Выполнение эксперимента и обработка результатов
Теплоту нейтрализации (∆ННЕЙТР) и теплоту диссоциации слабого электролита (∆НДИСС) определяют, проводя в калориметре поочередно две из следующих реакций:
| I. 1) КOH+HNO3 2) NH4OH+HNO3 слабое осн. | IV. 1) KOH+HCl 2) KOH+CH3COOH слабая кислота |
| II. 1) NaOH+HNO3 2) NaOH+CH3COOH слабая кислота | V. 1) NaOH+HCl 2) NaOH+CH3COOH слабая кислота |
| III. 1) NaOH+HCl 2) NH4OH+HCl слабое осн. | VI. 1) КOH+HNO3 2) NaOH+CH3COOH слабая кислота |
Во внутренний стакан калориметра налейте 50 – 100 мл 2н. раствора щелочи, поставьте стакан в калориметр и измерьте температуру раствора с точностью до 0,10С.
В другой стакан налейте 50мл 2н. раствора кислоты и также измерьте его температуру.
Определите начальную температуру tН как среднее арифметическое из температур растворов щелочи и кислоты.
При перемешивании через воронку быстро влейте раствор кислоты в калориметр. При этом следите за изменением температуры и отметьте самую высокую температуру tК.
Аналогично проведите в калориметре реакцию с участием любого электролита, проделав те же измерения и расчеты.
Результаты опытов оформите в виде таблицы.
Таблица.
| № п/п | Реагенты | tщел, 0С | tкисл, 0С | tн, 0С | tк, 0С | ∆t, 0С | c1, Дж/г·К | m1, г | c2, Дж/г·К | m2, г | ∑ci·mi, Дж/К | Q, кДж |
Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в калориметре, определяется по формуле:
Q=(tK-tH)·∑C; (2)
где tK– конечная температура;
tH– начальная температура;
∑C – теплоемкость системы, слагающая из теплоемкостей калориметрического сосуда и находящегося в нем вещества.
Теплоемкость системы равна
∑C=c1m1+c2m2, (3)
где с1 и m1 – удельная теплоемкость и масса реакционного сосуда;
с2 и m2 – те же величины для жидкости, находящейся в калориметре.
Для расчета теплоемкости системы по формуле (3) используйте следующие данные:
− теплоемкость стекла с1=0,753Дж/г·К;
− теплоемкость раствора (воды) с2=4,186Дж/г·К;
− плотность раствора (воды) ρ=1г/мл, Vр-ра=Vк-ты+Vщел.
Рассчитайте количество теплоты, выделившейся в калориметре, по формуле (2).
Используя значения Q, полученные в 1-ом и 2-ом опытах, рассчитайте тепловые эффекты реакций на 1 моль вещества:
Для I реакции:
, где γ=Сн∙V.
[кДж/моль]
Вычислите относительную ошибку опыта:
; ΔН0нейтр. теор.= – 57,22 кДж/моль.
Для II реакции:
.
Вычислите ΔН0диссоц. слабого электролита
Оформление отчета
1. Таблица результатов.
2. Под таблицей представить расчеты:
Для I реакции: молекулярное и ионно-молекулярное уравнение
а) Расчет Q нейтрализации.
б) Расчет
в) Расчет относительной ошибки.
Для II реакции: молекулярное и ионно-молекулярное уравнение
а) Расчет Q нейтрализации.
б) Расчет .
в) Расчет ΔН0диссоц. слабого электролита.
Контрольные вопросы и задачи
1. Что такое тепловой эффект реакции? При каких условиях тепловой эффект химической реакции численно равен изменению энтальпии?
2. Почему энтальпия нейтрализации сильных кислот и оснований одинакова для различных кислот и оснований, а энтальпия нейтрализации слабых кислот и оснований зависит от природы реагирующих веществ?
3. Что называется стандартной энтальпией (теплотой) образования соединения? Для какого вещества стандартная энтальпия образования равна нулю:
а) Н2О2; б) Н2SO4; в) О2; г) СаСО3; д) О3.
4. Укажите уравгнение реакции, ΔН0 которой является энтальпией образования соединения:
а) СаО(кр) + СО2(г) = СаСО3(кр);
б) С(кр) + 2Сl2(г) = ССl4(г);
в) СF4(г) = С(кр) + 2F2(г);
г) Сu2S(кр) + 2О2(г) = 2СuО(кр) + SO2(г).
5. При разложении 0,5 моль СО2 на простые вещества поглощается 196,7 кДж теплоты. Определите энтальпию образования СО2 (кДж/моль).
6. Вычислите стандартные изменения энтальпии в реакциях:
а) 4NH3(г) + 5О2(г) = 4NO(г) + 6Н2О(ж);
б) Fe2О3(кр) + 3СО(г) = 2Fe(кр) + 3СО2(г);
в) 3СН4(г) + СО2(г) + 2Н2О(ж) = 4СО(г) + 8Н2(г).
Лабораторная работа 3
Колориметрическое определение реакции среды
Теоретическая часть
Основные понятия
Дистиллированная вода в очень небольшой степени проводит электрический ток. Вода является слабым электролитом, ее молекулы диссоциируют на ионы. Электролитическая диссоциация воды:
H2O ↔ H+ + OH¯
2H2O ↔ H3O+ + OH¯
По закону действующих масс к обратному процессу диссоциации, можно записать выражение константы диссоциации воды. По величине электропроводности воды известна степень диссоциации воды, концентрация ионов H+ и OH¯, а также значение константы диссоциации:
Так как степень диссоциации воды очень мала, то концентрацию недиссоциированных молекул [H2O] можно считать постоянной и равной 55,56 моль.
Кдис[H2O] = [H+] [OH¯]=1.8*10-16*55.56
[H+] [OH¯]=1*10-14
Ионное произведение воды
Кводы = [H+] [OH¯]=1*10-14
При диссоциации молекулы воды получается один ион H+ и один ион OH¯, поэтому концентрации обоих ионов будут равны 10-7 моль/л: [H+]=[OH¯]= моль/л
Растворы, в которых концентрация ионов H+ равна концентрации ионов OH¯, называются нейтральными растворами.
Растворы, в которых концентрация ионов H+ больше концентрации ионов OH¯, являются кислыми растворами.
[H+]>[OH¯]>10-7
Растворы, в которых концентрация ионов H+ меньше концентрации ионов OH¯, являются щелочными растворами.
[H+]<[OH¯]<10-7
Следовательно, концентрация ионов водорода выступает в качестве характеристики среды.
а) Если [H+]=[OH¯]=10-7 моль/л – среда нейтральная
б) Если [H+]>[OH¯]>10-7 моль/л (например 10-4) – среда кислая
в) Если [H+]<[OH¯]<10-7 моль/л (например 10-12) – среда щелочная
Так как степенные выражения концентрации ионов H+ неудобны то их заменили логарифмическими функциями. Вместо концентрации ионов водорода для характеристики кислотности среды используют десятичный логарифм концентрации ионов H+, взятый с обратным знаком. Эту величина называется водородным показателем и её обозначают pH:
рH = - lg [H+]
а) Среда нейтральная
рН = -lg 10-7 = 7
б) Среда кислая
рН <7, например рН = -lg10-4 = 4
в) Среда щелочная
рН >7, например рН =-lg10-12 = 12
| [H+] | 1,0 | 10-3 | 10-4 | 10-6 | 10-7 | 10-8 | 10-9 | 10-10 | 10-11 | 10-14 |
| рН | ||||||||||
| Характер раствора (среды) | Кислый | Слабо - кислый | Нейтраль-ный | Основной | Щелочной |
14 < рН< 0
рН + рОН = 14
В качестве индикаторов используют органические вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе. Для каждого индикатора имеется свой интервал значений рН, при котором изменяется его окраска. Наиболее распространены индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метилоранж.
Практическая часть