Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей химии. Методические рекомендации к лабораторным работам
.pdf
22
Для расчета массы выделившегося водорода можно воспользоваться урав-
TR
М
m
PV
RT
PVM
m
H
2
э
э
m
m
MeMe
HH
)(
)(
22
m
m
Мэ
H
Hэ
Me
Me
2
2
/
(
)
T
PV
T
V
P
0
0
0
)273(
)(
0
0
0
t
hPV
T
V
P
нением состояния идеальных газов, уравнением Клапейрона-Менделеева:
(2)
Н2
где V – объем H2 (V2-V1), см3
P – давление H2 (P
атм-Pп
), мм рт. ст.;
m - масса H2, г;
M - моль H2, г;
R – универсальная газовая постоянная (R=62360 (мл.мм рт.
ст./Кмоль));
Т – абсолютная температура (273+t), К
Сделав преобразование, получают:
На основании закона эквивалентов:
Приводим возможные значения универсальной газовой постоянной R
или
R= 8,31 Дж/моль · К;
R=62360 см3 · мм рт. ст./моль·К;
R=0,083 л · МПа/ моль·К;
R=0,082л · атм./ моль·К;
R=1,987 кал. / моль·К
Расчет молярной массы эквивалента металла можно произвести другим
методом, используя уравнение:
(точнее
) (4),
23
т.е. приведением объема выделившегося водорода к нормальным усло-
)273(
)(
0
0
0
t
P
T
hP
V
V
)
/
(
2
0
)(
)(
2
H
V
mV
э
Meэкв
Me
H
t,С
P
H2O
t,С
P
H2O
t,С
P
H2O
0
4,581
19
16,50
26
25,20
6
7,009
20
17,53
28
28,34
10
9,203
21
18,67
30
31,81
14
11,98
22
19,82
40
55,31
виям. Из уравнения (4) следует:
,
где V0 – объем выделившегося водорода, приведенный к нормальным
условиям, см3 ; P0 – 760 мм рт. ст.; Т0 – 273 К;
V – объем выделившегося водорода при температуре опыта, см3.;
(P-h) – давление водорода внутри сосуда (P
=Pатм.- P
H
2
), мм рт. ст.;
H2O
(273+t) – температура газа в опыте, К.
Далее, используя моль-эквивалентный объем водорода при нормаль-
ных условиях
(V
(Н2)= 11200 см3), вычисляют молярную массу эквивалента металла:
экв
(4а)
Сравнивают полученную молярную массу эквивалента металла с
теоретическим значением. Для этого находят теоретическое значение молярной массы эквивалента металла путем деления его атомной массы в
граммах на валентность и подсчитывают относительную ошибку опыта в %:
относительная ошибка = (Мэ(т) – Мэ(оп)/Мэ(т)100% .
Таблица №1.
Давление насыщенного водяного пара (P
) (мм рт.ст.) при различных
H2O
температурах (С):
24
t,С
P
H2O
t,С
P
H2O
t,С
P
H2O
16
13,63
23
21,09
50
92,51
17
14,55
24
22,37
60
149,4
18
15,47
25
23,75
100
759,9
Тепловые эффекты химических реакций.
Цель работы:
1. Экспериментальное определение тепловых эффектов химических
реакций .
2. Овладение методикой термодинамических расчетов в химии (H,
S, G).
Обозначение тепловых эффектов.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2
Процессы, происходящие при постоянном объеме (и при постоянной температуре), называются изохорно-изотермическими или просто изохорными процессами; процессы, происходящие при постоянном давлении и при
постоянной температуре, называются изобарно-изотермическими или изобарными процессами.
Если вследствие химического изохорного (v=const) процесса выделяется
теплота + Qv, то это выделение теплоты соответствует убыли внутренней
энергии системы. Эта убыль обозначается U. Поглощение же теплоты в
изохорном процессе – Q, соответствует приросту внутренней энергии системы, которое обозначается +U.
Выделение теплоты в изобарном процессе +Qp соответствует убыли эн-
тальпии в системе и обозначается –H. Поглощение теплоты в изобарном
25
процессе соответствует увеличению энтальпии в системе и обозначается
+H.
H – изменение энтальпии в газовой реакции – равно U + pV, где pV
равно работе, совершенной при изменении объема от V1 до V2.
Если в газовой реакции не происходит изменения числа реагирующих мо-
лекул, то U=H.
Работа при расширении или сжатии жидких и твердых тел очень мала, и
ею можно пренебречь. Отсюда в реакциях жидких и твердых тел U прак-
тически равно H (Qv=Qp).
Итак, в экзотермическом процессе:
- изохорном Qv 0; U 0;
- изобарном Q
0; H 0.
p
В эндотермическом процессе:
- изохорном Qv 0; U 0;
- изобарном Q
0; H 0.
p
Значения Q, U, H, pV выражаются в одних и тех же единицах (в кило-
калориях или в килоджоулях). Символы Qv и Qp приняты в термохими-
ческой системе обозначения, а соответствующие им U, H в термо-
динамической. Как видно термодинамические и термохимические обозна-
чения противоположны по знаку: Qv = -U, Qp= - H; - Qv= U, - Qp=H.
В большинстве случаев калориметрические измерения проводят при постоянном атмосферном давлении, т.е. обычно измеряют изобарные тепловые эффекты.
Термохимические уравнения.
При изучении тепловых явлений в химических реакциях принято
пользоваться так называемыми термохимическими уравнениями, в которых выражаются тепловые изменения системы.
26
Тепловые эффекты в настоящее время выражаются по термодинами-
моль
кДж
моль
ккал
ггг
H
O
H
O
H
обр
8,.2418,57
0
298.,2
2
2
);()(
2
1
)(
H
рх
0
..
)()(
......
0
0
0
0
0
.
0
.
0
..
Hb
H
a
He
Hd
HHH
b
A
E
D
исхпродpx
ческой системе и обычно отнесены к так называемым стандартным условиям: к температуре 25С (298К) и давлению 101,325 кПа или 760 мм рт.
ст., или 1атм.
Например, теплота образования воды (по термодинамической системе энтальпия образования воды) записывается так:
Верхний индекс указывает на то, что вещества взяты в стандартном
состоянии, устойчивом при 25С (298К) и давлении, равном 101,325кПа
или
760 мм рт. ст., или 1атм.
При написании термохимических уравнений у формулы каждого
вещества индексом указывается его физическое состояние: газообразное
(г), жидкое (ж), кристаллическое (к) или раствор (р-р).
Все термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и состояния
исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от числа и характера промежуточных стадий.
Из закона Гесса вытекает следствие, что тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом
суммы энтальпий образования исходных веществ.
Например, для реакции: aA + bB + …… = dD + eE + …..,
где A, B, D, E - какие-то условные вещества;
a, b, d, e - коэффициенты перед этими веществами,
тепловой эффект
равен:
(5),
27
где
HHHH
BAED
0000
,,,
- стандартные энтальпии образования про-
дуктов реакции и исходных веществ, соответственно при Т = 298 К,
Р = 101,325кПа и концентрация каждого вещества, равной 1моль/л.
Стандартной теплотой (энтальпией) образования вещества называ-
ется тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых
веществ, устойчивых при Т=299К, Р=101,325кПа.
Направление химических реакций.
При изучении химических взаимодействий очень важно оценить
возможность или невозможность их самостоятельного протекания при заданных условиях, выяснить химические свойства веществ.
Как показывает опыт, при низких температурах самопроизвольно
протекают экзотермические реакции, т.е. в этих условиях (при малых Т)
критерием самопроизвольности протекания процесса можно считать
стремление системы перейти в состояние с наименьшим запасом энергии
(H 0).
Однако, с повышением температуры, сопровождающимся более
свободным движением частиц, многие реакции начинают самопроизвольно
протекать в направлении эндотермического процесса. В этом случае критерием самопроизвольности процесса является стремление системы перейти в состояние наибольшего беспорядка, т.е. в наиболее вероятное состоя-
ние, другими словами, увеличить энтропию (S0).
Обычно энтропию (S) относят к 1 молю вещества и выражают в
Дж/(мольК).
Таким образом, если процесс не сопровождается энергетическими
изменениями (H=0), то направление его определяется изменениями энтропии и рост энтропии становится движущей силой S0 при H=0.
28
Изменение энтропии в процессе (S) рассчитывается аналогично из-
менению энтропии, с той лишь разницей, что энтропия чистого вещества в
стандартных условиях не равна нулю.
Если же в ходе реакции степень беспорядка не изменяется, напри-
мер, 2HCl (г) = H2 (г) + Cl2 (г) т.е. при условии S=0, движущей силой
процесса является убыль энтальпии H 0.
В химических реакциях одновременно изменяется и энергия системы, и ее энтропия. Величиной, отражающей влияние этих обеих тенденций
на направление протекания химических процессов P, T=const, служит
энергия Гиббса (G) или изобарно-изотерический потенциал.
Для процессов, протекающих при P, T=const, изменение энергии
Гиббса (G) равно:
G=H - TS (6)
При P, T=const химические реакции самостоятельно протекают в на-
правлении уменьшения энергии Гиббса системы. Отсюда принципиальным
условием самопроизвольного течения процесса при заданных Р и Т явля-
ется неравенство: G0.
Если изменение энергии Гиббса в процессе увеличивается (G0), то
прямой процесс маловероятен (реакция может идти только в обратном направлении).
При равенстве энтальпийного и энтропийного факторов система находится в состоянии химического равновесия и G=0.
Для процессов, протекающих при постоянном объеме и при постоянной температуре (Р, Т=const) критерием самопроизвольности протекания
химических процессов служит изменение энергии Гельмгольца:
F=U-TS (7)
29
Если F0, химический процесс возможен, реакция может протекать
в прямом направлении.
Если F0, химический процесс не возможен, реакция может проте-
кать только в обратном направлении.
Если F=0, то система находится в состоянии химического равнове-
сия.
Пользуясь стандартными значениямиU, H, S, F и G, мож-
но осуществлять различные термодинамические расчеты.
Экспериментальная часть.
В работе предлагается определить энтальпию нейтрализации силь-
ной кислоты сильным основанием, энтальпии гидратации некоторых солей
и энтальпии растворения солей.
Реактивы и приборы:
1. Калориметр.
2. Термометр на 100С.
3. Цилиндры на 25см3и на 100 см3.
4. Навески солей: CuSO4, CuSO45H2O, Na2CO3, Na2CO310H2O, NH4Cl,
NaNO3.
5. Растворы: HCl (1Мэ), NaOH (1Мэ).
1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ (ТЕПЛОТЫ) РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса реакция между разбавленными растворами сильной кислоты и сильного основания, например: HCl (р-р)+NaOH (р-р) = NaCl (р-р)+H2O (ж), может быть
представлена в виде реакции ионами:
H+(р-р)+Cl-(р-р)+Na+(р-р)+OH-(р-р)=H2O(ж)+Na+(р-р)+Cl-(р-р).
30
После сокращения ионов, которые находятся как в правой, так и в
левой частях уравнения, получаем для всех сильных кислот и сильных оснований одно и то же уравнение реакции нейтрализации:
H+(р-р)+OH-(р-р)=H2O(ж); H=-13,6 ккал/моль (-56,9 кДж/моль) (8)
т.е. независимо от того, какие сильные кислоты и сильные основания были
взяты, нейтрализация всегда сводится к образованию воды из ионов, тепловой эффект образования которой всегда один и тот же.
При смешивании растворов слабой кислоты и сильного основания
или наоборот, сильной кислоты и слабого основания тепловой эффект реакции нейтрализации сопровождается тепловым эффектом диссоциации
слабой кислоты или слабого основания, а иногда и тепловым эффектом
гидратации ионов. Поэтому общий тепловой эффект при смешении таких
соединений может быть больше или меньше -13,6ккал/моль (56,9кДж/моль).
ОПЫТ 1. Определение энтальпии (теплоты) реакции нейтрализации.
Опыт проводится в калориметре. В калориметр наливают 25 см3
1Мэ раствора NaOH, калориметр закрывают крышкой и измеряют температуру раствора с точностью до 0,1С через каждые 30сек. в течение 5мин.
Затем быстро приливают 25 см3. 1Мэ раствора HCl, осторожно перемеши-
вая раствор мешалкой. Фиксируют показания термометра с точностью до
0,1С, с интервалом в 30сек., в течение 5мин.
31
Рис.2 График для определения ∆ t
Рис. 3 КАЛОРИМЕТР
1 – калориметр; 2 – термометр; 3- мешалка
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]