Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия. Лабораторный практикум
.pdf
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
3. Приборы и реактивы
Работу проводят на калориметре, который выполнен из оргстекла и состоит из внешнего стакана-подставки, внутреннего реакционного стакана вместимостью 250 мл, крышки с воронкой и двумя
отверстиями для мешалки и термометра с ценой деления 0,1 град. Используют также секундомер, техно-химические весы, мерные цилиндры на 50...100 мл. Реактивами служат: сульфат
магний металлический (стружка); растворы: едкого натра (1 н.), соляной (1 н.), азотной (1 н.) и серной (0,1 н.) кислот.
магния безводный,
4. Порядок проведения работы. Указания
по технике безопасности
Опыт 1. Определение энтальпии реакции нейтрализации
В данном опыте необходимо определить энтальпию реакции
нейтрализации соляной и азотной кислот едким натром и сравнить
полученные значения. Выполняя опыт, соблюдайте необходимые меры предосторожности, принятые при работе с кислотами и щелочами.
4.1. Во внутренний стакан калориметра налейте с помощью
мерного цилиндра 50 мл раствора кислоты с концентрацией 1 моль/л
поместите его во внешний стакан. Закройте стакан крышкой и за-
и
крепите в ней термометр так, чтобы он находился внутри кольца мешалки. В другой цилиндр налейте 50 мл раствора щелочи с концентрацией 1 моль/л.
4.2. В начальном периоде опыта, пользуясь секундомером и
записывая показания термометра с интервалом в 30 с, убедитесь, что
температура практически не меняется.
4.3. Затем влейте через воронку в крышке раствор щелочи в
кислоту, и, непрерывно помешивая реакционную смесь перемещением мешалки вверх-вниз, измеряйте температуру через каждые 0,5 мин
до тех пор, пока она не будет меняться незначительно, что наблюдается через 3...4 мин или даже раньше. Запись результатов измерений
ведите
по следующей форме:
21
Лабораторный практикум
Время, мин: 0 0,5 1 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 4,5 5,0
Температура, °С
Опыт 2. Определение энтальпии образования сульфата
магния
Энтальпию образования сульфата магния ΔН
лить по закону Гесса из следующих трех уравнений:
Мg
Н
MgSO
+ Н2SO
(к)
+ S
2(г)
(ромб)
= МgSO
4(р)
+ 2O
= МgSO
4(к)
= Н2SO
2(г)
4(р)
4(р)
+ Н
4(р)
, ΔН3
Мg
(к)
+ S
(ромб)
+ 2O
= МgSO
2(г)
, ΔH
4(к)
= ΔН1 + ΔН2 – ΔН3
обр
Энтальпию растворения магния в разбавленном растворе сер-
ной кислоты ΔН
ния ΔН
необходимо определить экспериментально, а за энтальпию
2
второй реакции ΔН
энтальпии образования Н
и энтальпию растворения безводного сульфата маг-
1
можно принять табличное значение стандартной
2
, равное – 909 кДж/моль, так как опыт
2SO4(р)
проводится в условиях, близких к стандартным.
4.1. На техно-химических весах взвесьте кусочек магния мас-
сой 0,1...0,2 г с точностью до 0,02 г.
4.2. Налейте во внутренний стакан 100 мл раствора серной ки-
слоты и закройте его крышкой с термометром и мешалкой.
4.3. Зафиксируйте в течение первых 3 мин начальную
ратуру калориметра, при работающей мешалке опустите магний в кислоту и ведите далее эксперимент по определению ΔН
описано в опыте 1.
4.4. Аналогичным образом проведите определение ΔН
творяя навеску 1,5...2 г сульфата магния в растворе, полученном в
предыдущем эксперименте.
можно вычис-
обр
, ΔH1
2(г)
, ΔH2
так, как это
1
темпе-
, рас-
3
22
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
5. Обработка результатов эксперимента
5.1. По данным каждого эксперимента постройте 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).
5.2. Необходимая для вычисления энтальпии процесса величина ΔТ
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.
5.3. Величину ∆Н рассчитайте по формуле 2.1, приняв в качестве допущения, что удельная теплоемкость и плотность исследуемых
растворов равны этим величинам для чистой воды, т. е.
4,18 кДж/кг
, К и 1 кг/дм3.
5.4. По результатам опыта 1 составьте также для выполненных реак-
ций сокращенное ионное уравнение и рассчитайте среднее значение энтальпии нейтрализации. Вычислите относительную ошибку опыта, если табличное значение этой величины равно
– 56 кДж/моль.
5.5. То же надо сделать с результатами опыта 2, сопоставив вычис-
ленную величину с табличным значением ΔН°
МgSО
298
4(к)
, рав-
ным -1280 кДж/моль.
6. Требования к отчету
См. лабораторную работу 1.
7. Контрольные вопросы
1. Каково соотношение между энтальпией нейтрализации и энтальпи-
ей электролитической диссоциации воды?
23
Лабораторный практикум
2. У какого химического вещества, используемого в настоящей работе, стандартная энтальпия образования равна нулю?
3. Используя приведённые термохимические уравнения, определите
какова энтальпия перехода графита в алмаз:
С
(графит)
+ О
2(г)
= СО
, ΔН°
2(г)
= – 393 кДж
298
С
(графит)
+ О
2(г)
= СО
, ΔН°
2(г)
= – 395 кДж ?
298
4. Какой величине следует приравнять удельную теплоемкость иссле-
дованного Вами раствора, если конечный результат надо выразить
в ккал/моль?
5. Каковы все возможные источники ошибки эксперимента по определению энтальпии реакции? Какой источник вносит наибольший
вклад в величину ошибки?
24
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4
Исследование скорости химической
реакции и равновесия
(2 часа)
1. Цель работы
Убедиться в справедливости закона действующих масс и
принципа Ле-Шателье. Приобрести навыки измерения объемов растворов и расчета их концентраций, познакомиться с элементами нефелометрического анализа.
2. Теоретическое введение
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Концентрацию С выражают числом молей в 1 л, время – в секундах.
Средняя скорость реакции V определяется как V = ± ΔC/Δτ.
В самом общем виде при бесконечно малом временном интервале (Δτ→0) мгновенная истинная скорость:
V = ± 1/n ⋅ dC/dτ,
где n – стехиометрический коэффициент в уравнении, описывающем
данную реакцию.
Таким образом, скорость химической реакции есть первая
производная от концентрации по времени.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ
и от условий протекания реакции – концентрации реагентов, температуры, присутствия катализаторов и некоторых других причин,
харак-
25
Лабораторный практикум
терных для гетерогенных процессов (интенсивность перемешивания,
степень измельчения и т. п.).
Зависимость скорости реакции от концентрации выражается
законом 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. Так, при взаимодействии вещества
А и В в соответст-
вии с уравнением
mA + nB = pD
математическое выражение для скорости реакции имеет вид
n
m
.
V = k
CC ⋅
B
A
Убедиться в справедливости этого можно, проделав опыт 1 настоящей
работы.
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 [В] в отличие от неравно-
весных концентраций С
и CB в вышеприведенной формуле.
A
Используя закон действующих масс для химического равновесия, можно рассчитать константу равновесия, равную отношению
произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Так, для системы
mA + nB ↔ pD
значение константы равновесия
K = [D]
p
/[A]m . [B]n.
26
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
При заданной температуре К – величина постоянная, не зависящая от
присутствия катализатора.
Меняя параметры системы (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
сдвиг
равновесия в сторону процесса, ослабляющего оказанное воздействие.
Убедиться в справедливости этого принципа позволяет опыт 2 данной
лабораторной работы.
3. Приборы и реактивы
В работе используют три конические колбы на 100 мл, три
мерных цилиндра на 10 и 50 мл, секундомер и рисунок сетки.
Реактивами служат: хлорид калия или аммония, растворы: тиосульфата натрия (0,25 М), серной кислоты (2 н.), хлорида железа (0,0025 н. и
насыщенный), роданида калия или аммония (0,0025 н. и насыщенный).
4. Порядок выполнения работы.
Указания по технике безопасности
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
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:
Nа
Н
+ Н2SO4 = Н2S2O3 + Na2SO4 , (4.1)
2S2O3
= S + SO2 + Н2O , (4.2)
2S2O3
27
Лабораторный практикум
Реакция (4.1) протекает практически мгновенно, являясь реак-
цией ионного обмена. Следовательно, скорость всего процесса определяется скоростью наиболее медленной реакции разложения тиосерной кислоты (4.2). Для мономолекулярной реакции (4.2) ее средняя
скорость: V = – ΔС
H2S2O
/Δτ.
3
В соответствии с законом действующих масс скорость должна
линейно зависеть от концентрации: V = k · С
H2S2O
.
3
Опыт основывается на следующем: разложение тиосерной ки-
слоты сопровождается выделением эквивалентного количества серы.
Скорость реакции можно оценить, измеряя время от момента сливания растворов тиосульфата натрия и серной кислоты до появлений
суспензии серы. Одинаковая плотность суспензии серы свидетельствует об одинаковом изменении концентрации тиосерной кислоты
ΔС
риментах). Следовательно, значение ΔC
(при условии равенства объемов ее растворов во всех экспе-
H2S2O
3
независимо от концен-
H2S2O
3
трации реагентов будет одним и тем же, а время достижения этого
значения – различным. Промежуток времени τ обратно пропорционален скорости реакции V. Поэтому величину V
= 1/τ назовем относи-
отн
тельной средней скоростью реакции.
4.1. В три конические колбы с помощью мерных цилиндров
налейте необходимое количество раствора тиосульфата натрия и воды
в соответствии с данными таблицы.
Расчёт концентрации растворов и результаты эксперимента:
Время
исчезно-
вения
рисунка,
τ, с
V
отн
№
колбы
Объем раствора, мл
Концен-
трация
H
2S2O3
моль/л
Na
2S2O3
H
O H2SO
2
4
1 30 0 10
2 20 10 10
3 10 20 10
4.2. Отмерьте с помощью мерного цилиндра, соблюдая необ-
ходимые предосторожности, принятые при работе с кислотами, 10 мл
раствора серной кислоты.
28
Богословский С.Ю., Титов Л.Г.
4.3. Поставьте колбу с раствором тиосульфата натрия на рису-
нок сетки.
4.4. Влейте серную кислоту в колбу. Одновременно начните
отсчет времени по секундомеру, наблюдая сверху за раствором. Момент исчезновения видимого рисунка сетки – конец измерений.
4.5. Сразу же вылейте раствор из колбы и ополосните ее. Точ-
но так же проделайте опыты с
растворами в колбах 2 и 3. Данные
опыта занесите в таблицу.
Опыт 2. Влияние концентрации реагирующих веществ на
смещение химического равновесия
4.1. В четыре конические пробирки внесите по 5...7 капель
растворов 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.
4.2. 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 – сухого хлорида калия (или аммония).
4.3. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с
эталонной окраской контрольной пробирки. На основании проведенного сравнения сделайте выводы о направлении смещения химического равновесия и причинах его.
29
Лабораторный практикум
5. Обработка результатов эксперимента
Опыт 1
5.1. Рассчитайте молярную концентрацию тиосерной кислоты, образующейся при сливании растворов тиосульфата натрия с серной
кислотой в колбах 1, 2, 3.
5.2. Рассчитайте относительную среднюю скорость реакции в колбах 1, 2, 3.
5.3. Постройте график V
отн
= f(С
H
ные данные. При построении графика следует помнить:
• график отражает линейную зависимость V
• его нельзя строить по двум экспериментальным точкам;
• прямая должна проходить через начало координат.
Опыт 2
При взаимодействии растворов хлорида железа (III) и роданида калия происходит реакция, которую можно описать следующим
сокращенным ионным уравнением
]3- + 6SCN- ↔ [Fe(SCN)6]3- + 6Cl-.
[FeCl
6
Характерная красная окраска принадлежит в растворе ионам
[Fе(SСN)
5.1. Отметьте, как изменяется интенсивность окраски растворов по
5.2. Укажите, в каком направлении смещается равновесие при добав-
]3- или продуктам их частичного распада.
6
сравнению с окраской раствора в контрольной пробирке.
лении: а) хлорида железа (III); б) роданида калия (или аммония);
в) хлорида калия (или аммония).
), используя эксперименталь-
2S2O3
от С
отн
1
:
H
2S2O3
;
1
Комплексные соединения, использованные в данной реакции, подробно будут рас-
смотрены в разделах "Комплексные соединения" и "Свойства металлов семейства
железа".
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]