Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей химии. Методические рекомендации к лабораторным работам
.pdf
32
Результаты записывают в таблицу:
Время, мин.
Температура, С
молькДж
H
H
нейтр
/,
025,0
По полученным данным постройте график в координатах «темпера-
тура-время», откладывая на оси абсцисс время в минутах, по оси ординат –
температуру. Определите изменение температуры (t) с учетом поправки
на теплообмен.
На рис.3 приводится график для определения изменения температуры (t) в опыте.
Величина отрезка FG соответствует t с поправкой на теплообмен.
По полученным данным сделайте следующие расчеты:
1. Вычислите тепловой эффект реакции нейтрализации по формуле:
H=Vct (9)
где V – объем раствора, равный (V
HCl+VNaOH
), см3.;
- плотность раствора (принять равной 1г/ см3);
с – удельная теплоемкость воды (принять с=4,210
–3
кДж/гК);
t – изменение температуры раствора в процессе опыта,определяется
графически, С.
2.Составьте уравнение реакции нейтрализации и рассчитайте теплоту нейтрализации 1моль – эквивалента кислоты 1моль – эквивалентом щелочи,
учитывая, что 25 см3
1Мэ раствора содержит 0,025моль-эквивалента кислоты
33
3.Определите в % относительную ошибку опыта, если теоретическое зна-
H
OНCuSOOHCuSO
гидратаци и
кжк
0
2424
);()()(
55
кДж
H
CuSOO
H
OHСuSO
рржпк
51,11
5
0
1
4
2
24
);()()5()(
кДж
H
CuSOO
H
пCuSO
рржк
11,66
0
2
4
2
4
);()()(
HHH
гид ра таци и
00
1
0
2
чение теплового эффекта реакции нейтрализации 1 моль-эквивалента кислоты равно -56,9кДж/моль. Расчет проводится аналогично определению
относительной ошибки определения молярной массы эквивалента металла
(см. лаб. раб. №1).
2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ (ТЕПЛОТЫ) ГИДРАТАЦИИ СУЛЬФАТА МЕ-
ДИ (CuSO4).
Определение теплот растворения безводной и гидратированной соли
дает возможность, пользуясь законом Гесса, рассчитать теплоту гидратации соли, т.е. то количество теплоты, которое расходуется на образование
твердого кристаллогидрата из безводной соли и соответствующего количества воды.
В качестве примера рассмотрим процесс растворения в воде безводного и гидратированного сульфата меди. Первый растворяется с выделением теплоты, второй - – поглощением.
Растворение безводного сульфата меди можно представить или в виде двух последовательно протекающих процессов:
(10)
(11)
или в виде одного суммарного:
(12)
Поскольку начальное и конечное состояние в обоих случаях одинаковы, то
(13)
и -66,11кДж = H0
отсюда H0
гидратации
гидратации
= -77,62кДж.
+ 11,51кДж
34
ОПЫТ 2. Определение энтальпии гидратации сульфата меди.
m
M
Q
H
1
1
1
В калориметр наливают 100 см
3
дистиллированной воды и в течение
5мин. отмечают температуру воды с точностью до 0,1С через каждые
30сек. Затем через воронку осторожно высыпают 5,5г безводного сульфата
меди (CuSO4). Раствор постоянно перемешивают стеклянной палочкой до
полного растворения соли, отмечая температуру через каждые 30сек. в течение 5мин. Определяют изменение температуры при растворении CuSO4.
Теплота, выделяющаяся в реакционном сосуде при растворении CuSO4
(Q1) равна:
Q1=[(m1+m2)Cp]T
1
(14)
где m1 – масса безводной соли CuSO4, г;
m2 – масса воды, г;
Т1 и Т2 – соответственно начальная и конечная температуры при
растворении CuSO4;
Т1-Т2 =Т1 – изменение температуры при растворении CuSO4, К;
Ср – удельная теплоемкость раствора (принимается равной теплоем-
кости воды – 4,210-3кДж/гК).
Энтальпия растворения 1 моля CuSO4 (Н1) будет равна:
(15)
где M – молярная масса CuSO4, г;
m1 – масса безводного CuSO4, г.
35
Аналогично растворению безводной соли CuSO4 проводят растворе-
m
Q
H
М
3
2
2
ние кристаллогидрата меди (CuSO45H2O). В калориметр наливают 100 см3
дистиллированной воды, измеряют температуру в течение 5мин. через каждые 30сек. Затем через воронку осторожно высыпают 8,5г кристаллогид-
рата сульфата меди (CuSO45H2O). Раствор постоянно перемешивают стеклянной палочкой до полного растворения соли, отмечая температуру через
каждые 30сек. в течение 5мин. Определяют изменение температуры при
растворении CuSO45H2O.
Теплота, образующаяся при растворении CuSO45H2O (Q2), равна:
Q2=[(m2+m3)Cp]T
2
(16)
где m2 – масса воды, г;
m3 – масса CuSO45H2O, г;
Т3 и Т4 – соответственно начальная и конечная температуры при
растворении CuSO45H2O, К;
T2=Т4 - Т
- изменение температуры при растворении CuSO45H2O,
3
К;
Ср – удельная теплоемкость раствора (принимается равной теплоем-
кости
воды – 4,210-3 кДж/гК).
Энтальпия растворения 1 моля CuSO45H2O (Н2) равна:
(17)
где M – моль CuSO45H2O, г;
m3 – масса CuSO45H2O, г.
36
Исходя из термохимических уравнений, по закону Гесса рассчиты-
H
OНCuSOOHCuSO
гид ра тации
кж
к
0
)(
24
)(
2
)(
4
;
55
кДж
H
CuSOO
H
OHСuSO
рр
жк
п
51,11
5
0
1
)(
4
)(
2
)(
24
;)5(
кДж
H
CuSOO
H
пCuSO
рр
ж
к
11,66
0
2
)(
4
)(
2
)(
4
;
HHH
гид ра таци и
00
1
0
2
HHH
гид ра таци и
0
1
0
2
0
вают энтальпию гидратации CuSO4 (H0
гидратации
):
(10)
и
(11)
или
(12)
Поскольку начальные и конечные состояния одинаковы в обоих слу-
чаях, то:
(13)
и
(18)
Сравнить экспериментальное значение энтальпии гидратации без-
водной соли CuSO4 с табличной величиной (-77,62кДж) и найти относительную ошибку определения (%).
ОПЫТ 3. Определение энтальпии (теплоты) растворения соли.
Теплота растворения соли определяется суммой двух величин: эн-
тальпией разрушения кристаллической решетки (эндотермический процесс) и энтальпией сольватации ионов соли молекулами растворителя или
энтальпией гидратации, если растворитель вода (экзотермический процесс).
37
Тепловой эффект растворения (Н
молькДж
m
МH
H
соли
ра ст/.
может быть или положи-
раств.)
тельным, или отрицательным, в зависимости то того, какой из двух вышеупомянутых процессов преобладает.
В работе предлагается определить энтальпию растворения соли по
указанию преподавателя.
Определение энтальпии растворения соли производится в калориметре. В калориметр наливают 100 см3 дистиллированной воды, измеряют
ее температуру через 0,5мин. Результаты заносят в журнал. Аккуратно высыпают 5г соли в воду, перемешивают раствор до полного растворения соли. Записывают показания термометра с интервалом в 0,5мин. в течение
5мин. в таблицу.
Постройте график «температура-время» и определите по графику t, как и
в опыте 1.
1. Рассчитайте теплоту растворения соли по формуле:
Н=(m
где m
соли
m( Н2О) – масса воды в граммах, равная объему в см3
t – изменение температуры, К или С;
с – удельная теплоемкость (принять = 4,210-3 кДж/гК).
Рассчитайте энтальпию (теплоту) растворения 1 моля соли:
где M - молярная масса соли, г.
- масса соли, г;
соли+mH2O
) t c, кДж (19)
(20)
38
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3
c
V
V
с
d
dc
V
Скорость химических реакций
и химическое равновесие
Цель работы: ознакомление с факторами, влияющими на скорость
химических реакций, экспериментальное определение констант скоростей
химических реакций и энергии активации химической реакции.
Теоретическая часть
Скоростью химической реакции называется число элементарных ак-
тов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций), или в единицу времени на единицу поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).
На практике среднюю скорость химической реакции определяют изменением молярной концентрации любого вещества (исходного или продукта реакции) в единицу времени.
где
ства изменилась на
Мгновенная скорость химической реакции в данный момент времени выражается первой производной концентрации по времени:
- скорость процесса (моль. л-1. с-1);
- промежуток времени, за который концентрация данного веще-
(моль. л-1).
(21)
Скорость химических процессов зависит от природы реагирующих
веществ, природы растворителя, от условий протекания химических про-
(22)
39
цессов (концентрации, температуры, давления, наличия катализатора и
B
b
B
b
B
b
A
a
A
a
A
a
n
n
n
n
2
2
1
1
2
2
1
1
aaa
n
AAA
kV
n
21
21
ААА
n
,,,
21
т.д.).
Химический процесс протекает лишь при столкновении молекул
реагирующих веществ, следовательно, чем больше концентрация веществ,
тем больше число столкновений между молекулами, следовательно, выше
скорость реакций.
Согласно закону действия масс (закону Гульдберга и Вааге), скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна
произведению концентрации реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.
Так для процесса
скорость реакции будет равна:
(23)
где
- концентрации веществ А1, А2, …, Аn в моль/л;
а1, a2, …., аn – стехиометрические коэффициенты перед веществами
в
уравнении реакции;
k – константа скорости реакции или удельная скорость.
Если концентрации реагирующих веществ будут равны 1моль/л или
их произведение будет равно1моль/л, тогда V=k.
Следовательно, константа скорости реакции является постоянной ве-
личиной при данной температуре и характеризует влияние природы веществ на скорость реакции.
Закон действия масс позволяет вычислить изменение скорости реакции с изменением концентрации реагирующих веществ.
40
Существенное влияние на скорость реакции оказывает температура.
10
21
t
tt
VV
VV
tt
21
,
t
k
k
V
V
t
t
t
t 1010
e
A
k
RT
Ea
Согласно правилу Вант-Гоффа, скорость реакции при повышении температуры на каждые 10 увеличивается в 2-4 раза, т.е.
(24)
где
- скорости процесса при температурах t1 и t2;
- изменение температуры, равное t2 - t1;
- температурный коэффициент скорости реакции.
Он показывает, во сколько раз изменится скорость реакции при из-
менении температуры на 10, т.е.
(25)
Несмотря на громадное число столкновений между молекулами реа-
гирующих веществ (1109 соударений в 1см3), лишь незначительное их
число приводит к акту химической реакции (в среднем одно соударение из
31018). Химическое взаимодействие происходит при столкновении тех мо-
лекул, у которых запас энергии выше, чем некоторый запас энергии, называемый энергией активации (Еа).
Энергия активации – это энергия необходимая для перехода молекул
в состояние ―активированного‖ комплекса. Чем больше в системе ―активных‖ молекул, тем выше скорость реакции. Чем выше энергия активации,
тем, разумеется, меньшее число молекул будет обладать этим избыточным
запасом энергии, и тем ниже будет скорость реакции.
Энергия активации связана с константой скорости реакции следующим
уравнением:
(26)
41
где A – предэкспоненциальный множитель, учитывающий строение
KK
TT
21
,
RT
E
AK
RT
E
AK
a
a
T
T
2
1
lnln
lnln
2
1
,
K
K
TT
TT
K
K
TT
TT
RE
T
T
T
T
a
1
2
1
2
lg
3,231,8
ln
12
2
1
12
21
моль
кДж
моль
Дж
E
a
6867923
103
10
4
lg
2027350273
5027320273
3,231,8
2
1
вещества;
R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Д ж / моль. К
Т- абсолютная температура;
Еа - энергия активации процесса, Дж / моль;
e-основание натуральных логарифмов.
Для определения энергии активации и температурного коэффициента реакции необходимо определить значения констант скоростей хотя бы
при двух температурах. Рассмотрим это на примере.
Пример. Константа скорости реакции при 20С равна 3.10-2, а при
50С равна 4.10-1. Определить энергию активации и температурный
коэффициент скорости реакции.
Решение: если известны значения констант скоростей в реакции при
двух температурах (
), то, прологарифмировав уравнение (26),
можно составить систему уравнений:
(27)
Решая эту систему относительно Еа, получаем:
, (28)
Подставляя данные задачи в уравнение (13), получаем
Сопоставляя уравнение (21) и (22), получим
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]