МУ по лаб.р. 2013

Отмерьте цилиндром 25 мл 1М раствора кислоты и вылейте во внутренний стакан калориметра. В другой цилиндр налейте 25 мл 1М раствора основания.

Измерьте температуру раствора кислоты с точностью до 0,1 °С. Температура основания такая же, так как оно хранится в одних условиях с кислотой. Не вынимая из раствора кислоты термометр, вылейте раствор основания в кислоту. Осторожно перемешайте раствор, наблюдая за изменением температуры раствора. Определите наибольшую его температуру как tKОH. Данные эксперимента запишите в табл. 3.1.

Таблица 3.1

Теплота, выделенная при реакции нейтрализации, расходуется на нагревание раствора, а теплотой, расходуемой на нагревание калориметра, можно пренебречь.

Вычислите теплоту нейтрализации 25 мл 1М раствора кислоты 25 мл 1М раствором основания по формуле

Q = Cp mр-ра t,

где Ср – удельная теплоемкость раствора при постоянном давлении; mр-ра – общая масса раствора в калориметре; t – изменение температуры в калориметре.

Удельную теплоемкость раствора при постоянном давлении Cp принимают равной теплоемкости воды, т. е. 4,184 Дж / (г·град).

Общая масса раствора, равная сумме масс кислоты и основания,

определяется как произведение плотности раствора на его общий объем:

Vр-ра = Vкисл + Vоснов, т. е. mр-ра = Vр-ра.

Плотность раствора принимается равной 1 г/см3.

31

Изменение температуры в калориметре из-за теплового эффекта реакции нейтрализации определяется простым вычитанием с учетом полученного знака:

t = tконеч – tнач.

Учитывая, что энтальпия реакции нейтрализации H относится к молю вещества и выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль), вычислите ее по формуле

в 25 мл 1М раствора кислоты задержится 0,025 моля кислоты.

Зная, что теоретическое значение энтальпии реакции нейтрализации сильной одноосновной кислоты сильным основанием в разбав-

ленном растворе Hтеорет = –57,27 кДж/моль, рассчитайте погрешность эксперимента для заданий 1 и 2 по следующей формуле:

Объясните, почему энтальпия реакций нейтрализации сильной кислоты сильным основанием есть величина постоянная (задания 1 и 2 в табл. 3.1), а энтальпии реакций нейтрализации в заданиях 3 и 4 не постоянны и отличаются от энтальпии в заданиях 1 и 2.

Опыт 2. Определение теплового эффекта растворения безводной соли

Во внутренний стакан калориметра налейте 25 мл дистиллированной воды и измерьте ее температуру с точностью до 0,1 °С. Температуру соли примите равной температуре воды. Высыпьте в воду навеску заданной соли, осторожно перемешивая содержимое стакана до полного растворения соли. Отметьте максимальную температуру раствора с точностью до 0,1 °С. Данные эксперимента запишите в табл. 3.2.

Таблица 3.2

32

Растворение безводной соли можно рассматривать как совокупность одновременно протекающих процессов разрушения кристаллической решетки соли и гидратации образовавшихся ионов (прил. 4). Поэтому энтальпия реакции растворения Hраств равна алгебраической сумме изменения энтальпии при разрушении кристаллической решетки Hкр.р и изменения энтальпии при гидратации образовавшихся ионов Hгидр:

Hраств = Hкр.р + Hгидр.

Зная общую массу раствора mобщ, равную сумме массы соли mсоли и массы воды mводы, приняв удельную теплоемкость раствора Ср равной теплоемкости воды, т. е. 4,184 Дж/(г·град), а его плотность равной единице, определите количества теплоты Qраств, выделяющейся при растворении безводной соли в пересчете на 1 моль безводной соли по формулам (3.1) и (3.2).

Опыт 3. Практическое задание. Определение энергии Гиббса

Выполняется по заданию преподавателя по приведенным ниже условиям и данным табл. 3.3 (прил. 5).

По уравнению G = H – T S рассчитайте энергию Гиббса при T = 298 К и при температуре Т, заданной в табл. 3.3.

Сделайте обоснованные выводы о возможности протекания реакции при этих температурах. Определите количество теплоты, поглощенной или выделенной при протекании реакции, в пересчете на заданное количество вещества (прил. 7).

Контрольные вопросы

1.Дайте определение энтальпии химической реакции.

2.Дайте формулировку закона Гесса и приведите пример его применения для химических реакций, протекающих через промежу-

точные стадии.

З. Что называется энтальпией образования и энтальпией разложения вещества?

4.Как можно рассчитать энтальпию химической реакции, если известны энтальпии образования исходных веществ и продуктов реакции?

5.Вычислите энтальпию реакции полного сгорания ацетилена C2H2 (стандартные энтальпии образования см. в прил. 5).

6.Используя данные прил. 6, сравните энтальпии растворения безводных и гидратированных солей и сделайте вывод.

33

Таблица 3.3

Условные обозначения: г – газ; ж – жидкость; т – твердое (кристаллическое) вещество. Данные для расчета приведены в прил. 5.

Библиографический список

1.Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк.,

2000. – С. 116–143.

2.Фролов, В. В. Химия / В. В. Фролов. – М. : Высш. шк., 1979. –

С. 141–144

34

Лабораторная работа 4

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы: научиться определять скорость реакции; ознакомиться с различными факторами, влияющими на скорость реакции, химическим равновесием

Теоретические сведения

Раздел химии, изучающий скорость химических процессов и влияние на нее различных факторов, а также механизм реакций, называет-

ся химической кинетикой.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Средняя скорость реакции вычисляется по формуле

где C1 – начальная концентрация вещества; С2 – конечная концентрация вещества; – промежуток времени, за который концентрация изменилась от C1 до С2

Истинная скорость реакции в данный момент определяется как производная от концентрации по времени:

dC

Vист = d .

Рассматривая кинетику химических реакций, следует иметь в виду, что характер взаимодействия зависит от агрегатного состояния продуктов и реагентов.

Продукты и реагенты, вместе взятые, образуют физико-хими- ческую систему. Совокупность однородных частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и физическими свойствами, и отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела, называется фазой. Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными, а системы, содержащие несколько фаз, – гетероген-

ными.

На скорость реакции влияют природа веществ, их концентрация, температура, присутствие катализатора.

35

Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации реагирующих веществ выражена в законе действия масс.

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

Так, для реакции аА + bВ сС + dD закон действия масс записывается в следующем виде:

V = k [A]a[B]b,

где [А] и [В] – концентрация веществ А и В; а и b – их стехиометрические коэффициенты; k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости. Сумма показателей степени в этом выражении называется порядком реакции N = а + b.

При повышении температуры скорость реакции увеличивается. В количественном отношении влияние температуры на скорость гомогенных химических реакций может быть выражено приближенно

правилом Вант-Гоффа.

Повышение температуры на 10 ºС увеличивает скорость гомогенных химических реакции в 2–4 раза.

Наиболее общая зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

где Eакт – энергия активации, т. е. энергия, которой должны обладать молекулы в момент столкновения, чтобы быть способными к данному химическому взаимодействию.

Для гетерогенных процессов скорость реакции зависит от величины поверхности раздела между фазами, на которой происходит сама реакция, и пропорциональна площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Под химическим равновесием понимают состояние, когда скорости прямой и обратной реакции равны между собой. Для обратимой реакции аА + bВ сС + dD скорость прямой реакции Vпр = k1

[A]a[B]b равна скорости обратной реакции Vобр = k2 [C]c[D]d, т. е. Vпр = Vобр. Откуда k1 [A]a[B]b = k2 [C]c[D]d, а отношение констант прямой (k1) и обратной (k2) реакций называется константой равновесия K:

36

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ и не зависит от их концентрации

Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия. Оно подчиняется

принципу Ле Шателъе.

Если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия (концентрацию, температуру, давление), то в системе протекают процессы, ослабляющие произведенное изменение.

Методика и порядок выполнения работы

Опыт 1. Влияние концентрации на скорость реакции

Зависимость скорости реакции от концентрации исследуется на примере реакции между тиосульфатом натрия Na2S2O3 и серной кислотой H2SO4:

Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + H2S2O3

Образовавшаяся серноватистая кислота неустойчива и распадается по схеме

H2S+22O3 H2S + 4O3 + S

Сера в начале реакции появляется в мелкодисперсном состоянии, ее можно обнаружить по появлению голубоватой опалесценции – явления рассеивания света на мелкодисперсных частицах.

Предварительно проделайте качественный опыт. Для этого внесите в пробирку 5–10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 3–5 капель 2н раствора серной кислоты. Постарайтесь заметить появившуюся через некоторое время очень слабую опалесценцию, которая затем усиливается, переходя в явную муть.

Для проведения опыта заготовьте в пяти пробирках равные объемы тиосульфата натрия различной концентрации, добавив в четыре пробирки воду, как указано в табл. 4.1.

37

Таблица 4.1

Впробирку 1 добавьте 1 каплю 2н раствора серной кислоты

ивстряхните ее. В момент прибавления кислоты пустите секундомер, по которому определите время от начала реакции до появления слабой опалесценции. Аналогично повторите опыт с заготовленными растворами тиосульфата натрия.

Данные опыта занесите в табл. 4.1. Приняв концентрацию тиосульфата в первой пробирке за единицу, постройте график, откладывая на оси абсцисс концентрации, а на оси ординат – относительную скорость реакции, т. е. величины, обратные времени.

Каким должен быть график при идеальном выполнении закона действия масс? Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Как согласуются ваши наблюдения с законом действия масс?

Практическое задание. Определение порядка реакции

по одному из компонентов

Полученные экспериментальные данные позволяют определить порядок реакции по одному из компонентов – Na2S2O3, поскольку в опыте изменяли концентрацию только одного из компонентов.

Записанное ранее для реакции аА + bВ сС + dD – выражение закона действующих масс:

V = k[A]a[B]b

содержит произведение концентрации исходных веществ в степенях а и b. Величины а и b определяют порядок реакции по реагенту А и В соответственно, а их сумма показывает на общий порядок реакции N. Обычно пишут, что а и b равны стехиометрическим коэффициентам, стоящим перед этими компонентами в уравнении реакции. Однако

38

это верно только для тех случаев, когда уравнение химической реакции строго описывает механизм протекания реакции. В этом случае порядок реакции является целым числом и совпадает по величине с молекулярностъю реакции – числом молекул, участвующи х в одном химическом акте взаимодействия. В подавляющем большинстве случаев суммарная реакция, аналогичная реакции

не соответствует механизму протекания реакции, и поэтому порядок реакции по стехиометрическим коэффициентам такой суммарной реакции определить нельзя, и он, как правило, не является целым чи с- лом.

В нашем опыте изменяли концентрацию только одного компонента – тиосульфата натрия, поэтому в выражении для скорости этой реакции

V = k [Na2S2O3]a[H2SO4]b

Концентрацию серной кислоты можно считать постоянной и ввести в константу скорости реакции. Окончательно имеем:

V = k1 [Na2S2O3]a

где а – порядок реакции по тиосульфату натрия. В этой формуле k1 – новое значение константы скорости реакции:

k1 = k [H2SO4]b

В общем виде это выражение можно записать как

V = k Ca

Это степенное выражение после логарифмирования имеет вид

Ln V = ln k + a·ln C.

Графически в логарифмических координатах ln V = f(ln С) оно может быть представлено прямой (рис. 4.1) (сравните с известным из аналитической геометрии уравнением прямой у = m + nх, где у = ln V; m = ln k; n = а; х = ln С). Значит, на графике экспериментальные данные должны лежать на прямой, угловой коэффициент которой будет равен порядку реакции а.

Отклонения экспериментальных данных от линейной зависимости (рис. 4.1) связаны с неизбежными погрешностями при приготовлении растворов и определении времени протекания реакции.

39

Вычисление углового коэффициента выполняется по двум произвольным точкам на прямой и соответствующим им значениям ln V и ln C по схеме:

ln V2 = ln k + a ln C2; ln V1 = ln k + a ln C1

аlnV2 lnV1 .

ln C2 ln C1

ln V, (c–1)

lnV2

lnV1

Рис. 4.1. Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации в логарифмических координатах

Определите порядок реакции, а по тиосульфату натрия и его значению сделайте вывод: описывают ли уравнении реакции (4.1) механизм протекания процесса?

Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции

Опыт проводится с постоянной концентрацией тиосульфат натрия Na2S2O3 при пяти различных значениях температуры.

При комнатной температуре в пробирку внесите 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия, добавьте в нее 1 каплю 2н раствора серной кислоты. По секундомеру определите время от начала реакции до появления слабой опалесценции. Затем проделайте опыт при температуре на 10 °С выше комнатной. Для этого залейте в термостат воду нужной температуры (tкомн + 10 С). В одну из пробирок термостата внесите 7, 8 капель 2н раствора серной кислоты, а в другую – 10

40