Калориметрический эксперимент.

Провести два опыта, отличающихся порядком смешивания реагентов.

Опыт №1. Приготовить два сухих взвешенных стакана объемом 250 мл. В один из них налить 50 мл ≈ 1 М раствора NaOH и взвесить стакан с раствором на весах с точностью 0, 1 г.

В другой стакан налить ≈ 0, 5 М раствора H₂SO₄. Количество добавляемой кислоты должно содержать 25–30 %-й избыток по сравнению со стехиометрическим количеством. Второй стакан также взвесить.

Растворы щелочи и кислоты выдержать 10–15 мин при комнатной температуре, после чего измерить температуру каждого из них термометром.

Собрать калориметр, как показано на рисунке 3, учитывая, что внутренний стакан – это стакан с раствором щелочи. Включить магнитную мешалку, и через воронку быстро влить раствор кислоты в раствор щелочи и внимательно следить за температурой реакционной смеси. Отметить максимальный скачок температуры (Δ t).

Опыт №2. Повторить эксперимент, изменив порядок смешивания реагентов. В два сухих взвешенных стакана поместить соответственно 50 мл 0, 5 М раствора H₂SO₄ и рассчитанное с 25 %-м избытком по отношению к теоретическому количеству 1 М раствора NaOH. Взвесить каждый из них и далее все операции выполнить, как в первом опыте. В калориметре должен находиться стакан с раствором кислоты.

Оценить тепловой эффект реакции нейтрализации в предположении, что удельная теплоемкость водного раствора с массой m равна = 4, 18 Дж/г. Тогда количество выделившейся теплоты

.

Измерить плотность ( ) конечного раствора. Из данных теплового эффекта реакции нейтрализации вычислить энтальпию реакции . Полученные результаты занести в таблицу:

№ опыта	Раствор NaOH		Раствор H2SO4		Δ t, º С	Q, Дж	Плотность ( ) конечного раствора, г/л	, кДж/моль
	m, г	C, г/моль	m, г	C, г/моль
1
2

 

Рассчитать среднее значение энтальпии реакции нейтрализации. Используя справочные данные, рассчитать теоретическую величину энтальпии реакции нейтрализации и сравнить с экспериментальным значением.

 

Контрольные вопросы

1. Сформулируйте первый закон термодинамики.

2. Понятие об энтальпии.

3. Какие виды энтальпии вы знаете?

4. Экзотермические и эндотермические процессы.

5. Что такое теплоемкость и как она определяется?

6. Какие виды теплоемкости вы знаете?

7. Закон Гесса.

8. Закон Кирхгоффа.

9. Отличаются ли энтальпии реакций нейтрализации сильной и слабой кислот? Если да, то почему?

10. Пользуясь данными о стандартных энтальпиях образования веществ в реакции 2Mg_(K) + СО_2(Г) = 2MgO_(K) + С (графит), вычислите тепловой эффект реакции.

Скорость химической реакции и равновесие

 

Цель работы:

Убедиться в справедливости закона действующих масс и принципа Ле-Шателье. Приобрести навыки измерения объемов растворов и расчета их концентраций, познакомиться с элементами нефелометрического анализа, используемыми в работе.

 

 

Теоретическая часть

Скорость химической реакции измеряется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Концентрацию С выражают числом молей в 1 л, время – в секундах. Средняя скорость реакции определяется как:

.

В самом общем виде при бесконечно малом временном интервале  мгновенная истинная скорость V оказывается равной

,

где n – стехиометрический коэффициент в уравнении, описывающем данную реакцию.

Таким образом, скорость химической реакции есть первая производная от концентрации по времени.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий протекания реакции – концентрации реагентов, температуры, присутствия катализаторов и некоторых других причин, характерных для гетерогенных процессов (интенсивности перемешивания, степени измельчения и т.п.).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс, являющимся основным законом химической кинетики: скорость химической реакции в гомогенных системах прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам. Так, при взаимодействии вещества А и В в соответствии с уравнением:

mA + nB = dD,

математическое выражение для скорости реакции имеет вид:

.

Убедиться в справедливости этого можно, проделав опыт 1 настоящей работы.

Многие химические реакции обратимы, т.е. протекают в противоположных направлениях, и не идут до конца. В таких реакциях устанавливается подвижное химическое равновесие, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются в момент химического равновесия, называются равновесными. Обычно их обозначают при помощи квадратных скобок, т. е. [А] и [В] в отличие от неравновесных концентраций C_A и С _B в вышеприведенной формуле.

Используя закон действующих масс для химического равновесия, можно рассчитать константу равновесия, равную отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению, равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Так, для системы:

mA + nB ↔ dD

значение константы равновесия будет равным

При заданной температуре К – величина постоянная, не зависящая от присутствия катализатора.

Меняя условия протекания реакции (температуру, концентрацию реагентов, давление), можно сместить химическое равновесие. Направление смещения равновесия в общем виде определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать извне какое-либо воздействие, то в системе возникает сдвиг равновесия в сторону процесса, ослабляющего оказанное воздействие. Убедиться в справедливости этого принципа позволяет опыт 2 данной лабораторной работы.

 

 

Приборы и реактивы

1. Три конические колбы на 100 мл.

2. Три мерных цилиндра на 10 и 50 мл.

3. Секундомер.

4. Рисунок в виде сетки.

5. Хлорид калия или аммония.

6. Растворы: тиосульфата натрия (0, 25 М), серной кислоты (2 н.), хлорида железа (0, 0025 н. и насыщенный), роданида калия или аммония (0, 0025 н. и насыщенный).

 

 

Порядок выполнения работы

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: