Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химические основы производства. Лабораторный практикум
.pdf
1.3. Приборы и реактивы
Работу проводят в калориметре, который состоит из внешнего
стакана, внутреннего реакционного стакана емкостью 150 мл, крышки с отверстием для загрузки веществ и малым отверстием для электронного термометра. Используют также магнитную мешалку, секундомер, мерные цилиндры на 50 мл.
Реактивы: растворы едкого натра (1 М), соляной кислоты (1 М),
азотной кислоты (1 М).
1.4. Порядок выполнения эксперимента.
Указания по технике безопасности
При проведении работы необходимо определить значения энтальпии реакций взаимодействия растворов едкого натра с соляной и
азотной кислотами и сравнить полученные значения с табличным
значением энтальпии реакции нейтрализации. Выполняя работу, соблюдайте необходимые меры предосторожности, принятые при работе с кислотами и щелочами.
Опыт 1. Определение энтальпии реакции нейтрализации
с использованием соляной кислоты
1. Во внутренний стакан калориметра налейте с помощью мерного
цилиндра 50 мл раствора соляной кислоты с концентрацией 1 моль/л.
Опустите в него сердечник магнитной мешалки и включите в розетку
(220 В) блок питания (при этом на нем должна загореться зеленая
лампочка). Закройте стакан крышкой и опустите в него термометр.
2. Включите мешалку. Вращая ручку магнитной мешалки, добейтесь оптимальной скорости вращения ее сердечника (при вращ
мешалки на поверхности раствора образуется воронка глубиной
примерно 1…1,5 см).
3. Пользуясь термометром в течение 3 мин с интервалом в 30 с,
запишите показания начальной температуры раствора соляной кислоты.
4. В другой цилиндр налейте 50 мл раствора щелочи (NaOH) с
концентрацией 1 моль/л. Затем влейте его через отверстие в крышке
в стакан с кислотой. Тут же приступайте к измерению температур
взаимодействующих растворов через каждые 15…20 с. После того
как быстрый рост температуры прекратится, записывайте ее изменение еще в течение 3…4 мин с интервалом в 30 с. Результаты измерений записывайте в таблицу в следующей форме:
ении
ы
11
Время, мин 0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 4,5 5,0 5,5 6,0…
Температура, °С
5. Следите за работой мешалки в течение всего времени проведения эксперимента. По окончании измерений остановите мешалку,
достаньте термометр, откройте крышку, достаньте из калориметра
внутренний стакан. Вылейте содержимое из стакана, вымойте его и
вновь соберите калориметр.
Опыт 2. Определение энтальпии реакции нейтрализации
с использованием азотной кислоты
В опыте 2 реакция нейтрализации проводится между раствором
щелочи и азотной кислотой. Порядок проведения эксперимента аналогичен опыту 1, последовательность выполнения всех действий сохраняется. В ходе эксперимента составьте новую таблицу, в которой
фиксируйте время реакции и соответствующую ему температуру.
1.5. Обработка результатов эксперимента
1. По экспериментальным данным, полученным в опытах 1 и 2,
постройте два графика зависимости температуры от времени протекания реакции. При построении графиков необходимо помнить: график должен быть большим; оси Х и Y обозначены соответствующей
величиной и ее единицей измерения. Прежде чем наносить экспериментальные точки в поле графика, необходимо на оси Х и Y нанести
через равные отрезки и подписать «базовые точки», соответствующие выбранной цене деления. Затем проставьте на графике как можно точнее экспериментальные точки и проведите через них плавную
линию. Рядом с каждым графиком напишите соответствующее данному опыту уравнение реакции нейтрализации в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.
2. На каждом из графиков можно выделить три прямолинейных
участка: первый – начальный (горизонтальный), круто поднимающийся второй участок и слегка наклонный третий (наклон обусловлен теплообменом калориметра с внешней средой).
3. По каждому из графиков определите величину ∆Т, необходимую для вычисления энтальпии реакции:
∆Т = Т
– температура, соответствующая точке пересечения прямых,
где Т
1
– Т1,
2
отвечающих первому и второму участкам графика;
12
Т2 – температура, соответствующая точке пересечения вертикали
η
(проведена из точки Т
) с прямой, полученной линейной экстра-
1
поляцией (продолжением) третьего участка графика.
Расчет величины ∆Т приводится рядом с графиком.
4. Величину ∆Н для каждого опыта рассчитайте по формуле (1.1),
приняв в качестве допущения, что удельная теплоемкость и плотность исследуемых растворов равны этим величинам для чистой воды: с = 4,18 кДж/(кг·К) и ρ = 1 кг/дм
3
.
5. По результатам расчетов ∆Н реакции для каждого опыта вы-
числите абсолютную и относительную ошибки (η) эксперимента (%),
сравнив экспериментально полученные значения ∆Н реакции нейтрализации с табличным значением этой величины, равной – 56
кДж/моль.
η= ⋅
=
абс
НН
Δ−Δ
отн
ННΔ−Δ
табл эксп
табл эксп
Δ
Н
табл
;
100.
Контрольные вопросы
1. Каково соотношение между энтальпией реакции нейтрализации
и энтальпией электролитической диссоциации воды?
2. К какой величине следует приравнять удельную теплоемкость
исследованного Вами раствора, если конечный результат надо выразить в килокалориях на моль (ккал/моль)?
3. Каковы все возможные источники ошибки эксперимента по определению энтальпии реакции? Какой источник вносит наибольший
вклад в величину ошибки?
4. Составьте термохимическое уравнение реакции образовани
кристаллического карбоната кальция в стандартных условиях.
5. Используя приведенные термохимические уравнения, определите энтальпию испарения воды:
Н
Н
2(г)
2(г)
+ ½О
+ ½О
= Н2О
2(г)
= Н2О
2(г)
, ∆Н° = – 242 кДж,
(г)
, ∆Н° = – 286 кДж.
(ж)
я
13
Лабораторная работа 2
c
c
ν
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
И РАВНОВЕСИЕ
2.1. Цель работы
Убедиться в справедливости закона действующих масс и принципа Ле Шателье. Приобрести навыки измерения объемов растворов и
расчета их концентраций.
2.2. Теоретическое введение
Раздел химии, изучающий скорости и механизм протекания химических реакций, называют химической кинетикой.
Скорость реакции определяется изменением количества вещества реагентов (или продуктов реакции) в единицу времени в единице
объема. Среднюю скорость химической реакции (υ) характеризуют
изменением концентрации (с) одного из реагирующих веществ во
времени (τ) и определяют соотношением:
cc
−
21
ν=± =±
τ−τ Δτ
21
Δ
или
=±
d
,
τ
d
где ∆τ – приращение времени, которому отвечает изменение концентрации ∆с, т.е. скорость химической реакции есть первая производная от концентрации по времени.
Обычно для реакций, протекающих между газами или в растворах
(гомогенные реакции), концентрации реагентов выражают в молях на
литр (моль/л), а скорость реакции – в молях на литр в секунду
[моль/(л·с)].
Знак «плюс» в правой части уравнения относится к случаю, когда
о скорости реакции судят по изменению концентраций продуктов
реакции, а знак «минус» – по изменению концентраций исходных
веществ. Скорость реакции всегда положительна.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от
условий протекания реакции: концентрации реагентов, температуры,
присутствия катализаторов и некоторых других факторов, характерных для гетерогенных процессов (интенсивности перемешивания
реакционной массы и степени измельчения твердого вещества).
14
Зависимость скорости реакции от концентрации выражается за-
cda
CD
AB
коном действующих масс, являющимся основным законом химической кинетики: скорость химической реакции в гомогенных системах
прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.
Для условной реакции аA + bB → … закон действующих масс за-
писывается
а
b
· С
ν = k · С
.
А
В
Коэффициент пропорциональности k называется константой ско-
рости реакции. Константа скорости не зависит от концентрации реа-
гентов, но зависит от природы реагирующих веществ, температуры и
наличия катализатора.
Многие химические реакции обратимы, т.е. протекают в противоположных направлениях и не идут до конца. В таких реакциях устанавливается подвижное химическое равновесие, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются в момент химического
равновесия, называются равновесными. Обычно их обозначают при
помощи квадратных скобок, т.е. [А] и [B] в отличие от неравновесных концентраций с
и сВ в вышеприведенной формуле.
А
В соответствии с законом действующих масс состояние химического равновесия характеризуется константой равновесия, равной
отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ,
взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
Так, для обратимой химической реакции, описываемой уравнением
aA + bВ ↔ сС + dD константа равновесия будет равна
K
=
[][ ]
[][]
.
b
При заданной температуре K – величина постоянная, не зависящая от присутствия катализатора и концентрации веществ.
Меняя параметры процесса (например, температуру, концентрацию реагентов, давление), можно сместить химическое равновесие.
Направление смещения равновесия в общем виде определяется
принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать извне какое-либо воздействие, то в системе возникает
15
сдвиг равновесия в сторону процесса, ослабляющего оказанное воздействие.
2.3. Приборы и реактивы
В работе используют три конические колбы на 100 мл, три мер-
ных цилиндра на 10 и 50 мл, секундомер и рисунок сетки, хлорид
калия или аммония. Растворы: тиосульфата натрия (0,25 М), серной
кислоты (1 М), хлорида железа (0,00083 М и насыщенный), роданида
калия или аммония (0,0025 М и насыщенный).
2.4. Порядок выполнения эксперимента.
Указания по технике безопасности
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Цель проведения опыта – убедиться в справедливости закона дей-
ствующих масс.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ можно изучить, используя реакцию тиосульфата натрия с
раствором серной кислоты. При подкислении раствора тиосульфата
натрия протекают следующие реакции:
Na
H
+ H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4;
2S2O3
= S + SO2 + H2O. (2.2)
2S2O3
(2.1)
Реакция (2.1) протекает практически мгновенно, являясь реакцией
ионного обмена. Следовательно, скорость всего процесса будет определяться скоростью наиболее медленной реакции разложения тиосерной кислоты (2.2). Для мономолекулярной реакции (2.2) ее средняя скорость описывается выражением
cΔ
HSO
22 3
ν=−
.
Δτ
В соответствии с законом действующих масс скорость должна
линейно зависеть от концентрации:
HSO
22 3
.vkc=
Опыт основывается на следующем: 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. Одинаковая плотность суспензии серы свидетельст-
16
вует об одинаковом изменении концентрации тиосерной кислоты
ν
cΔ
риментах). Следовательно, значение
(при условии равенства объемов ее растворов во всех экспе-
HSO
22 3
cΔ
независимо от концен-
HSO
22 3
трации реагентов будет одним и тем же, а время достижения этого
значения – различным. Промежуток времени τ обратно пропорционален скорости реакции ν. Поэтому величину
1/
=τ назовем от-
отн
носительной средней скоростью реакции.
1. В три конические колбы с помощью мерных цилиндров налейте
необходимое количество раствора тиосульфата натрия и воды в соответствии с данными табл. 2.1.
Таблица 2.1
Расчет концентрации растворов и результаты опыта 1
–1
v
, с
отн
колбы
1
2
3
Объем раствора, мл Номер
Na
2S2O3 H2
30
20
10
O H2SO
0
10
20
10
10
10
Концентрация
H2S2O3, моль/л
4
Время исчезнове-
ния рисунка τ, с
2. Отмерьте с помощью мерного цилиндра, соблюдая необходимые предосторожности, принятые при работе с кислотами, 10 мл
раствора серной кислоты.
3. Поставьте колбу с раствором тиосульфата натрия на рисунок сетки.
4. Влейте серную кислоту в колбу. Одновременно начните отсчет
времени по секундомеру, наблюдая сверху за раствором. Момент
исчезновения видимого рисунка сетки – конец измерений. Сразу же
вылейте раствор из колбы и ополосните ее.
5. Точно так же проделайте опыты с растворами в колбах 2 и 3.
Данные опыта занесите в табл. 2.1.
Опыт 2. Влияние концентрации реагирующих веществ
на смещение химического равновесия
Цель проведения опыта – убедиться в справедливости принципа
Ле Шателье на примере реакции взаимодействия растворов хлорида
железа (III) и роданида калия (или аммония), сокращенное ионное
уравнение которой можно записать:
[FeCl
]3– + 6SCN⎯ ↔ [Fe(SCN)6]3- + 6Cl⎯.
6
Характерная красная окраска принадлежит в растворе ионам
[Fe(SCN)
]3– или продуктам их частичного распада.
6
17
1. В четыре конические пробирки внесите по 5–7 капель раство-
ров хлорида железа (III) и роданида калия (или аммония). Раствор
перемешайте, встряхивая пробирки, и поставьте в штатив. Одну пробирку с полученным раствором сохраните в качестве контрольной.
2. В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую –
одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III), во вторую – одну
каплю насыщенного раствора роданида калия (или аммония), в третью –
один микрошпатель кристаллического хлорида калия (или аммония).
3. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с эталонной окраской контрольной пробирки. Результаты наблюдений
занесите в табл. 2.2. На основании проведенного сравнени
я сделайте
выводы о направлении смещения химического равновесия.
Таблица 2.2
Результаты опыта 2
Номер
пробирки
1 FeCl3 (насыщ.)
2 KSCN (насыщ.)
3 KCl (крист.)
Примечание. Контрольная пробирка ___________ окраска раствора).
Добавляемое
вещество
Ион, концентрация
которого растет
Окраска
раствора
Направление смеще-
ния равновесия
(вправо, влево)
2.5. Обработка результатов эксперимента
Опыт 1
1. Рассчитайте молярную концентрацию тиосерной кислоты, образующейся при сливании растворов тиосульфата натрия и серной
кислоты в колбах 1, 2, 3.
2. Рассчитайте относительную среднюю скорость реакции в колбах 1, 2, 3.
3. Постройте график зависимости
отн HSO
()vfc= на основании
22 3
полученных экспериментальных данных. При построении графика
следует помнить:
– экспериментальные точки должны занимать все поле графика,
поэтому необходимо правильно выбрать масштаб;
– график нельзя строить по двум экспериментальным точкам;
– график отражает линейную зависимость
отн HSO
()vfc= ;
22 3
– прямая должна проходить через начало координат.
4. На основании графика сделайте вывод о справедливости закона
действующих масс.
18
Опыт 2
c
c
1. Отметьте, как изменяется интенсивность окраски растворов по
сравнению с окраской раствора в контрольной пробирке.
2. На основании принципа Ле Шателье обоснуйте выводы о смещении равновесия реакций в пробирках 1, 2, 3 при изменении концентрации соответствующих ионов.
3. Напишите выражение константы равновесия, основываясь на
сокращенном ионном уравнении протекающей реакции.
Контрольные вопросы
1. Если реакция идет по уравнению N2 + 3H2 = 2NH3, то какой
знак надо поставить в выражении:
d
c
1
NH
3
а)
v =±
2d
; б)
v =±
τ
2. Каков физический смысл константы скорости химической реакции? Какие факторы влияют на величину константы скорости реакции?
3. Напишите математическое выражение правила Вант-Гоффа.
4. Какие реакции называются обратимыми? Что показывает константа равновесия?
5. Напишите выражение для константы равновесия следующих
реакций:
d
1
H
3d
τ
2
; в)
v =±
d
N
2
.
d
τ
CО
2NO
+ Сl
(г)
(г)
6. В системе протекает обратимая реакция: 3O
+ О
↔ СОСl
2(г)
↔ 2NO
2(г)
2(г)
2(г)
;
.
↔ 2О
2(г)
3(г)
. Со-
ставьте математическое выражение для скоростей прямой и обратной
реакции. Определите, как изменится скорость прямой и обратной
реакции при повышении давления в два раза.
7. Определите направление смещения равновесия следующих обратимых реакций:
2SO
C
(графит)
+ О
2(г)
+ Н2О
↔ 2SO
2(г)
↔ СО
(г)
, ∆Н = – 192 кДж;
3(г)
(г)
+ Н
, ∆Н = 130 кДж
2(г)
а) при повышении температуры; б) при повышении давления.
8. Как нужно изменить температуру, давление и концентрацию
реагентов, чтобы увеличить выход хлора в системе:
4HCl
(г)
+ О
↔ 2Н2О
2(г)
(г)
+ Сl
, ∆Н = – 113 кДж.
2(г)
19
Лабораторная работа 3
р
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА
АСКОРБИНОВОЙ КИСЛОТЫ МЕТОДОМ
ТИТРОВАНИЯ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ
И КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТА
3.1. Цель работы
Приготовление раствора аскорбиновой кислоты с использованием
мерной химической посуды. Определение концентрации раствора
методом кислотно-основного титрования. Расчет степени и константы диссоциации электролита на основе измерения электропроводности раствора.
3.2. Теоретическое введение
Раствором называется многокомпонентная гомогенная система.
Любой раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т.е.
среды, в которой растворенные вещества равномерно распределены в
виде молекул или ионов. Содержание растворенного вещества в растворе (концентрация) может выражаться разными способами, наиболее распространенными их которых являются массовая доля и молярность.
Массовая доля (ω) – отношение массы растворенного вещества
) к массе раствора (m
(m
в-ва
р-ра
):
m
в-ва
ω=
.
m
-ра
Массовая доля, выраженная в процентах, называется процентной
концентрацией и соответствует числу граммов растворенного веще-
ства в 100 г раствора:
m
в-ва
ω= ⋅
m
-ра
р
100.
Молярная концентрация (с) – отношение количества растворенного вещества n (моль) к объему раствора V
(л), или количество
р-ра
вещества в 1 л раствора (моль/л):
20
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]