Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "химия" (стр. 2 из 17)
4. При попадании химических реактивов на лицо или в глаза необходимо сразу промыть их большим количеством воды, а затем, если необходимо, обратиться за помощью в поликлинику.
5. При порезах необходимо убедиться, нет ли в ране осколков стекла. При небольших порезах смазывают йодной настойкой края порезов, останавливают кровотечение, залив рану 10% раствором хлорида железа (III) или 3% раствором перекиси водорода. Затем накладывают стерильную повязку.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА И
ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Цель работы: знакомство с методикой определения термодинамических величин; освоение техники работы с весами и термометром.
Оборудование: калориметр, растворы HCl (1 моль/л) и NaOH (1 моль/л), бюретки, весы, термометр, стеклянная палочка, воронка.
Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 54-56, 66, 68.
Теоретическая часть
Важнейшими величинами, характеризующими состояние химической системы, являются внутренняя энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S) и энергия Гиббса (G).
Внутренняя энергия - полная энергия частиц, составляющих данное вещество. Если система переходит из состояния 1 в состояние 2, поглощая теплоту Q и совершая работу А, то
U2 = U1 + Q – A или DU = Q - A (1)
Уравнение (1) выражает закон сохранения энергии.
Энтальпия - функция состояния системы, равная
Н = U + pV (2)
Энтальпия, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое состояние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления. При постоянном внешнем давлении р и при условии, что системой совершается только работа расширения
A = p×DV
DН = DU + pDV (3)
Из уравнений (1) и (3) следует, что при р = const
DН = Qp (4)
где Qp - теплота, поглощаемая системой при постоянном давлении. Уравнение (4) позволяет определять DН при различных процессах. Так, при нагревании вещества его изменение энтальпии будет равно
DН = Qp = n×cp×DT (5)
где n - число молей вещества;
cp - мольная теплоемкость вещества при р = const;
DT - изменение температуры.
В химической реакции DН равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции Qp, проведенной при р = const и Т = const.
Для удобства сопоставления термодинамических величин различных реакций принято сравнивать их значения в стандартных условиях (чистое состояние для индивидуальных веществ; концентрация, равная 1 моль в 1000 г растворителя для растворов; р = 101325 Па или 760 мм рт.ст. для газов; Т = 298 К или 25 оС). Состояние вещества в стандартных условиях называется стандартным состоянием.
Изменение внутренней энергии или энтальпии систем в стандартных условиях называются стандартными изменениями и обозначаются DU0 и DН0.
Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии DНо (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями. Тепловой эффект реакции Q относят к 1 молю вещества при Т = 298 К и р = 101325 Па и выражают в кДж.
По закону Гесса стандартное изменение энтальпии реакции (сокращенно: стандартная энтальпия реакции) равна сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции минус сумма стандартных энтальпий образования исходных веществ.
DНо реакции = SDНообрпродукты реакции - SDНообрисходныевещества
Для экзотермических процессов (с выделением энергии) DН <0, для эндотермических (с поглощением энергии) DН >0.
В реакциях между растворами сильных кислот и щелочей всегда выделяется одно и то же количество тепла в расчете на 1 моль образующейся воды (примерно 57,6 кДж/моль). Например,
NaOH + HCl = NaCl + H2O DН = -57,53 кДж/моль
KOH + HNO3 = KNO3 + H2O DН = -57,61 кДж/моль
Уменьшение энтальпии в этих реакциях свидетельствует о том, что сумма энергий связи в продуктах реакции выше суммы энергий связи исходных веществ. Этот факт служит одним из доказательств ионного характера солей, кислот и щелочей и распада на ионы молекул веществ при растворении их в воде. Действительно, постоянство теплового эффекта в указанных выше реакциях можно объяснить только тем, что сильные кислоты, щелочи и хорошо растворимые в воде соли полностью диссоциируют на ионы. В противном случае, величина теплоты нейтрализации зависела бы от энтальпии образования кислот, гидроксидов и солей.
Одинаковая величина теплоты нейтрализации в реакциях между сильными кислотами и щелочами свидетельствует о том, что во всех случаях происходит одна и та же реакция - образование связи Н-ОН по реакции
Н+ + ОН- = Н2О
Определение тепловых эффектов реакций производят в калориметрах различных конструкций.
Рис.2. Калориметрическая установка:
1 – калориметрический стакан; 2 - внешний стакан;
3 – выступ; 4 – крышка; 5 – термометр; 6 – воронка;
7 – мешалка.
Величину DН реакции нейтрализации можно вычислить по закону Гесса. Например, для реакции
HClр-р + NaOHр-р = NaClр-р + H2Oж
DНонейтр = (DНообрNaClр-р + DНообрH2Oж) - (DНообрHClр-р + DНообрNaOHр-р) = DНообрNa+(водн) +DНообрCl-(водн) + DНообрH2O(ж) - DНообрH+(водн) - DНообрCl-(водн) - DНообрNa+(водн) - DНообрОН-(водн) = DНообрH2O(ж) - DНообрH+(водн) - DНообрОН-(водн) = -57,53 кДж/моль
Низкое значение DН реакции взаимодействия ионов Н+ и ОН- показывает, что равновесие этой реакции сильно смещено в сторону образования молекул воды.
Экспериментальная часть
В настоящей работе определяется DН реакции нейтрализации
NaOH + HCl = NaCl + H2O
1. Взвесить калориметрический стакан и записать его массу m1.
2. Прилить из бюретки в калориметрический стакан 75,0 мл раствора кислоты (СHCl = 1 моль/л).
3. Измерить температуру раствора кислоты tk.
4. В стакан объемом 150 мл налить из бюретки 75 мл раствора гидроксида натрия (СNaOH =1 моль/л).
5. Измерить температуру раствора гидроксида натрия tщ.
6. При постоянном перемешивании через воронку вылить раствор NaOH в раствор HCl в калориметрический стакан.
7. Записать максимальную температуру, которую покажет термометр после сливания растворов, t2.
8. Сделайте расчет и оформите отчет о работе в тетради.
В данной работе экспериментально определяется количество теплоты (q), которое выделяется при взаимодействии 75 мл 1 моль/л раствора гидроксида натрия и соляной кислоты, т.е. при образовании 0,075 моля Н2О. Количество теплоты, выделяющейся при образовании одного моля Н2О, будет равно q/0,075 кДж/моль.
Абсолютную ошибку рассчитывают по формуле:
А = |Т-Э|, где Т - теоретическое значение измеряемой величины, Э - экспериментальное значение измеряемой величины.
Относительная ошибка (К) - это отношение абсолютной ошибки к теоретическому значению, умноженное на 100.
Форма отчета
Дата
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА И
ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Результаты эксперимента:
1. Масса калориметрического стакана
m1 = ... г
2. Масса раствора в калориметрическом сосуде
после реакции (принимаем r = 1 г/мл)
m2 = (75 г + 75 г) m2 = 150,0 г
3. Температура раствора кислоты tk = ... оС
4. Температура раствора гидроксида натрия
tщ = ... оС
5. Средняя температура исходных веществ, t1
t1 = 1/2(tk + tщ) t1 = ... оС
6. Максимальная температура раствора после реакции
t2 = ... оС
7. Удельная теплоемкость алюминия
Сp298 = С1 = 0,905 Дж/(г×град)
8. Удельная теплоемкость раствора (принимаем примерно равной удельной теплоемкости воды)
Сp298 = С2 = 4,19 Дж/(г×град)
Обработка результатов:
1. Количество теплоты, выделившейся в ходе реакции
q = (t2 - t1)×(С1×m1 + С2×m2)/1000 = q = …кДж
2. Тепловой эффект реакции
=3. Энтальпия реакции нейтрализации
DНнейтр = - Qp = DНнейтр = кДж/моль
4. Ошибка эксперимента:*
А =|Т-Э| =
К = (А/Т)×100% = (|Т-Э|/Т)×100% =
*- Различают абсолютную (А) и относительную ошибку эксперимента (К).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Цель работы: экспериментальная проверка некоторых теоретических положений по теме "Химическая кинетика"; ознакомление с техникой работы с растворами и техникой кинетических измерений.
Оборудование: стаканы, стеклянные палочки, секундомеры, подставки под стаканы, термометры, пробирки; KCl(тв); растворы: Na2S2O3, H2SO4, FeCl3(нас), KSCN(нас.).
Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§12, 57-59, 63.
Теоретическая часть
Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, называется химической кинетикой.
Химическая реакция - сложный процесс, состоящий из большого количества взаимодействий: обмена различными видами энергии, сопровождающегося разрывом одних и образованием других химических связей. Участниками химических реакций являются молекулы, свободные радикалы, атомы и различные комплексы. В сложной химической реакции можно выделить элементарные стадии, в которых участвуют 1, 2 или максимум 3 частицы.