Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

методичка по Химии

.pdf
Скачиваний:
40
Добавлен:
17.05.2015
Размер:
891.12 Кб
Скачать

шейкой с нанесенной на ней круговой чертой, до которой колбу наполняют. Мерная колба должна быть перед использованием тщательно вымыта. Так как мерные колбы предназначаются для разбавления определенного количества исследуемого раствора, обмывать их этим раствором нельзя.

Ареометр – прибор определения плотности жидкости, действующей по закону Архимеда. При измерении плотности ареометр автоматически погружается в жидкость тем более, чем менее ее плотность. Шкала ареометра градуируется чаще всего в г/см3 при t = 20 С0. Ареометры, применяемые для специальных целей, имеют соответствующие шкалы и названия (лактометры для определения плотности молока, спиртометры для измерения содержания спирта в воде, сахарометры для определения плотности сахарных растворов и др.). Часто ареометр монтируют в стеклянный сосуд, в который можно резиновой грушей втягивать раствор кислоты или щелочи.

Растворы имеют весьма важное значение в жизни и в практической деятельности человека.

Все производства, в основе которых лежат химические процессы, связаны в той или иной мере с использованием различных растворов. Свойства растворов зависят от их концентрации. Поэтому очень важно знать точную концентрацию растворов. При приготовлении электролита для свинцовых и щелочных аккумуляторов нужно определять концентрацию кислоты и щелочи. Электролитом в свинцовых аккумуляторах служит серная кислота плотностью 1,20-1,28 г/см3 (28-30%). По изменению концентрации серной кислоты судят о степени зарядки или разрядки аккумулятора.

Электролит для свинцовых аккумуляторов готовят путем разбавления серной концентрированной кислоты дистиллированной водой.

При смешивании серной кислоты с водой следует, во избежание разбрызгивания кислоты, вливать кислоту в воду, а не наоборот. При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество тепла, и жидкость сильно разогревается. Поэтому смешивание нельзя производить в сосудах, сделанных из толстого стекла (например, в стеклянных банках).

Электролитом в щелочных аккумуляторах служит 20% раствор едкого калия КОН (плотность - 1, 219 г/см3).

Расчет количества соляной кислоты, необходимого для приготовления раствора заданной концентрации

Пример1. Сколько мл концентрированной соляной кислоты плотностью 1,12 г/см3 нужно взять для приготовления 1 л 0,1н соляной кислоты?

Решение. В одном литре 0,1н раствора соляной кислоты должно содержаться 3,647 г хлористого водорода

mHCl = N · Э ·V = 0,1 моль-э/л ·36,47г/моль · 1л = 3,647 г/л .

20

Для

приготовления 1 л 0,1н

раствора соляной кислоты нам нуж-

но взять

3,647 г хлористого водорода. Количество кислоты плотностью

1,12 г/см3, содержащее такое число

граммов хлористого водорода, рассчи-

тывают следующим образом. Определяем плотность кислоты ареометром (1,12 г/см3), что соответствует процентной концентрации раствора (23,82%).

Пусть 100 г кислоты содержат 23,82 г хлороводорода, Х г кислоты содержат 3,647 г хлороводорода.

Составляем пропорцию: 100 : 23,82 = Х : 3,647 и решаем ее

Х = 100 3,367 =15,32 г кислоты. 23,82

Пересчитываем граммы кислоты на миллилитры

V =

15,32

=13,7мл.

 

1,12

 

 

Пример 2. На титрование 30 мл раствора щелочи потребовалось 12 мл 0,1н раствора кислоты. Определить нормальность раствора щелочи.

Решение. Используя при решении данной задачи уравнение, в соответствии с законом эквивалентов

V2 = N1

V1 N2

можно написать

30 · Nщ = 12 · 0,1,

откуда Nщ – нормальность раствора щелочи

Nщ = 12 · 0,1 = 0,04 н . 30

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Необходимые реактивы:

1)концентрированная соляная кислота (1,19 г/см3);

2)титрованный раствор щелочи NаОН 0,1н;

3)индикатор метилоранжевый или фенолфталеин.

Необходимая посуда:

1)бюретки в штативах, 1 шт. на 25 мл, 1 шт. на 50 мл;

2)три колбы для титрования;

21

3)мерная колба на 250 мл;

4)мерный цилиндр на 10 мл;

5)воронки для наливания раствора в бюретки, 2 шт;

6)ареометр для определения плотности кислоты;

7)цилиндр на 250-300мл.

Задание 1

1.Приготовить 250 мл приблизительно 0,1н раствора соляной кислоты.

2.Рассчитать, сколько мл концентрированной соляной кислоты плотностью 1,19 г/см3 нужно взять для приготовления 250 мл приблизительно 0,1н раствора соляной кислоты.

Измерьте плотность концентрированной соляной кислоты. Для этого в сухой узкий цилиндр емкостью 250-300 мл налейте испытуемый раствор. В цилиндр с раствором погрузите сухой, чистый ареометр так, чтобы он не касался стенок цилиндра, и отметьте по нижнему мениску деление шкалы, совпадающее с уровнем жидкости в цилиндре. Отсчет по шкале производят сверху вниз. Если найденная плотность отличается от 1,19 г/см3, то сделайте поправку в расчете.

Для приготовления 250 мл приблизительно 0,1н соляной кислоты отмеряют мерным цилиндром рассчитанный объем концентрированной кислоты плотностью 1,19 г/см3, выливают кислоту в мерную колбу или цилиндр и доливают водопроводной водой до 250 мл.

Задание 2

Определить концентрацию полученного раствора соляной кислоты методом титрования.

Приготовленный раствор приблизительно 0,1н соляной кислоты налейте в бюретку на 50 мл, предварительно сполоснув бюретку этим раствором. В бюретку на 25 мл налейте титрованный раствор щелочи NаОН 0,1н. В три колбы для титрования из бюретки отберите по 15 мл приготовленного раствора кислоты, прибавьте по одной – две капли раствора индикатора фенолфталеина, оттитруйте содержимое колбы титрованным раствором щелочи до появления устойчивой слабой малиновой окраски в течение 30 сек.

Перед титрованием в бюретке с раствором соляной кислоты установите мениск на нуле. Бюретка заполняется раствором несколько выше нулевого деления, слегка сжав резину в том месте, где помещается шарик (или, открыв зажим или кран), сливают избыток раствора, доводя его уровень до нулевого деления. При наблюдении положения жидкости в бюретке глаз наблюдателя должен находиться точно на уровне нижнего края мениска жидкости. При

22

титровании выпускают левой рукой раствор из бюретки в колбу для титрования при постоянном перемешивании (кругообразным движением).

Колбу для титрования держат правой рукой. Если при заполнении бюретки в капилляре образуются пузыри, то перед работой их следует удалить. В конце титрования жидкость из бюретки приливают по каплям. Отмечая уровень жидкости в бюретке, запишите объем раствора кислоты, пошедшего на титрование. Рассчитайте нормальность раствора соляной кислоты.

Рассчитайте ошибку определения

П = NпрNNтеор 100% . теор

Оформите теоретическую и практическую части отчета, ответьте в теоретической части на вопросы и сдайте отчет преподавателю.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Что называется титром раствора?

2.Дайте определение нормальной концентрации.

3.Что называется титрованием?

4.Какие растворы называются титрованными?

5.В чем сущность закона эквивалентов для реакции взаимодействия растворов различной нормальности?

6.Что такое эквивалентная точка?

7.Как фиксируется эквивалентная точка в методе нейтрализации?

8.Чем измеряются объемы растворов при анализе?

9.Каковы принцип работы ареометра и практические приемы работы бюретки с шариком и пипетки?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. – С. 8586.

2.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985.- С.103 -105.

3.Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2003. – 728 с.

23

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы: практически ознакомиться с влиянием концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции, т.е. с законом действия масс, и на конкретном опыте усвоить сущность химического равновесия и правила его смещения.

Рабочее задание: на основании экспериментальных результатов построить графическую зависимость скорости реакции от концентрации реагирующего вещества и объяснить причину сдвига химического равновесия, используя, во-первых, принцип Ле-Шателье, во-вторых, – закон действия масс.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

1. Направление течения химических реакций

При постоянном давлении (Р) и температуре (Т) (изобарноизотермические условия) в химических системах могут протекать те реакции, для которых происходит уменьшение энергии Гиббса (G), т.е. изобарноизотермического потенциала

G = H - T S,

(1)

где H – тепловой эффект реакции, энтальпия реакции, кДж/моль К; Т – температура в шкале градусов Кельвина ( К);

S – измерение энтропии системы в ходе реакции, кДж/моль К. Энтропия отражает движение частиц и является мерой разупорядочен-

ности системы.

При уменьшении G в реакции G2 < G1 и G < 0 (индекс 1 относится к исходному, а индекс 2 к конечному состоянию системы).

Из уравнения (1) и условия G < 0 следует, что при заданных Р и Т могут протекать экзотермические реакции ( Н<0), сопровождающиеся ростом энтропии ( S>0), а также эндотермические реакции ( Н>0) при повышенных температурах, с наибольшим значением энтропийного фактора Т S>0.

24

Например, при нормальных условиях реакция разложения известняка

СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г) – 177,39, кДж,

(2)

не происходит, т.к. она эндотермическая, Н > 0 и G = 129,6 кДж/моль. Од-

нако при повышении температуры до 10000С энтропийный фактор (Т

S) рез-

ко увеличивается и во много раз превышает энтальпию. Энергия Гиббса принимает отрицательное значение, и реакция протекает полностью, до конца. Как известно, на применении этой реакции основано производство строительных материалов.

2. Скорость реакции

Химическая реакция есть одна из форм движения материи. Как любой материальный процесс, она происходит во времени и пространстве. В пространстве с конечной скоростью перемещаются реагирующие материальные частицы: атомы, молекулы, ионы. Поэтому скорость химической реакции имеет определенную и конечную величину.

Под скоростью реакции понимается изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. В ходе реакции концентрация (С)

уменьшается, т.е. С2< С1 и

С<0, поэтому

 

 

 

 

 

 

V

= −

С

,

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

сред.

 

τ

 

 

 

 

dC

 

 

 

 

 

V

= −

 

, производная концентрации по времени,

(3)

dτ

ист.

 

где τ - время реакции. Величина V измеряется в моль/(л ·с).

Скорость реакции зависит от концентрации веществ (закон действия масс), при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени, равной стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции:

nА +mВ = pС + qД,

(4)

υ= К[А]n[B]m ,

(5)

где А и В - реагирующие вещества, [А] и [В] – концентрации реагирующих веществ в молях на литр, К – коэффициент пропорциональности - называется константой скорости химической реакции. Константа скорости К определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры и от наличия - отсутствия катализаторов, но не зависит от концентрации веществ – участников реакции.

25

Удельную скорость гетерогенной химической реакции относят к единице времени и к единице поверхности

V = −

C l

 

τ S ,

(6)

Пример. Как изменится скорость реакции, происходящей между окисью углерода и кислородом, если концентрацию СО увеличить в три раза?

Решение Уравнение реакции 2СО + О2 = 2СО2.

Начальная скорость реакции υ1 = К1 [СО]2 [О2].

После увеличения концентрации окиси углерода в три раза

υ2 = К2 (3 [СО])2 [О2] = К2 9[СО]2 [О2].

Сравнивая значения υ1 и υ2, легко увидеть, что при увеличении концентрации СО в три раза скорость реакции увеличится в 9 раз.

Если в реакции участвует твердое вещество, то при вычислении скорости реакции следует учитывать концентрации лишь газообразных и растворенных веществ, так как твердые вещества реагируют только с поверхности, их концентрация постоянна и не входит ни в выражение скорости реакции, ни в выражение константы химического равновесия.

3. Химическое равновесие

Продукты реакции в некоторых случаях способны взаимодействовать друг с другом с образованием исходных веществ.

Реакции, которые при данных условиях одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

Эта обратимость может быть выражена в виде уравнения

nA + mB pС + qД.

(7)

Реакцию, идущую согласно уравнению, слева направо, называют прямой, справа налево – обратной.

Скорость прямой реакции υ1 = К1 [А]n [B]m . Скорость обратной реакции υ2 = К2 [С]p [Д]q .

С течением времени υ1 уменьшается, а υ2 увеличивается. В некоторый момент они становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием. Оно характеризуется тем, что концентрации реагирующих веществ не изменяются. При установившемся равновесии υ1 = υ2. Отсюда следует

26

 

К1 [А]n [B]m = К2 [С]p [Д]q ,

(8)

К

 

[С ]р [Д ]q

К 1

= К .

 

1

=

 

 

 

,

 

 

 

 

 

К 2

 

К 2

[А ]n

[В ]m

 

К – константа равновесия. Она не зависит от начальной концентрации реагирующих веществ и изменяется в зависимости от температуры и от природы обратимой реакции. Концентрации [C], [Д], [А], [В] являются равновесными, установившимися при данных Р, Т, С.

При химическом равновесии отношение произведения равновесных концентраций образующихся веществ к произведению равновесных концентраций исходных веществ становится для данной реакции при данной температуре величиной постоянной, называется константой равновесия К.

Это положение может быть использовано для решения задач, связанных с определением как начальных (исходных) концентраций веществ, так и концентрации веществ при равновесии.

Пример. При установившемся равновесии реакции

2NO + O2 2NO2

концентрации веществ были равны:

[ NO] = 0, 2 моль/л,

[ O2 ] = 0, 3 моль/л,

[ NO2] = 0, 6 моль/л.

Определить константу равновесия этой реакции и начальной концентрации окиси азота и кислорода.

Решение. Равновесие этой реакции выражается уравнением

K = [ [NO] 2[]2 ].

NO 2 O 2

Найдем константу равновесия

K =

[0,6 ]2

[0,2 ]2 [0,3 ]= 30 .

При определении начальных концентраций NO и O2 следует исходить из того, что, согласно уравнению реакции, 2 моля NO2 образуются из 2 молей NO и 1 моля O2. Следовательно, для образования 0,6 молей NO2 потребовалось 0,6 молей NO и 0,6/2 = 0,3 моля О2.

Таким образом, начальные концентрации были:

27

[NO] = 0, 2 + 0,6 = 0,8 моль/л, [О2] = 0,3 + 0,3 = 0,6 моль/л.

Пример. Определить концентрации всех веществ в момент равновесия для реакции A + B = C + Д.

[А] = 2 моль/л,

[С] = 1 моль/л,

[В] = 2 моль/л,

[Д] = 1 моль/л и К = 4.

Если принять,

что к моменту равновесия прореагирует х молей веще-

ства А, то, согласно уравнению, вещество В прореагирует в количестве х молей, а вещества С и Д образует по х молей.

Концентрации веществ к моменту равновесия будут:

[А] = 2 – х; [В] = 2 – х; [С] = 1 + х ; [Д] = 1 + х.

Эти значения концентраций вводятся в уравнение равновесия

((1+ х))((1+ х))= 4 .

2 х 2 х

Решение уравнения дает х1 = 1; х2 = 5. –“х2” - недействительно. Концентрации при равновесии будут:

[А] = 2 -1 = 1 моль/л; [В] = 2 -1 = 1 моль/л; [С] = 1+1 = 2 моль/л; [Д] = 1+1 = 2 моль/л.

4. Смещение химического равновесия

Химическое равновесие сохраняется при постоянных условиях.

При изменении температуры, давления (в случае газообразных веществ) или концентрации реагирующих веществ равновесие нарушается и изменяются равновесные концентрации всех участвующих в реакции веществ.

Изменение равновесных концентраций реагирующих веществ, вызванное изменением какого-либо условия, называется смещением или сдвигом равновесия.

Если при изменении условий произошло увеличение концентрации образующихся веществ, т.е. веществ, формулы которых находятся в правой части уравнения, то говорят о смещении равновесия вправо.

Если изменение условий влечет за собой увеличение концентраций исходных веществ, формулы которых стоят в левой части уравнения, то это рассматривают как смещение равновесия влево.

Направление смещения равновесия системы определяется принципом Ле-Шателье:

28

“Изменение одного из условий (температуры, давления, концентрации), при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, прямой или обратной, которая противодействует произведенному изменению”.

Пример. Дана равновесная система

N2 + 3H2 2NH3 + 92,4 кДж,

Н = - 92,4 кДж.

В каком направлении будет смещаться равновесие в этой системе при увеличении давления и понижении температуры?

Объем исходных газов N2 + 3H2 в два раза больше объема продукта 2NH3. Поэтому увеличению давления будет противодействовать прямая реакция, скорость прямой, противодействующей реакции, будет увеличиваться и система ответит смещением равновесия в сторону уменьшения объема газов, в сторону прямой реакции, вправо.

Образование аммиака сопровождается выделением тепла (92,4 кДж), обратный процесс – разложение аммиака – идет с поглощением тепла, понижению температуры будет противодействовать экзотермическая, прямая реакция, следовательно, скорость противодействующей прямой реакции будет увеличиваться, химическое равновесие сместится в сторону прямой реакции, вправо.

Принцип Ле-Шателье имеет большое практическое значение. Он дает возможность находить такие условия для протекания химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход получаемого вещества.

Технология производства важнейших химических продуктов основана на применении принципа Ле-Шателье и расчетах, вытекающих из закона действия масс.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Для работы требуются:

1)бюретки емкостью 25 мл, 3 штуки;

2)воронки для бюреток, 3 штуки;

3)штатив с пробирками;

4)секундомер;

5)мерный стакан емкостью 50 мл;

6)восковой карандаш;

7)раствор тиосульфата натрия, 75 г/л;

8)раствор серной кислоты, 15 мл/л;

9)хлорид железа, насыщенный раствор; 10) роданид калия, насыщенный раствор; 11) твердый хлористый калий.

29