
экв
экв
экв
1.z
Для
Al (SO )
243
Для
Cu(OH)Cl
основной соли
222
22
NO
25
экв
2z
, так как для
HNO
3
экв
в реакции образования средней
2z
экв
22
22223
A
эквивалентное число можно рас-
y
экв экв осн
, так как для
6z
так как для
1,z
.zxz
Al(OH)
Cu(OH)
.2(MgO H O )CO Mg OH CO
3z
3
в реакции образования
2
экв
.
1:z
31
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Цель работы
Определить молярную массу химического эквивалента металла методом, основанным на измерении объема водорода, выделяющегося в результате взаимодействия избытка кислоты
с металлом известной массы. Научиться проводить расчеты
на основе закона эквивалентов.
Метод определения эквивалентов металлов, которые растворимы
в кислотах, основан на реакции вытеснения металлами водорода и измерении его
объема. Реакция протекает по уравнению
24 4 2
, гд Me H SO MeSO H Me Mg, ,е Al Zn, Fe.
Для измерения объема, выделившегося в результате реакции газа,
используют эвдиометр (см. рисунок). Прибор состоит из двух бюреток,
соединенных между собой резиновым шлангом. Бюретка 1 закрыта
пробкой с газоотводной трубкой, соединяющей ее с пробиркой 3, в которой будет проводиться химическая реакция.
Эвдиометр:
1 – бюретка 1; 2 – бюретка 2;
3 – пробирка; 4 – штатив;
5 – резиновый шланг
Измерив объем водорода, можно рассчитать молярную массу экви-
валента металла, а зная его валентность െ молярную массу. По значению молярной массы легко идентифицировать металл по Периодической системе элементов Менделеева.
32
Выполнение опыта
1. Налейте в пробирку 3 (см. рисунок) с помощью мерного цилиндра
4–5 мл серной кислоты и закрепите ее в лапке штатива практически в го-
ризонтальном положении.
2. Получите у преподавателя навеску металла, завернутую в папи-
росную бумагу и, не разворачивая, осторожно поместите ее на стенку
у отверстия пробирки. Осторожно,
но плотно закройте пробирку проб-
кой с газоотводной трубкой.
3. Проверьте прибор на герметичность. Для этого переместите бю-
ретку 2 вместе с лапкой штатива на 5…10 см выше, чем уровень воды
в бюретке 1. Если по истечении 30 секунд уровень воды в бюретках остается постоянным, то система герметична и работу можно выполнять
.
4. Верните бюретку 2 в положение так, чтобы уровень воды в бю-
ретках 1 и 2 был одинаков.
5. С точностью до 0,1 мл измерьте и запишите уровень воды в бю-
ретке 1
(, мл)V
. Отсчет следует проводить по нижнему мениску воды.
1
При этом положения мениска жидкости и взгляда экспериментатора над
поверхностью стола должны совпадать.
6. Осторожно выньте из лапки штатива пробирку и стряхните
навеску металла в кислоту, затем закрепите пробирку в штативе в горизонтальном положении, пронаблюдайте растворение металла и вытеснение воды из
бюретки 1 в бюретку 2.
7. После полного растворения металла и прекращения газовыделе-
ния дождитесь, когда реакционная пробирка охладится до комнатной
температуры. Затем, опустив бюретку 2 вниз, приведите воду в бюретках к одинаковому уровню, для того чтобы давление внутри прибора
стало равно атмосферному. Запишите новое значение уровня воды в бю
ретке 1
(, мл)V
.
2
8. Внесите в лабораторный журнал полученные экспериментальные
данные и проведите необходимые расчеты (табл. 3.1).
Таблица 3.1
Данные эксперимента и расчетов
-
Параметр
Масса металла, г
Температура опыта, Т = 273 + t ºС, К
Атмосферное давление
P , мм рт. ст.
атм
33
Численное
значение
Окончание табл. 3.1
Параметр
Численное
значение
Давление насыщенного водяного пара при температуре опыта
мм рт. ст. (табл. 3.2)
,P
HO
2
Парциальное давление водорода в смеси
мм рт. ст.
Уровень воды в бюретке до опыта
Уровень воды в бюретке после опыта
Объем выделившегося водорода
, млV
1
, млV
2
VVV
H21
2
Объем водорода при нормальных условиях
273 К,T
0
760 мм рт. ст.P
0
H атм HO
22
,мл
, млV
0
,PPP
Значение молярной массы эквивалента металла, рассчитанное
по экспериментальным данным, г/моль
Теоретическое значение молярной массы эквивалента металла,
г/моль
Относительная ошибка определения молярной массы эквивалента металла η, %
9. При расчете парциального давления водорода в смеси необхо-
димо учесть давление насыщенного водяного пара (приведены далее
в табл. 3.2). Поправка на давление водяных паров вводится в связи с
тем, что выделившийся водород в приборе контактирует с водой и общее давление, вытесняющее воду из прибора, складывается из парциальных давлений водорода
и водяного пара.
Таблица 3.2
Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
, ºС 17 19 21 23 25 27 30
Т
мм рт. ст.
HO
2
,P
14,5 16,5 18,6 21,0 23,7 26,7 31,6
Далее при расчетах обратите внимание на единицы измерения исполь-
зуемых величин!
34
10. Формула для приведения к нормальным условиям (н. у.) объема
М
выделившегося водорода
( )273
VV P
H76()
V
02
21 H
0
2
, мл.
T
11. Рассчитайте по экспериментальным данным значение молярной
массы эквивалента металла, используя закон эквивалентов
H
()
V
02
HMe
() (
VM
экв 2 экв
(Me)
m
,
)
отсюда
M
экв.эксп
(Me) H
mV
Me ,
()
экв 2
()H
V
02
()
г/моль.
12. Рассчитайте молярную массу металла по формуле
(Me) Me ()
Mz
экв.эксп
,
где z – эквивалентное число (валентность металла).
13. Идентифицируйте металл по Периодической системе элементов
Менделеева.
14. Вычислите теоретическую молярную массу эквивалента иденти-
фицированного металла по формуле
M
экв.теор
(Me)M
, г/моль.
z
15. Оцените относительную погрешность определения молярной
массы эквивалента металла (в процентах) по формуле
MM
экв. теор экв.эксп
M
экв.теор
1 00 %
.
16. Сделайте вывод о возможных источниках ошибок в данном ме-
тоде и оцените их вклад в полученные экспериментальные результаты.
35
Контрольные вопросы
1. От чего зависит величина фактора эквивалентности и молярной
масса эквивалента кислоты и гидроксида в реакции?
2. По каким формулам можно вычислить эквивалент и молярную
массу эквивалента вещества, участвующего в ионно-обменных реакциях: а) оксида; б) кислоты; в) основания; г) соли?
3. По каким формулам можно вычислить эквивалент и молярную
массу эквивалента вещества, участвующего в окислительно-восстановительных реакциях?
4. Определите, чему равна молярная масса эквивалента углерода
в метане и оксиде углерода (II) в реакциях их полного сгорания.
5. Определите молярную массу эквивалента:
а) ортофосфорной кислоты в реакции
H
+ … = NaH2PO4 + …;
3PO4
б) гидроксида хрома в реакции
Cr(OH)
+ …= CrOHCl2 + …;
3
в) оксида алюминия в реакции с избытком хлороводородной кис-
лоты.
6. Рассчитайте молярную массу эквивалента железа в реакциях:
а) Fe + … = FeCl
б) Fe + … = Fe(NO
7. Какой объём водорода выделится при растворении 10 г цинка
в кислоте при 18
+ …;
2
+ … .
3)3
о
С и давлении 745 мм рт. ст.?
8. Оксид трехвалентного металла содержит 47 % (масс.) кислорода.
Определите формулу оксида.
9. Определите молярную массу эквивалента ортофосфорной кис-
лоты, если при ее реакции с оксидом кальция образовался гидрофосфат
кальция. Какое количество кислоты потребуется для получения 20 г
данной соли?
10. Укажите возможные источники ошибки при определении моляр
ной массы эквивалента магния в ходе данной работы.
11. На сжигание 1 г металла израсходовано 280 мл кислорода при н. у.
Определите молярную массу эквивалента металла, если он находится во
II группе Периодической системы элементов Менделеева.
36
-
Глава 4
ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Химические реакции протекают с выделением или поглощением
энергии, которая обычно выделяется или поглощается в виде теплоты.
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в резуль-
тате химической реакции, называется тепловым эффектом реакции.
В любом процессе, в том числе и химическом, соблюдается закон
сохранения энергии: теплота Q, подведенная к системе, расходуется на
увеличение ее внутренней энергии U и на совершение системой работы А над внешней средой (первый закон термодинамики):
.QUA
Внутренняя энергия – это общий запас энергии системы, который
складывается из кинетической энергии движения всех частиц, входящих в состав (атомов, молекул, ионов, электронов), и энергии взаимодействия между ними (внутри- и межмолекулярной). Под величиной А
понимают работу против всех сил, действующих на систему (внешнее
давление, электрические и магнитные поля и т. д.).
Если химическая реакция протекает в открытом сосуде при постоянных температуре и давлении (р, Т = const), то единственным видом
совершаемой работы является работа расширения (A = pV), и тепловой
эффект этой реакции равен изменению
энтальпии системы (H):
.
QUpVH
,
pT
При H 0 реакцию называют
эндотермической, при этом теплота
подводится к системе из окружающей среды, поглощается, и внутренняя энергия системы увеличивается
вают
экзотермической, при этом теплота выделяется в окружающую
(Q 0). При H 0 реакцию назы-
среду, и внутренняя энергия системы уменьшается (Q 0).
37
Тепловые эффекты реакций (H) зависят от условий протекания реакций. Обычно тепловые эффекты измеряются при температуре 25 °С
(298 К) и парциальном давлении каждого газообразного вещества,
участвующего в реакции, равном 1 атм (101 325 Па). Эти условия назы-
ваются
стандартными.
H
– стандартный тепловой эффект реакции
298
(приводится в справочнике).
Уравнения химических реакций, в которых указывается тепловой
эффект, а также агрегатные состояния или аллотропные модификации
веществ, называются
термохимическими. Часто расчет теплового эф-
фекта реакции ведется на 1 моль продукта реакции, поэтому в термохимических уравнениях могут быть дробные коэффициенты:
N
2(г)
1/2N
+ 3Н
+ 3/2Н
2(г)
2NH
2(г)
2(г)
3(г)
NH
,
,
3(г)
H
= −92 кДж;
298
H
= −46 кДж/моль.
298
Основной закон, по которому проводятся термохимические расчеты, установлен российским ученым Г. И. Гессом и представляет собой частный случай закона сохранения энергии:
тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от пути процесса, т. е. от числа и характера промежуточных стадий.
Закон Гесса позволяет вычислять тепловые эффекты реакций, если
по какой-либо причине это невозможно сделать экспериментально. Для
этого реакцию с неизвестным ΔН нужно скомбинировать из реакций
с известными значениями ΔН. Из закона Гесса вытекает ряд следствий.
1. Тепловой эффект химической реакции равен разности алгебраи-
ческих сумм теплоты образования продуктов реакции
и исходных ве-
ществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.
HH H
продукты исход.в-ва
rif jf
Теплотой образования (formation)
H
сложного вещества назы-
f
.
вают тепловой эффект образования 1 моль этого вещества из простых
веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Если
условия стандартные (р = 1 атм, Т = 298 К) –
разования
. Ее обозначают
H
и измеряют в килоджоулях на моль
298
стандартная теплота об-
(кДж/моль). Эти величины приводятся в термодинамических справочниках и используются для расчетов.
38
Стандартные энтальпии образования простых веществ в их наиболее
устойчивых формах принимаются равными нулю.
2. Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов
с учетом стехиометрических коэффициентов:
HH H
исход.в-ва продукты
riс j с
Теплотой сгорания (combustion)
H
называют тепловой эффект
с
.
окисления 1 моль данного вещества кислородом с образованием соответствующих продуктов (СО
2(г)
, Н2О
; продукты окисления остальных
(ж)
элементов определяются в каждом конкретном случае). Стандартные
значения теплот сгорания также приводятся в справочниках. Используя
,сH
значения
можно рассчитать тепловые эффекты реакций с уча-
стием органических веществ, эффективность топлива, калорийность пищевых продуктов в диетологии.
Закон Лавуазье – Лапласа. Теплота разложения данного химиче-
ского соединения на простые вещества численно равна теплоте его образования из соответствующих простых веществ, но имеет противоположный знак, при этом внешние условия обоих процессов одинаковы.
СН
4(г)
→ С
(графит)
+ 2Н
, fH
2 (г)
= +74,9 кДж/моль;
С
(графит)
+ 2Н
→ СН
2(г)
, fH
4(г)
= −74,9 кДж/моль.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Цель работы
Проведение калориметрических измерений энтальпии реакции нейтрализации и выполнение необходимых термодинамических расчетов.
Согласно теории электролитической диссоциации реакции нейтра-
лизации между растворами сильных кислот и сильных оснований выражаются общим для них термохимическим уравнением
Н ОН
Н
(р)(р)
2О(ж)
,
39
H
= −56,9 кДж.
298
Теплоты нейтрализации слабых электролитов отличаются от теплот
нейтрализации сильных кислот и оснований, их значения не являются
постоянными, а зависят от природы взятых веществ.
Определение тепловых эффектов реакций проводят в специальных
приборах, называемых калориметрами.
Для выполнения работы используют упрощенный калориметр, со-
стоящий из двух стаканов (см. рисунок).
Схема калориметрической установки:
1 – внутренний стакан; 2 – наружный стакан;
3 – термоизолирующая прокладка; 4 – крышка;
5 – термометр; 6 – воронка; 7 – магнит для пере-
мешивания; 8 – штатив; 9 – магнитная мешалка
В большой стеклянный стакан вставляют стакан меньшего размера,
причем они не должны между собой соприкасаться. Во избежание потерь теплоты между стаканами помещают прокладки. Калориметр закрывают крышкой с отверстиями, в которые вставлены термометр и воронка для вливания растворов. Для перемешивания содержимого внутреннего стакана используют магнитную мешалку.
Сущность опыта
заключается в том, чтобы с максимальной точностью измерить количество теплоты, выделившейся при нейтрализации
известного количества сильной кислоты необходимым количеством
сильного основания. Затем необходимо пересчитать это количество теплоты на 1 моль воды и сопоставить полученное значение с известным.
Теплота Q, выделяющаяся в ходе реакции, расходуется на нагревание жидкости во
кана Q
, т. е.
ст
внутреннем стакане калориметра Qж и на нагрев ста-
Q = Q
+ Qст.
ж
40
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]