Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Физическая химия. Лабораторный практикум-1
.pdf
дения реакции (1.1). Первый путь – реальный, предусматривающий
непосредственное смешение разбавленного раствора щелочи с концентрацией C
трацией C
и концентрированного раствора кислоты с концен-
щ
. Предполагается, что в результате реакции образуется
к
вода и достаточно разбавленный раствор ионов, не участвующих в
реакции. Второй путь – гипотетический, который на основании закона Гесса можно мысленно разбить на два этапа: а) смешение растворов с образованием разбавленного раствора реагентов; б) проведение
собственно реакции нейтрализации в разбавленном растворе. Сказанное иллюстрирует схема, приведенная на рис. 1.1.
Раствор щелочи с концентрацией Сщ и раствор
кислоты с концентрацией С
к(Cк
>>Cщ)
ΔH
Разбавленный водный раствор
ионов
m
1
Разбавленный водный раствор
HΔ
m
2
реагентов
ΔH
n
Рис. 1.1. Два пути протекания реакции (1.1)
Из рис. 1.1 согласно закону Гесса следует, что названные теплоты
связаны соотношением
m
ΔH = ΔH
n
+
1
.
HΔ
m
2
(1.4)
Отметим, что в данной лабораторной работе величины ΔH и
m
1
определяются опытным путем, а ΔHn вычисляется с помощью
HΔ
m
2
уравнения (1.4). Отметим также, что в настоящем эксперименте по
определению теплоты (энтальпии) нейтрализации реальную энтальпию разведения, сопровождающую смешение растворов кислоты и
щелочи, заменяют энтальпией смешения раствора кислоты с водой,
объем которой равен объему раствора щелочи. В таком модельном
опыте получение энтальпии разведения не осложняется параллельным протеканием реакции. В то же время ее можно рассматривать в
m
1
качестве приближенного значения истинного
HΔ .
m
2
Рассмотрим схему, показывающую два различных способа определения реакции нейтрализации при постоянных температуре и давлении (рис. 1.2).
11
Рис. 1.2. Схема определения теплоты реакции нейтрализации
при постоянных температуре и давлении:
∆Hn – теплота (энтальпия) нейтрализации; ∆Had = 0 – изменение энтальпии
при проведении этой реакции в адиабатных условиях; ∆H – изменение
энтальпии, связанное с приведением внутренних частей калориметра
к исходной температуре t1
Поскольку изменение энтальпии при постоянных давлении и температуре не зависит от пути процесса, то согласно приведенной схеме можно записать:
∆H
= ∆H. (1.5)
n
При постоянной калориметра K, Дж/К, удельной теплоемкости
раствора с, Дж/(г·К) и его массе M, г, связанное с охлаждением деталей калориметра изменение энтальпии ∆H
∆H
= –K∆T, (1.6)
k
составит
k
а соответствующее изменение энтальпии раствора
∆H
= –Mс∆T. (1.7)
l
Изменение энтальпии, связанное с протеканием реакции нейтрализации, как это следует из уравнений (1.3)–(1.5),
∆H
где, как и ранее, ∆T = t
= ∆H = –∆T(K + Mс), (1.8)
n
– t1. Знак «–» в уравнениях (1.6)–(1.8) означа-
2
ет, что температура на данной стадии изменяется в направлении,
противоположном изменениям при протекании реакции в
адиабатных условиях.
12
Суммарный тепловой эффект, сопровождающий химический процесс, складывается из теплового эффекта процесса Q
эффекта нагрева (охлаждения) системы Q
нагр
и теплового
проц
. В адиабатно-
изолированной системе суммарный тепловой эффект равен нулю, т.е.
Q
Тепловой эффект нагрева может быть рассчитан как Q
K
– суммарная теплоемкость всех нагревающихся частей калориметри-
эф
проц
+ Q
= 0 или Q
нагр
проц
= –Q
нагр
.
= Kэф∆T, где
нагр
ческой системы (стакан, раствор, мешалка, термометр и т.д.), поэтому
Q
проц
= –K
∆T. (1.9)
эфф
В реальном эксперименте реакция нейтрализации осуществляется
путем смешения малого объема концентрированной кислоты с достаточно большим объемом разбавленного раствора щелочи при постоянном давлении. В связи с этим должен иметь место эффект разведения, и, следовательно, правая часть уравнения (1.6) будет равна
не ∆H
∆H
, а сумме энтальпий нейтрализации и разведения, т.е.
n
+
n
12m
HΔ = –∆T(K + Mс), (1.10)
m
откуда получаем
∆H
= –∆T(K + Mс) –
n
12m
. (1.11)
HΔ
m
1.3. Порядок выполнения работы
На рис. 1.3 показан калориметр с измерительным устройством –
контроллером. Во всех предполагаемых опытах наблюдают за изменением температуры в калориметре t, °С, в зависимости от времени τ
протекания соответствующего процесса t(τ) и проводят запись этих
изменений. Измерения выполняют с помощью термопары (термодатчика), введенной внутрь калориметра и укрепленной на его крышке,
которая подключена к контроллеру модуля учебно-лабораторного
комплекса «Термостат», связанному с персональным компьютером.
Экспериментальная часть работы включает три независимых опыта:
– определение постоянной калориметра K, Дж/К;
– определение теплоты разведения кислоты;
– определение теплоты нейтрализации.
13
Рис. 1.3. Калориметрическая система
1.3.1. Определение постоянной калориметра
1. Проверить правильность заполнения таблицы «Система управления учебно-лабораторным комплексом» на мониторе компьютера
(рис. 1.4).
14
Рис. 1.4. Таблица на мониторе компьютера
В поле «Измерительные каналы отметить:
– термодатчик;
– использовать дополнительный параметр;
– общий;
– размерность – г, 2 (такое количество вещества используется для
проведения эксперимента).
В поле «Параметры измерения» отметить:
– автоматический режим.
– интервал измерений – 10;
– число измерений – 100;
– активировать контроллер.
В поле «Исполнительные устройства» отметить:
– источник напряжения –0,00 В;
– источник тока – 0,0 мА.
2. Налить во внутренний стакан 100 мл дистиллированной воды.
3. Установить внутренний стакан в калориметр вместе с магнит-
ной мешалкой.
4. Закрепить крышку калориметра вместе с укрепленным в ней
термодатчиком.
5. Измерение начать включением кнопки на мониторе «Измерение».
6. Приступить к наблюдению за изменениями температуры на эк-
ране дисплея с одновременной регистрацией кривой t(τ).
7. После установления стационарного режима (начальный период –
5…7 мин), о чем можно судить по линейному виду графика t(τ), через отверстие в крышке засыпать навеску соли KCl – 2 г.
8. Через 11 мин заканчивается растворение соли. Наблюдения за
изменениями температуры продолжать далее, после завершения
главного периода, еще 5…7 мин; это позволит выявить закон изменения температуры в конечном периоде.
9. Для проведения следующих измерений нажать кнопку «Текущее состояние».
10. Извлечь магнит из внутреннего стакана, вылить раствор, вымыть внутренний стакан.
1.3.2. Определение теплоты разведения кислоты
1. Проверить правильность заполнения таблицы «Система управления
учебно-лабораторным комплексом» на мониторе компьютера (рис. 1.5).
Заполнить таблицу аналогично п. 1.3.1 за исключением размерно-
сти: размерность – мл, 3.
15
2. Во внутренний стакан налить 100 мл дистиллированной воды.
3. Внутренний стакан установить в калориметр, опустить в стакан
магнит и закрыть крышкой с закрепленным в ней датчиком температуры.
Рис. 1.5. Таблица на мониторе компьютера
4. В таблице «Система управления учебно-лабораторным ком-
плексом» на мониторе курсором нажать «Измерение».
5. После установления стационарного режима (начальный период –
5…7 мин), о чем можно судить по линейному виду графика t(τ), используя воронку, через отверстие в крышке залить 3 мл раствора HCl (5М).
6. Через 11 мин заканчивается разбавление кислоты. Наблюдения
за изменениями температуры продолжать далее, после завершения
главного периода, еще 5…7 мин; это позволит выявить изменение
температуры в конечном периоде.
7. Извлечь магнит из внутреннего стакана, вылить раствор в раковину, вымыть внутренний стакан.
1.3.3. Определение теплоты нейтрализации
1. Проверить правильность заполнения таблицы «Система управления учебно-лабораторным комплексом» на мониторе. Порядок заполнения такой же, как в п. 1.3.2.
16
2. Налить в стакан 100 мл раствора NaOH c концентрацией 0,15 M,
вложить в него магнит и установить стакан в калориметр, закрыть
калориметр крышкой с термодатчиком.
3. Приготовить порцию соляной кислоты c концентрацией 5 M,
отобрав дозатором 3 мл.
4. Начать визуальные наблюдения за изменениями температуры в
калориметре t(τ) на экране дисплея и регистрацию t(τ) c помощью
компьютера.
5. Через 5…7 мин после начала наблюдений, в момент времени,
принимаемый ориентировочно за окончание начального периода наблюдений (начало главного периода), раствор кислоты влить в калориметр.
6. Через 10…11 мин заканчивается реакция нейтрализации. Наблюдения за изменениями температуры продолжить далее, после завершения главного периода, еще 5…7 мин; это позволит выявить
изменение температуры в конечном периоде.
7. Для построения экспериментальных графиков перейти на экран
«Графики».
8. Выбрать каналы: на оси абсцисс – «Время», на оси ординат –
«1. Термодатчик».
9. Второй график построить аналогичным образом, выбирая на
оси ординат «2. Термодатчик».
10. Извлечь магнит из внутреннего стакана, вылить раствор в раковину, вымыть внутренний стакан.
1.4. Обработка результатов экспериментов
1.4.1. Расчет постоянной калориметра
По полученной кривой t(τ) графически определяют истинное изменение температуры ∆T= t
нием соли.
Вычисление постоянной калориметра K проводятся исходя из
формулы
∆H = ∆H
где ∆H
– интегральная теплота растворения соли, соответствующая
m
концентрации образовавшегося раствора m, которая определяется путем интерполяции по данным табл. 1.1;
– число молей соли;
n
2
– t1 в калориметре, вызванное растворе-
2
= (K + cM)∆T, (1.12)
mn2
17
с – удельная теплоемкость раствора, которая для разбавленного водного раствора фактически равна теплоемкости воды с = 4,18 Дж/(г·К);
М – масса образовавшегося раствора, г.
Для расчета массы растворителя необходимо знать плотность во-
ды (табл. 1.2).
Таблица 1.1
Интегральная теплота растворения соли KCl в воде ∆H
для различных концентраций m при 25 °С
Концентрация раствора KCl m, моль/1000 г 0,1 0,2 0,3 0,4
∆Hm, кДж/моль 17,55 17,57 17,55 17,50
Плотность воды ρ при различных температурах
m
Таблица 1.2
Температура, °С
Плотность ρ, г/см3 0,9991 0,9982 0,9970 0,9957
15 20 25 30
Все рассчитанные величины вносят в табл. 1.3.
Таблица 1.3
Данные для определения постоянной калориметра K
Масса растворенного вещества М2, г
Молекулярная масса растворенного вещества Мr, г
Объем растворителя V, см3
Температура помещения, °С
Масса растворителя М1 = Vρ, г
Моляльность раствора m2, моль/1000 г
Интегральная теплота растворения ∆Hm
для концентрации m2, кДж/моль
Изменение температуры в калориметре
при растворении соли ∆T
Теплоемкость раствора
с = (М
+ M2)⋅4,18, Дж/К
1
Постоянная калориметра K, Дж/К
1.4.2. Расчет теплоты разведения при смешении
растворов кислоты и щелочи ∆H
1
Объем раствора щелочи, использованного для проведения реакции нейтрализации, сравнительно велик (100 мл), а концентрация –
невысока (С = 0,15 моль/л). Поэтому можно допустить, что состояние гидратных оболочек вокруг ионов, образовавшихся в результате
18
диссоциации NaOH, приблизительно такое же, как и при бесконечном разведении.
Растворение малого объема (V = 3 мл) концентрированной кислоты
(HCl, C = 5 моль/л) в существенно большем объеме разбавленного раствора щелочи на гипотетическом этапе, предшествующем протеканию
реакции нейтрализации, должно способствовать завершению формирования гидратных оболочек вокруг ионов H
+
и Cl–, а также изменять расстояние между ними. Согласно сказанному выше, этот процесс должен
сопровождаться тепловым эффектом – теплотой разведения.
По полученному графику t(τ) c помощью описанной выше мето-
дики определяют истинное значение ∆T = t
Расчет теплоты разведения ∆H
проводят по формуле
l
– t1.
2
∆H
= –∆T(сM + K), (1.13)
l
где с – удельная теплоемкость;
M – масса образовавшегося раствора.
Поскольку концентрация раствора мала, можно принять теплоемкость с равной теплоемкости воды, т.е. 4,18 Дж/(г·К). Плотность раствора кислоты равна 1,082 г/см
3
.
Заполняют табл. 1.4.
Таблица 1.4
Данные для определения теплоты разведения
Масса раствора кислоты М2 = Vρ, г
Число молей кислоты n2
Масса растворителя М1=Vρ, г
Масса раствора М = М1 + М2, г
Теплоемкость раствора с = (М1 + М2)⋅4,18, Дж/К
Изменение температуры при разведении ∆T
Постоянная калориметра K, Дж/К
Теплота разведения ∆Hl, Дж
1.4.3. Расчет теплоты нейтрализации ∆Hn
По полученному графику t(τ) c помощью описанной выше методики определяют истинное значение ∆T = t
Расчет теплоты нейтрализации для n
– t1.
2
молей кислоты проводят по
2
формуле
∆H + ∆H
= –∆T(сM + K), (1.14)
l
или
19
∆H = –∆T(сM + K) – ∆Hl, (1.15)
где с = 4,18 Дж/(г·К) – удельная теплоемкость воды;
M = M
+ M2 – масса раствора.
1
Теплота нейтрализации в расчете на 1 моль кислоты
∆H
= ∆H/n2. (1.16)
n
Заполняют табл. 1.5.
Таблица 1.5
Данные для определения теплоты нейтрализации
Масса раствора кислоты М2 = Vρ, г
Число молей кислоты n2
Масса раствора щелочи М1 = Vρ, г
Масса раствора М = М1 + М2, г
Теплоемкость раствора с = (М1 + М2)⋅4,18, Дж/К
Изменение температуры в процессе нейтрализации ∆T
Постоянная калориметра K, Дж/К
Теплота нейтрализации n2 молей HCl ∆H, Дж
Теплота нейтрализации ∆Hn, Дж/моль
Плотность раствора щелочи можно принять равной плотности во-
ды так как раствор щелочи имеет небольшую концентрацию.
1.5. Требования к отчету о работе
Отчет должен содержать:
1) цель работы;
2) краткое изложение теории;
3) таблицы с расчетными данными;
4) графики зависимости t(τ).
Контрольные вопросы
1. Что называется теплотой нейтрализации?
2. Какие причины с электронной точки зрения обусловливают вы-
деление теплоты при реакции нейтрализации?
3. Приведите схему циклического процесса, позволяющего определить теплоту нейтрализации, если на одной из промежуточных
стадий цикла реакция проводится в адиабатических условиях.
4. Какие молекулярные процессы сопровождают разведение раствора сильного электролита водой?
20
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]