- •Оформление лабораторных работ.
- •Образец оформления титульного листа лабораторной работы.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Классы неорганических веществ. Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Теоретическое введение. Простые вещества.
- •Классы неорганических соединений.
- •Экспериментальная часть
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение
- •Номенклатура солей и кислот
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Лабораторная работа № 2
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Основные понятия.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ.
- •Влияние температуры на скорость реакции.
- •Катализ.
- •Экспериментальная часть.
- •См. Здм, уравнение 2
- •Увеличение давления приводит к эквивалентному увеличению концентраций всех реагентов, пример 1
- •Контрольные вопросы
- •Варианты заданий для защиты лабораторных работ.
- •Лабораторная работа №3.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял_________________
- •Тепловые эффекты химических реакций.
- •Вариант контрольного теста .
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •Направление химических процессов и химическое равновесие.
- •Смещение химического равновесия.
- •Лабораторная работа №5. Ионные равновесия в растворах электролитов.
- •Гетерогенные ионные равновесия.
- •Равновесие в растворах комплексных соединений.
- •Свойства амфотерных электролитов.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные задания.
- •Лабораторная работа №6 реакции ионного обмена.
- •Общие сведения.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •2. Диссоциация воды.
- •3.Смещение равновесий в растворах слабых электролитов.
- •4.Ионные равновесия в гетерогенных системах.
- •5.Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.
- •6.Реакции ионного обмена.
- •7. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант контрольного теста
- •Ответы и комментарии
- •Лабораторная работа №8. Реакции окисления - восстановления
- •Введение.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Направление реакций окисления-восстановления.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Контрольные вопросы.
- •Лабораторная работа №9 электрохимические процессы
- •Основные понятия
- •Гальванический элемент
- •Электролиз растворов
- •Электрохимическая коррозия металлов.
- •Вариант контрольного теста
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Лабораторная работа№10 общие химические свойства металлов и их соединений
- •Введение
- •1.Отношение металлов к воде.
- •3. Действие кислот на металлы.
- •Экспериментальная часть
- •3.2 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.
- •3.4. Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой.
- •3.5. Действие на металлы разбавленной азотной кислоты.
- •Лабораторная работа №1 « химическая термодинамика»
- •1. Основные понятия.
- •2. Теплота реакции и термохимические расчёты.
- •3. Энтропия реакции.
- •4. Энергия Гиббса реакции.
- •1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёрдое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое.
- •3* Δh0298обрО2. В формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.
- •5. Химическое равновесие.
- •Лабораторная работа № 2 растворы электролитов.
- •1. Общая характеристика растворов электролитов.
- •2. Основные классы электролитов.
- •3. Смещение ионных равновесий.
- •4. Реакции ионного обмена.
- •5. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Контрольные задания.
- •Вариант контрольного теста.
- •1) РН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется
- •Ответы и комментарии.
- •Константы диссоциации и произведения растворимости слабодиссоциирующих электролитов.
- •1. Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •Ответы и комментарии.
Тепловые эффекты химических реакций.
Тепловые эффекты химических реакций изучает раздел термодинамики, называемый термохимией.
Количество выделенного ( или поглощенного ) тепла в химическом процессе называется теплотой реакции.
Из уравнения ( 2 ) следует, что теплота изохорного процесса ( V = const, V = 0 ) равна изменению внутренней энергии системы:
Qv = U ( 3 ),
теплота изобарного процесса равна изменению энтальпии системы :
Qp = U + pV = ( U + pV ) = H, ( 4 )
где H = U + pV - энтальпия системы.
Таким образом теплота изохорного или изобарного процессов являются функциями состояния системы.
Уравнения ( 3 ) и ( 4 ) обосновывают экспериментально установленный закон Гесса:
теплота химической реакции ( в изохорном и изобарном процессе ) не зависит от пути протекания реакции, а определяется только исходным и конечным состояниями системы ( т.е. видом и состоянием исходных и конечных веществ ).
Это означает, что теплота реакции равна сумме теплоты всех ее промежуточных стадий. Пользуясь этим, можно вычислить тепловые эффекты процессов, экспериментальное изучение которых по тем или иным причинам невозможно.
ПРИМЕР 1. В реакции нейтрализации слабой уксусной кислоты:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
( a ) CH3COOH + OH = CH3COO + H2O, Ha
можно выделить две стадии:
( б ) диссоциация CH3COOH = CH3COO + H+, Hб
( в ) нейтрализация H+ + OH = H2O, Hв
Реакция ( а ) представляет собой сумму реакций ( б ) и ( в ), и из закона Гесса следует, что Hа = Hб + Hв.
Диссоциация слабой кислоты ( реакция ( б )) не протекает до конца, поэтому измерить теплоту этой реакции невозможно, однако, определив экспериментально теплоту нейтрализации слабой кислоты ( Hа ) и сильной кислоты ( Hв ), можно рассчитать теплоту реакции диссоциации слабой кислоты: Hб = Hа Hв.
Величины внутренней энергии, энтальпии и, следовательно, тепловых эффектов реакций зависят от состояния веществ и параметров системы, поэтому для возможности их сравнения вводятся понятия стандартного состояния вещества и стандартных условий.
Стандартным состоянием называется состояние индивидуального вещества в наиболее устойчивой его форме при давлении р = 101325 Па ( 1 атм ), для растворенного вещества - при его концентрации в растворе, равной 1 моль/л.
Стандартными условиями считаются нормальное атмосферное давление р=101325 Па и температура Т = 298,15 К ( 25 С ).
Стандартной теплотой ( энтальпией ) образования химического соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Обозначается Нf,298( ), единицы измерения кДж/моль .
Из этого определения следует, что стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю. Стандартные энтальпии образования соединений приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).
Из закона Гесса следует, что
теплота реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции минус сумма энтальпий образования исходных веществ.
Для химической реакции в общем виде:
a1A1 + a2A2 + = b1B1 + b2B2 +
стандартная теплота рассчитывается по уравнению:
Нх.р. = bi Нf,298( Bi ) aj Нf,298( Aj ), ( 5 )
прод исх
где аj и bi - стехиометрические коэффициенты исходных веществ
и продуктов реакции соответственно;
Нf,298( Aj ) и Нf,298( Bi ) - стандартные энтальпии образования
исходных веществ и продуктов реакции.
ПРИМЕР 2. Рассчитайте стандартную теплоту реакции:
2 ZnS(т) + 3 O2(г) = 2 ZnO(т) + 2 SO2(г)
Для расчета воспользуемся уравнением ( 5 ):
Нх.р. = 2 Нf,298( ZnO ) + 2 Нf,298( SO2 ) - 2 Нf,298( ZnS ) - 3 Нf,298( O2 )
Значения энтальпий образования веществ выписываем из термодинамической таблицы
( см. приложение ).
Тогда Нх.р. = 2 ( -349.0 ) + 2 ( -296.9 ) - 2 ( -201.0 ) - 3( 0 ) = -889.8 кДж
Нх.р 0 - реакция экзотермическая.
Экспериментальная часть.
ОПЫТ 1. Определение теплоты реакции нейтрализации.
Определяются тепловые эффекты следующих реакций:
HCl (р) + NaOH(р) = NaCl(р) + H2O(ж)
CH3COOH(р) + NaOH(р) = CH3COONa(р) + H2O(ж)
Проводимые реакции различаются силой участвующих в них кислот - соляная кислота является сильной и в растворе полностью диссоциирована на ионы, уксусная кислота слабая и диссоциирует лишь частично. Поэтому химическая сущность изучаемых процессов выражается следующими ионно-молекулярными уравнениями:
H+(р) + OH-(р) = H2O(р)
CH3COOH(р) + OH(р) = CH3COO(р) + H2O(ж)
При нейтрализации уксусной кислоты связыванию ионов водорода и гидроксила предшествует процесс диссоциации: CH3COOH = CH3COO + H+. Теплота диссоциации рассчитывается по закону Гесса ( см. пример 1 ).
Получите у преподавателя задание к опыту и запишите исходные данные:
объемы растворов (мл) VHCl = VCH COOH = VNaOH =
концентрации (моль/л) CHCl = CCH COOH = CNaOH =
Мерным цилиндром отмерьте заданное количество соляной кислоты и перелейте ее в калориметрический сосуд. Соберите калориметр. Наблюдайте за показаниями термометра. При достижении постоянства температуры отметьте ее значение и запишите в таблицу ( Тн ).
Мерным цилиндром отмерьте необходимое количество раствора щелочи и осторожно, но быстро прилейте щелочь к раствору кислоты в калориметре. Приведите калориметр в рабочее состояние и наблюдайте за показаниями термометра. Зафиксируйте и отметьте в таблице максимальное значение температуры ( Тк ).
В аналогичной последовательности проведите опыт с уксусной кислотой и занесите результаты опыта в таблицу.
Уравнение реакции |
Тн, С |
Тк, С |
Т=Тк -Тн |
Нэк, кДж |
Нтеор, кДж |
H+(р) + OH-(р) = H2O(р) |
|
|
|
|
|
CH3COOH(р) + OH(р) = CH3COO(р) + H2O(ж) |
|
|
|
|
|
Теплота реакции рассчитывается по формуле:
Т
Нэк = - [( mк + mщ ) C + K ] [Дж] ( 6 )
Vк Cк
Где mк и mщ - массы растворов кислоты и щелочи соответственно - принимаются равными объемам VHCl и VNaOH в миллилитрах,
С = 4.18 Дж/г К - удельная теплоемкость реакционной смеси,
К = - постоянная (теплоемкость) калориметра,
Т = Тк - Тн - изменение температуры в результате реакции,
Vк и Cк - объем кислоты ( в литрах ) и ее концентрация (моль/л) соответственно.
1) По полученным экспериментальным данным рассчитайте теплоту нейтрализации каждой кислоты. Результаты отметьте в таблице.
2) Рассчитайте теоретическое значение стандартной теплоты нейтрализации каждой кислоты, используя следствие из закона Гесса ( ур. 5 ). Результаты отметьте в таблице.
3) К какому типу ( экзо- или эндотермическому ) относятся данные реакции?
4) Рассчитайте относительную ошибку каждого опыта по уравнению:
О.о. = (Нэк - Нтеор) / Нтеор 100 [ % ]
5) Напишите уравнение реакции диссоциации уксусной кислоты:
6) Пользуясь законом Гесса, рассчитайте теоретическое значение теплоты диссоциации уксусной кислоты ( см. пример 1 ):
7) Рассчитайте теплоту диссоциации уксусной кислоты по полученным экспериментальным данным. Сопоставьте полученные результаты.