Опыт 1. Определение среды растворов различных солей

На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести по одной капле растворов КСl, Al₂(SO₄)₃, Pb(NO₃)₂, Na₂CO₃. В каком случае протекает гидролиз? Определить рН растворов, результаты опыта оформить в виде таблицы:

№	Формула соли	Цвет индикатора	рН	Среда	Уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде
1	KCl
2	Al(SO4)3
3	Pb(NO3)2
4	Na2CO3

 

Опыт 2. Изучение влияния заряда катиона на полноту гидролиза по катиону

Один микрошпатель сульфата железа (II) растворить в 10–15 каплях воды. С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов FeSO₄ и FeCl₃ (раствор этой соли имеется в штативе). Какая из двух солей гидролизуется сильнее и почему? Написать молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей по первой ступени.

 

Опыт 3. Сравнение гидролизуемости по аниону

С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов Na₂SO₃ и Na₂CO₃. В отчёте написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза. По величине рН указать, в каком из двух растворов больше: а) степень гидролиза; б) концентрация ОН^–-ионов. Какой анион обладает большей поляризуемостью?

 

Опыт 4. Изучение влияния условий проведения гидролиза на полноту его протекания

1. Влияние концентрации. В пробирку поместить 2–3 капли концентрированного раствора хлорида железа (III). Установить с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН). Раствор в пробирке разбавить водой, увеличив объем в 3–4 раза и установить рН разбавленного раствора. Написать уравнения гидролиза по первой и второй ступеням в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод о влиянии концентрации соли на полноту её гидролиза.

2. Влияние температуры. В пробирку на 1/3 её объёма налить раствор хлорида железа (III) и прокипятить его несколько минут на спиртовке. Что наблюдается? Почему раствор при кипячении становится мутным?

В отчёте описать опыт и записать уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде по всем ступеням, имея в виду, что вторая и третья ступени гидролиза возможны при нагревании.

По опыту 4 сделать общий вывод о влиянии концентрации раствора соли и температуры на полноту протекания гидролиза солей.

 

Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза двух солей

К 5–6 каплям раствора сульфата алюминия прибавить такой же объем раствора карбоната натрия. Наблюдать образование осадка гидроксида алюминия и выделение пузырьков углекислого газа. Повторить опыт в другой пробирке с использованием сульфата алюминия и сульфида натрия. Определить по запаху, какой газ при этом выделяется.

В отчёте описать опыт. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и объяснить, почему в реакциях образуются не карбонат алюминия (в первой пробирке) и не сульфид алюминия (во второй пробирке), а гидроксид алюминия (в обеих пробирках). Привести ещё два-три примера взаимного усиления гидролиза двух солей.

 

 

Опыт 6. Образование оксосоли при гидролизе

В пробирку внести 2–3 капли раствора хлорида сурьмы (III). Проверить с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН).

Содержимое пробирки разбавить водой. Что наблюдается? Написать уравнения гидролиза соли по первой и второй ступеням и уравнение образования оксосоли, которая выпадает в осадок.

 

 

Контрольные вопросы

1. Какой процесс называется гидролизом?

2. Какие виды гидролиза вы знаете?

3. Приведите примеры растворимых в воде солей, среда растворов которых нейтральная, кислая, щелочная. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

4. Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только по катиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

5. Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по одной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

6. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия.

7. Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl₂, Na₂S, соляной кислоты и твердого NaCl на гидролиз карбоната калия (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

8. Как влияет добавление растворов NaОН, Na₂CO₃, Al₂(SO₄)₃, серной кислоты и твердого K₂SO₄ на гидролиз хлорида цинка (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

9. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения трех степеней гидролиза хлорида железа (III). Объясните, почему при комнатной температуре гидролиз идет только по первой ступени, а при кипячении раствора – по всем трем.

10. В одномолярном растворе нитрата цинка водородный показатель (рН) равен 2. Чему равна степень гидролиза соли (%)?

Тепловой эффект реакции нейтрализации

 

Цель работы:

Научится определять тепловой эффект реакции по экспериментальным данным.

 

 

Теоретическая часть

Суть первого закона термодинамики заключается в том, что тела могут обмениваться между собой энергией в виде тепла и работы, при этом энергия не исчезает и не возникает ниоткуда. Отсюда видно, что этот закон представляет собой одну из форм закона сохранения энергии.

Рассмотрим другой вариант: система совершает незамкнутый процесс, переходя из состояния I в состояние II. При этом она поглощает теплоту Q и совершает работу А. В общем случае состояния I и II могут отличаться значениями своих параметров, т. е. в самой системе могли произойти какие-то изменения, и в общем случае сумма количества теплоты, поглощенного системой, и работы, которую система при этом совершила, не равна нулю и приводит к изменению внутренней энергии:

Q = D U +A              (1)

 

Основываясь на этой формуле можно дать следующую формулировку первого начала термодинамики:

Количество энергии, которое выделяется или поглощается в форме теплоты и работы, равно изменению внутренней энергии.

Различные химические реакции могут протекать как при постоянном объеме, так и при постоянном давлении. Определим, изменению каких функций состояния соответствуют при этом их тепловые эффекты.

Пусть система совершает работу только против сил внешнего давления, тогда изменение внутренней энергии будет равно:

 

D U=Q – p D V,          (2)

где р — внешнее давление,

D V — изменение объема.

Произведение p D V=A – работа.

Если реакция протекает при постоянном объеме, то изменение объема равно нулю, следовательно, произведение p D V=Q. Таким образом, тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме, равен изменению внутренней энергии системы:

Q_V= D U.          (3)

Рассмотрим, чему будет равен тепловой эффект реакции при постоянном давлении. В этом случае уравнение [3] примет вид:

U₂ – U₁, = Q_p – p(V₂ – V₁).

Отсюда

Q_p = (U₂ – pV₂} – (U₁ – pV₁).

Выше отмечалось, что параметры системы подпадают под определение функции состояния, так как их изменение зависит только от значений в начальном и конечном состояниях системы. Поэтому произведение давления на объем будет функцией состояния системы, а сумма этого произведения с внутренней энергией также будет представлять функцию состояния, которая называется энтальпией (H):

H=U+pV.       (4)

Тепловой эффект реакции при постоянном давлении можно представить в виде изменения свойства системы, т. е.

Q_p=H₂-H₁= D H,       (5)

где H₁ — энтальпия исходных веществ,

H₂ — энтальпия продуктов реакции.

Иными словами, Q_p, так же как и Q_v, не зависит от пути протекания реакции.

Из уравнений [4] и [5], учитывая уравнение Менделеева-Клапейрона:

pV= n RT,

получим соотношение между тепловыми эффектами реакций между идеальными газами, протекающих при постоянных давлении и объеме:

Q_p = Q _V + n RT.         (1)

Теплоемкость — количество теплоты, поглощаемое телом при нагревании на 1 градус (1°С или 1 К).

Теплоемкость единицы массы вещества называют удельной теплоемкостью [Дж/кг∙ К]

Теплоемкость 1 моля вещества — молярная (мольная) теплоемкость [Дж/моль∙ К].

Количество теплоты, поглощенное телом при изменении его состояния, зависит не только от начального и конечного состояний, но и от условий перехода между ними. Различают теплоемкость при постоянном объеме (С_V) итеплоемкость при постоянном давлении (С_P, ). При постоянном давлении нагревание приводит к тому, что часть теплоты идет на совершение работы расширения тела, а часть — на увеличение его внутренней энергии, тогда как при нагревании при постоянном объеме вся теплота расходуется на увеличение внутренней энергии.

Для идеальных газов:

Cp = C_V+R.

По знаку теплового эффекта реакции делятся на: эндотермические – реакции, протекающие с поглощением тепла, и экзотермические – реакции, в результате которых тепло выделяется.

Запись термохимических уравнений отличается от записи уравнений химических реакций. При написании термохимических уравнений реакций необходимо указать дополнительную информацию:

а) для всех участников процесса – и для реагентов (веществ, вступивших в реакцию), и для продуктов (веществ, образовавшихся в результате реакции), используя нижние индексы, указывают их агрегатные состояния:

«к» – кристаллическое;

«ж» – жидкое;

«г» – газообразное;

«р» – раствор.

б) в правой части уравнения указывают тепловой эффект реакции. Например:

2Na_K + Н₂О_Ж = 2NaOH_p + Н_2г + 368 кДж

В термохимических таблицах обычно приводятся тепловые эффекты реакций при постоянном давлении, которые обозначаются D _r H_T⁰, где нижний индекс Т соответствует температуре, к которой относится данное значение теплового эффекта (обычно для Т= 298 К). Верхний индекс «°» означает, что все участники реакции находятся в стандартных состояниях. Этот тепловой эффект реакции называют изменением энтальпии реакции или чаще просто энтальпией реакции.

Различают следующие виды энтальпии:

1. Стандартная теплота (энтальпия) образования соединения. Эта величина является одной из ключевых величин в термодинамике. Стандартной энтальпией образованияхимического соединения называют стандартное изменение энтальпии в результате реакции образования 1 моля этого вещества из простых веществ, взятых в том агрегатном состоянии, в котором они находятся при стандартных условиях. Стандартные энтальпии образования простых веществ принимаются равными нулю. Энтальпия образования измеряется в кДж/моль.

2. Стандартная энтальпия сгорания. Эта величина чаще всего определяется при термохимических измерениях в калориметрах (специальных приборах). Стандартной энтальпией сгоранияназывается энтальпия реакции сгорания вещества в кислороде с образованием оксидов элементов, имеющих высшую степень окисления, или простых веществ, если они более устойчивы в данных условиях, чем оксиды.

3. Стандартная энергия (энтальпия) химической связи. Это изменение энтальпии в реакции образования одного моля двухатомных молекул (или других двухатомных частиц) из атомов веществ, находящихся в газообразном состоянии. Образование химической связи — процесс экзотермический, и поэтому энтальпия его всегда имеет отрицательное значение.

4. Стандартная энтальпия сублимации, испарения и плавления. Она равна стандартному изменению энтальпии при переходе одного моля твердого (жидкого) вещества в газообразное состояние. Так как большинство металлов переходит в газ в атомарном состоянии, для металлов эту величину еще называют энтальпией атомизации.

В основе всех термохимических расчетов лежит закон Гесса:

Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода (от промежуточных состояний).

Этот закон справедлив для реакций, протекающих либо: при постоянном объеме — в этом случае тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы, либо при постоянном давлении — тогда тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии, т. е. разности между алгебраическими суммами энтальпий образования продуктов и исходных веществ:

С помощью закона Гесса можно определить энтальпии образования веществ, которые невозможно измерить непосредственно.

На практике тепловые эффекты реакций определяются при различных температурах. При этом для любой химической реакции имеет место равенство:

являющееся математическим выражением закона Кирхгофа.

 

 

Приборы и реактивы

1. Химические стаканы, 250 и 500 мл.

2. Воронка.

3. Штатив.

4. Магнитная мешалка.

5. Бюретка.

6. Термометр.

7. 1 М раствор NaOH и 0, 5 М раствор H₂SO₄.

8. Вода дистиллированная.

 

Порядок выполнения работы

Приготовление растворов.

Приготовить в мерных колбах на 250 мл 1 М раствор NaOH и 0, 5 М раствор H₂SO₄. Точные концентрации полученных растворов определить методом титрования их контрольными растворами (см. л.р. №5 «Приготовление растворов и определение их концентрации методом титрования»). Перед титрованием разбавить исходные растворы в 10 раз.

 

Лабораторная установка.

Работа выполняется в простейшем калориметре:

Рисунок 3. Калориметр: 1 – штатив, 2 – воронка, 3 – термометр, 4 – внешний стакан, 5 – внутренний стакан, 6 – якорь мешалки, 7 – магнитная мешалка.

 

 

Реакция нейтрализации является экзотермической реакцией. За счет выделяющейся теплоты нагреваются реакционная смесь и стенки стакана. Если скачок температуры измерить достаточно быстро, то можно пренебречь нагреванием стенок стакана. Для измерения температуры реагентов и реакционной смеси использовать термометр с ценой деления 0, 1°С или внешний контактный термометр (сенсор).

 

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: